Справочники / Репетитор по химии - Белов Н.В

+4 –1

H2SO3 + 2H2S = 3S0 + 3H2O

Химические свойства

Сера — типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных

свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с просты-

ми веществами — восстановителями (металлами, водоро-

дом, некоторыми неметаллами, имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более

сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотамокислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

400

в) с фосфором:

t° +3–2

2Р0 + 3S0 = P2S3; г) с водородом:

t° +1–2

Н20 + S0 H2S.

Взаимодействие со сложными веществами

а) В воде сера не растворяется и даже не смачивается

водой; б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-

окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:

восстановитель конц.

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (само- окисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

Применение

Сера широко применяется для борьбы с вредителями сельского хозяйства, для вулканизации каучука, в производстве спичек, пороха и т. д. В медицине серу используют для лечения кожных заболеваний.

СЕРОВОДОРОД И СЕРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА

Сера с водородом образует летучее соединение — сероводород H2S. Сероводород — это бесцветный газ с неприятным запахом, ядовит. В природе сероводород образуется

401

при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода.

Кислотно-основные свойства

Раствор сероводорода в воде — сероводородная вода — является слабой двухосновной кислотой, поэтому диссоци-

Сероводородная кислота имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H2S + СаО = CaS + Н2О

б) H2S + NaOH NaHS + Н2О

H2S + ОН– HS– + Н2О

H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O

H2S + 2OH– S2– + 2H2O

в) CuSO4 + H2S = CuS + H,SO4

Cu2+ + H2S = CuS + 2H+

r) Ca + H2S = CaS + H2 .

Все кислые соли сероводородной кислоты — гидросульфиды, например NaHS, Ca(HS)2 хорошо растворимы в во-

де. Нормальные соли — сульфиды растворяются в воде поразному. Растворимыми являются сульфиды щелочных

и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония (NH4)2S. Сульфиды остальных металлов в воде нераствори-

мы, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути и некоторых других металлов (тяжелых) не растворяются даже в кисло-

тах (кроме азотной кислоты).

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: PbS и CuS — черную, CdS — желтую, ZnS, MgS — белую, MnS — розовую. Это свойство их используется в аналитической хи-

мии для открытия катионов.

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т. е. на сульфид-ион S2–) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При

402

этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS + 2NaNO3

S2– + Pb2+ = PbS

Окислительно-восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления –2, а поэтому может только окисляться. Это отражено в приведенной ниже схеме:

Окисление

–8e

–6e#

–2e#

Являясь восстановителем, сероводород легко окисляется: а) кислородом воздуха:

–2 –2

2H2S+ О20 = 2Н2О+ 2S0 (при недостатке О2)

2H2S + 3О20 = 2SO2 + 2Н2О (в избытке О2); б) бромной водой Br2:

H2S + Br20 = 2НBr + S

Бромная вода (Br2), имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия КMnО4:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S0 + 8Н2О

403

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т. д.:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S0 + 2HCl

+4 –2

H2SO3 + 2H2S = 3S0 + 3H2O

Применение

Сероводородная вода (раствор H2S в воде) издавна применяется в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

ОКСИДЫ СЕРЫ

Сера с кислородом образует два оксида: SO2 — оксид серы (IV) и SO3 — оксид серы (VI).

Оксид серы (IV) — SO2 (сернистый газ, сернистый ангидрид)

Физические свойства

Сернистый газ — это бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется около 40 объемов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота — H2SO3.

Химические свойства

Рассмотрим кислотно-основные и окислительно-восста- новительные свойства SO2.

Кислотно-основные свойства

Сернистый газ — типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

404

а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые (гидросульфиты) и средние (сульфиты):

Сернистая кислота существует только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Уравнения ступенчатой диссоциации сернистой кислоты:

H2SO3 H+ + HSO3– гидросульфит-ион,

HSO3– Н+ + SO32– сульфит-ион.

Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно-восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ SO2 может быть как окислителем, так и восстановителем,

потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточ-

ную степень окисления +4.

Как окислитель SO2 реагирует с более сильными восстановителями, например с сероводородом:

+4 –2

SО2 + 2H2S = 3S0 + 2Н2О

Как восстановитель SO2 реагирует с более сильными окислителями, например с кислородом в присутствии катализатора, с хлором и т. д.:

SO2 + Сl20 + 2Н2О == H2SO4 + 2HCl

405

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

t°

S + О2 = SO2

2) В промышленности сернистый газ получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить: а) при действии кислот на соли сернистой кислоты:

t° SO2 Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3

Н2О б) при взаимодействии концентрированной серной кис-

лоты с тяжелыми металлами:

t°

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O

Применение

Сернистый ангидрид находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют для уничтожения вредных микроорганизмов. В больших количествах сернистый газ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) — SO3 (серный ангидрид) Физические свойства

Серный ангидрид SO3 — это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу (гигроскопичен).

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

406

а) с основаниями, образуя два типа солей — кислые (гидросульфаты) и средние (сульфаты):

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O;

Сульфат

натрия

б) с основными оксидами:

Особым свойством серного ангидрида является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор серного ангидрида в серной кислоте имеет название олеум.

Образование олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4 · nSO3.

Олеум

При п = 1 образуются бесцветные кристаллы пиросерной кислоты:

H2SO4 + SO3 = H2S2O7 Пиросерная кислота

Окислительно-восстановительные свойства

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO2), на-

пример:

3SO3 + H2S = 4SO2 + H2O

Получение

Серный ангидрид образуется при окислении сернисто-

го газа:

t°, кат.

2SO2 + O2 ==== 2SO3

Применение

В чистом виде серный ангидрид практического значения не имеет. Он получается как промежуточный продукт при производстве серной кислоты.

407

СЕРНАЯ КИСЛОТА

Физические свойства

Серная кислота — это тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична; хорошо растворяется в воде. При растворении концентрированной серной кислоты в воде вьщеляется большое количество тепла, поэтому ее надо осторожно приливать в воду (а не наоборот!) и перемешивать раствор.

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H3SO4

менее 70 % обычно называют разбавленной серной кисло-

той. Раствор серной кислоты в воде с содержанием H2SO4

более 70 % обычно называют концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Ее диссоциация (ионизация) выражается следующим уравнением:

H2SO4 2Н+ + SO42– Разбавленная серная кислота реагирует:

а) с основными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2О;

б) с основаниями: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О; в) с солями: H2SO4 + ВаСl2 = BaSO4 + 2HCl

SO42– + Ва2+ = BaSO4

Процесс взаимодействия ионов Ва2+ с сульфат-ионами

SO42– приводит к образованию белого нерастворимого осадка BaSO4. Это качественная реакция на сульфат-ион.

Окислительно-восстановительные свойства

В разбавленной H2SO4 окислителями являются ионы водорода Н+, а в концентрированной — сульфат-ионы SO42–.

Ионы SO42– являются более сильными окислителями, чем ионы Н+ (см. схему).

408