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.
Сера. Сероводород
Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.
В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.
Кристаллы природной серы
В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.
Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 о С она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 о С, она закипает. Выливая кипящую серу струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 о С). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекул S8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.
Нахождение в природе
В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).
Получение
Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.
В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:
Химические свойства серы
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 простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).
Взаимодействие серы с простыми веществами
Взаимодействие серы с цинком
Сера реагирует как окислитель:
Соединения серы
Сероводород
Получение сероводорода
- Получение из простых веществ:
- Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:
- Нагревание парафина с серой:
Физические свойства и строение сероводорода
Сероводород H2S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H2S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление.
Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H2S при обычной температуре составляет 2,5.
В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1 о .
Качественная реакция для обнаружения сероводорода
Для обнаружения анионов S 2- и сероводорода используют реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:
Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO3)2 чернеет в присутствии H2S из-за получения черного осадка PbS.
Химические свойства серы
H2S является сильным восстановителем
При взаимодействии H2S с окислителями образуются различные вещества — S, SО2, H2SO4
- Окисление кислородом воздуха:
- Окисление галогенами:
- Взаимодействие с кислотами-окислителями:
- Взаимодействие со сложными окислителями:
- Сероводородная кислота H2S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:
1-я ступень: H2S → Н + + HS —
2-я ступень: HS — → Н + + S 2-
H2S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:
- с активными металлами
- с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:
- с основными оксидами:
- с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:
Реакция с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Сульфиды
Получение сульфидов
- Непосредственно из простых веществ:
S + Fe → FeS
- Взаимодействие H2S с растворами щелочей:
- Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:
- Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:
Физические свойства сульфидов
Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
По растворимости в воде и кислотах сульфиды классифицируют на:
- растворимые в воде — сульфиды щелочных металлов и аммония;
- нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);
- нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS)
- гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
По цвету сульфиды можно разделить на:
Химические свойства сульфидов
Обратимый гидролиз сульфидов
- Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:
S 2- + H2O → HS — + ОН —
- Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
Необратимый гидролиз сульфидов
- Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:
Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются
NiS + HСl ≠
- Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:
- Сульфиды Ag2S, HgS, Hg2S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
- Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:
- Окислительный обжиг сульфидов является важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах
Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :
Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO2)
Способы получения сернистого газа
- Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:
- Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):
- Действие сильных кислот на сульфиты:
- Взаимодействие концентрированной H2SO4 с восстановителями, например с неактивными металлами:
Физические свойства сернистого газа
При обычной температуре SO2 — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO2.
Химические свойства сернистого газа
SO2 – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO2 может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.
- При растворении в воде SO2 частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.
- Как кислотный оксид, SO2 вступает в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
- При взаимодействии с окислителями SO2проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:
Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO4 является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона
- SO2 проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:
Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO3)
Способы получения серного ангидрида
- SO3 можно получить из SO2путем каталитического окисления последнего кислородом:
- ОкислениемSO2другими окислителями:
- Разложением сульфата железа (III):
Физические свойства серного ангидрида
При обычных условиях SO3 представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом. На воздухе SO3 «дымит» и сильно поглощает влагу.
SO3 – тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.
Химические свойства серного ангидрида
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.
- Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:
- Как кислотный оксид, SO3взаимодействует с щелочами и основными оксидами, образуются средние или кислые соли:
SO3 + MgO → MgSO4 (при сплавлении):
SO3 + ZnO = ZnSO4
- SO3проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).
Вступает в реакции с восстановителями:
- При растворении в концентрированной серной кислоте образует олеум (раствор SO3 в H2SO4).
Сернистая кислота (H2SO3)
Способы получения сернистой кислоты
При растворении в воде SO2 образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:
Физические свойства сернистой кислоты
Сернистая кислота H2SO3 – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.
Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.
Химические свойства сернистой кислоты
Общие свойства кислот
- Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
- кислые – гидросульфиты
- Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO2 и H2O:
Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты
Способы получения сульфитов
Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO2 с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Физические свойства сульфитов
Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.
Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н2O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO3)2 существуют только в растворе.
Химические свойства сульфитов
Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Mex(SO3)y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO3)x.
- Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная(окрашивают лакмус в синий цвет):
Реакции, протекающие без изменения степени окисления:
- Реакция с сильными кислотами:
- Термическое разложение сульфитов:
- Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO2, переходят в гидросульфиты:
- Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:
Сульфиты, также как и SO2, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4
- Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:
- Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:
- При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:
- При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:
Серная кислота (H2SO4)
Способы получения серной кислоты
В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др.
Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты включают:
1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:
2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.
3. Осушка сернистого газа в сушильной башне
4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.
5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:
6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.
Физические свойства, строение серной кислоты
При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл
При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Качественные реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов
Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Химические свойства серной кислоты
Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
- Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:
Характерны все свойства кислот:
- Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:
- Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):
- Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.
- Вступает в обменные реакции ссолями:
- Взаимодействует с металлами:
Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:
Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:
- Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:
- Металлы средней активности с концентрированной H2SO4 образуют соль, серу и воду:
- Такие металлы, как железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании, при удалении оксидной пленки реакция возможна.
- Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:
- В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:
- Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.
Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты
Способы получения солей серной кислоты
Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое соединение.
Физические свойства солей серной кислоты
Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных щёлочноземельных металлов (BaSO4, RaSO4), сульфаты лёгких щёлочноземельных металлов (CaSO4, SrSO4) и сульфат свинца.
Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.
Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
KАl(SO4)2 x 12H2O – алюмокалиевые квасцы.
Химические свойства солей серной кислоты
Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.
- Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.
- Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:
- Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:
- Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:
- Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:
http://al-himik.ru/sera-serovodorod/
http://zadachi-po-khimii.ru/neorganicheskaya-ximiya/soedineniya-sery.html