Качественная реакция на сульфид-анион s2- и на h2s

Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S^2- и сероводорода:

H₂S+Pb(NO₃)₂=2HNO₃+PbS↓ – черный осадок.

Газообразный H₂S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO₃)₂, которая чернеет в присутствии H₂S

Сульфиды

Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами

Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.

Обратимый гидролиз растворимых сульфидов

Сульфиды щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени: S^2-+H₂O ⇆ HS^- +OH^-. Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию.

Труднорастворимые сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg благодаря гидролизу переходят в растворимые кислые соли – гидросульфиды:

2CaS+2HOH=Ca(HS)₂+Ca(OH)₂

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает по второй ступени:

HS^-+H₂O ⇆ H₂S↑+OH^-

Необратимый гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:

Al₂S₃+6H₂O=3H₂S↑+2Al(OH)₃↓

Аналогичным образом разлагаются Cr₂S₃, Fe₂S₃.

Нерастворимые сульфиды

Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гидролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:

FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S↑;

ZnS+2HCl=ZnCl₂+H₂S↑.

Окислительный обжиг сульфидов

Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂↑;

4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8SO₂↑

Соединения серы (IV). SO₂ - оксид серы

Физические свойства.

SO₂ - диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде.

Химические свойства. SO_{2 -} кислотный оксид.

При растворении SO₂ в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды – образуется слабая сернистая кислота. В водном растворе устанавливаются равновесия:

SO₂+H₂O ⇆ H₂SO₃ ⇆ H⁺+HSO₃^- ⇆ 2H⁺+SO₃^2-

При обычных условиях равновесие сильно смещено влево.

Взаимодействие с основными оксидами и щелочами.

SO₂+CaO=CaSO₃ – сульфид кальция

SO₂+NaOH=NaHSO₃ – гидросульфит натрия

SO₂+2NaOH=H₂O+Na₂SO₃ – сульфит натрия

SO_{2 -} активный восстановитель.

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

2SO₂+O₂=2SO₃

SO₂+O₃=SO₃+O₂

SO₂+NO₂=SO₃+NO

На свету легко окисляется хлором:

SO₂+Cl₂=SO₂Cl₂ – хлористый сульфурил

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота:

SO₂+2HNO₃=H₂SO₄+2NO₂ ↑;

SO₂+H₂O₂=H₂SO₄

Обесцвечивание окрашенных окислителей (KMnO₄ и Br₂) – качественная реакция для распознавания SO₂:

SO₂+Br₂+2H₂O=H₂SO₄+2HBr

3SO₂+2KMnO₄+4H₂O=3H₂SO₄+2MnO₂↓+2KOH

SO_{2 -} окислитель (при взаимодействии с сильными восстановителями):

Продуктом восстановления чаще всего является свободная сера:

SO₂+2H₂S 3S↓+2H₂O

SO₂+2CO S+2CO₂

H₂SO₃ - сернистая кислота

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO₂ в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) – сульфиты и кислые – гидросульфиты.

Сульфиты щелочных Ме и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных металлов нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Ме хорошо растворимы в воде, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Гидролиз сульфитов

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий):

SO₃^2-+H₂O⇆HSO₃^-+OH^-

Na₂SO₃+H₂O⇆NaHSO₃+NaOH

Химические свойства сульфитов

1. Не окислительно-восстановительные реакции.

а) Взаимодействие с сильными кислотами:

Na₂SO₃+2HCl=2NaCl+SO₂↑+H₂O

NaHSO₃+HCl=NaCl+SO₂↑+H₂O

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и H₂O.

б) Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃=CaO+SO₂↑

в) Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты:

CaSO₃+SO₂+H₂O=Ca(HSO₃)₂

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются растворимые гидросульфиты.

г) Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃+ZnCl₂=ZnSO₃↑+2NaCl

2. Окислительно-восстановительные реакции:

Сульфиты, подобно SO₂ , могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO₃^2- находятся в промежуточной степени окисления +4.

а) Сульфиты как восстановители:

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Na₂SO₃+Br₂+H₂O=Na₂SO₄+2HBr

5K₂SO₃+2KMnO₄+3H₂SO₄=6K₂SO₄+2MnSO₄+3H₂O

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄

б) Сульфиты как окислители:

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как C, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

Na₂SO₃+3C=Na₂S+3CO↑

в) Диспропорционирование сухих сульфитов:

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃=3K₂SO₄+K₂S