Как из h2so4 получить h2s уравнение реакции

Сероводород

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Оксиды серы. Серная кислота

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

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

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 объёме воды растворяется около 40 объёмов сернистого газа, при этом образуется сернистая кислота H₂SO₃.

Химические свойства

Сернистый газ – типичный кислотный оксид. Он взаимодействует:

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

б) с основными оксидами:

Сернистая кислота существуют только в растворе, относится к двухосновным кислотам. Сернистая кислота обладает всеми общими свойствами кислот.

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно-восстановительных процессах сернистый газ может быть как окислителем, так и восстановителем, потому что атом серы в этом соединении имеет промежуточную степень окисления +4.

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

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

Получение

1) Сернистый газ образуется при горении серы:

2) В промышленности его получают при обжиге пирита:

3) В лаборатории сернистый газ можно получить:

а) при действии кислот на сульфиты:

б) при взаимодействии концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Применение

Сернистый газ находит широкое применение в текстильной промышленности для отбеливания различных изделий. Кроме того, его используют в сельском хозяйстве для уничтожения вредных микроорганизмов в теплицах и погребах. В больших количествах SO₂ идет на получение серной кислоты.

Оксид серы (VI) – SO₃ (серный ангидрид)

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

Химические свойства

Как типичный кислотный оксид серный ангидрид взаимодействует:

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

Особым свойством SO₃ является его способность хорошо растворяться в серной кислоте. Раствор SO₃ в серной кислоте имеет название олеум.

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (обычно восстанавливается до SO₂):

Получение и применение

Серный ангидрид образуется при окислении сернистого газа:

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

Серная кислота H₂SO₄

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и европейских алхимиков. Ее получали, прокаливая на воздухе железный купорос (FeSO₄∙7H₂O): 2FeSO₄ = Fe₂O₃ + SO₃↑ + SO₂↑ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃ + 5S = 3K₂SO₄ + 2SO₃↑ + 3N₂↑, а выделяющиеся пары серного ангидрида конденсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ называли купоросным маслом или серным маслом. В 1595 г. алхимик Андреас Либавий установил тождественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина – устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству серной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществляли в свинцовых камерах, на дно которых наливали воду. В верхней части камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда запускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не образовывалась кислота требуемой концентрации.

В XIX в. способ усовершенствовали: вместо селитры стали использовать азотную кислоту (она при разложении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные газы были сконструированы специальные башни, которые и дали название всему процессу – башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Серная кислота

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

Раствор серной кислоты в воде с содержанием H₂SO₄ менее 70% обычно называют разбавленной серной кислотой, а раствор более 70% — концентрированной серной кислотой.

Химические свойства

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства сильных кислот. Она реагирует:

Процесс взаимодействия ионов Ва 2+ с сульфат-ионами SO₄ 2+ 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 SO₄ 2+ . Ионы SO₄ 2+ являются более сильными окислителями, чем ионы Н + (см.схему).

В разбавленной серной кислоте растворяются металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся до водорода. При этом образуются сульфаты металлов и выделяется водород:

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода, не реагируют с разбавленной серной кислотой:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы и некоторые органические вещества.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами, которые в электрохимическом ряду напряжений находятся после водорода (Cu, Ag, Hg), образуются сульфаты металлов, а также продукт восстановления серной кислоты – SO₂.

Реакция серной кислоты с цинком

Более активными металлами (Zn, Al, Mg) концентрированная серная кислота может восстанавливаться до свободной серы или сероводорода. Например, при взаимодействии серной кислоты с цинком, магнием, алюминием в зависимости от концентрации кислоты одновременно могут образовываться различные продукты восстановления серной кислоты – SO₂, S, H₂S:

На холоде концентрированная серная кислота пассивирует некоторые металлы, например алюминий и железо, поэтому ее перевозят в железных цистернах:

Концентрированная серная кислота окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь до оксида серы (IV) SO₂:

Получение и применение

Реакция серной кислоты с сахаром

В промышленности серную кислоту получают контактным способом. Процесс получения происходит в три стадии:

1. Получение SO₂ путем обжига пирита:

1. Окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия (V):

Полученный олеум перевозят в железных цистернах. Из олеума получают серную кислоту нужной концентрации, приливая его в воду. Это можно выразить схемой:

Серная кислота находит разнообразное применение в самых различных областях народного хозяйства. Ее используют для осушки газов, в производстве других кислот, для получения удобрений, различных красителей и лекарственных средств.

Соли серной кислоты

Железный купорос

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде (малорастворим CaSO₄, еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄). Некоторые сульфаты, содержащие кристаллизационную воду, называются купоросами:

CuSO₄ ∙ 5H₂O медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O железный купорос

Соли серной кислоты имеют все общие свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию.

Сульфаты активных металлов (Na, K, Ba) не разлагаются даже при 1000 о С, а других (Cu, Al, Fe) – распадаются при небольшом нагревании на оксид металла и SO₃:

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Производство серной кислоты контактным способом» Производство-серной-кислоты-контактным-способом.docx (Одна Загрузка)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

*на изображении записи фотография медного купороса

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Серная кислота

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.

Замечу, что существует олеум — раствор SO₃ в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.

Получение

Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO₂ до SO₃ и последующим взаимодействием с водой.

Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:

В окислительной башне смешивают оксиды азота (II) и (IV) с воздухом:

Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:

В ходе гидролиза нитрозилсерной кислоты получают азотистую кислоту и серную:

В упрощенном виде нитрозный способ можно записать так:

Химические свойства

• Кислотные свойства

В водном растворе диссоциирует ступенчато.

Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли — сульфаты.

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 — кислая соль)

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O (сульфат калия, соотношение 2:1 — средняя соль)

С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие другие кислоты, способна растворять осадки.

Серная кислота окисляет неметаллы — серу и углерод — соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.

Реакции с металлами

Реакции разбавленной серной кислоты с металлами не составляют никаких трудностей: она реагирует как самая обычная кислота, например HCl. Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют из серной кислоты водород, а стоящие после — не реагируют с ней.

Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления. Они окисляются до +2.

Cu + H₂SO_4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)

Концентрированная серная кислота ведет себя совершенно по-иному. Водород никогда не выделяется, вместо него с активными металлами выделяется H₂S, с металлами средней активности — S, с малоактивными металлами — SO₂.

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Be, Co. При нагревании или амальгамировании данных металлов реакция идет.

Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3. В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.

Иногда в тексте задания даны подсказки. Например, если написано, что выделился газ с неприятным запахом тухлых яиц — речь идет об H₂S, если же написано, что выделилось простое вещество — речь о сере (S).

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.