Уравнения реакций получения оксидов и сульфидов

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, Fe₂S_3, 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 Me_x(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:

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета .

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

• в самородном виде;
• в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
• в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

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

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.

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.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например , гидроксида калия с сероводородом:

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например , при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах .

Например , сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

А сульфид никеля, например , не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте . При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например , сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например , сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например , сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2− .

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например , сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например , сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .

Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

• Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
• Очистка полученного газа от примесей.
• Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
• Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

1. Непрерывность.
2. Противоток
3. Катализ
4. Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
5. Теплообмен
6. Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:

4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .

Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Урок №12. Сероводород. Сульфиды

Повторите тему 9 класса:

ПОЛУЧЕНИЕ СЕРОВОДОРОДА

Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц.

Сероводород (H 2 S) в лаборатории можно получить нагреванием смеси парафина с серой.

Выделяющийся сероводород можно обнаружить с помощью влажной универсальной индикаторной бумаги: под действием сероводорода она краснеет. При добавлении сульфата меди к сероводородной воде выпадает черный осадок сульфида меди

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓+ H 2 SO 4

По черному осадку сульфида свинца можно обнаружить сульфид-ион.

Сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS (тв.) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S↑

FeS (тв.) + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 S↑

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

H 2 + S ↔ H 2 S↑ + 20,92 кДж

Выход H 2 S мал, т.к. обратимая реакция обратима

Наиболее чистый сероводород можно получить при гидролизе сульфида алюминия

Al 2 S 3 (тв.) + 6H 2 O (ж.) = холод = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑

Сероводород можно получить в других реакциях:

8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O

8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S↑ + 4H 2 O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРОВОДОРОДА

В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства .

H 2 S ↔ H + + HS — (I ступень)

HS — ↔ H + + S 2- (II ступень)

Изменяет окраску индикаторов на красную – кислая среда.

2) Взаимодействие с растворами оснований. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

K 2 S средняя соль — сульфид калия

H 2 S (избыток) + KOH = KHS + H 2 O

KHS кислая соль — гидросульфид калия

3) С растворами солей тяжёлых металлов (Cu, Pb, Ni, Cd, Zn):

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

CuS осадок чёрного цвета

Сульфиды тяжёлых металлов окрашены: PbS; CuS; NiS – чёрные. СdS – жёлтый. ZnS – белый.

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

H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS + 2HNO 3

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

Сероводород – восстановитель

Сероводород H 2 S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2.

1) При недостатке кислорода и в растворе H 2 S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H 2 S + O 2 (нед.) = 2S↓ +2H 2 O

В избытке кислорода:

2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 ↑ + 2H 2 O

2) Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H 2 S -2 + Br 2 = S 0 + 2HBr

Br 2 — бромная вода — обесцвечивается

H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S↓

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

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O → H 2 SO 4 + 8HCl

Азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H 2 S + 2HNO 3(конц.) = S + 2NO 2 + 2H 2 O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H 2 S + 8HNO 3(конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

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

Оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl

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

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O

Интересно! Серебряные и медные монеты чернеют на воздухе и в воде, если в среде содержится сероводород:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H 2 S + H 2 SO 4(конц.) = S + SO 2 + 2H 2 O

Либо до оксида серы (IV):

H 2 S + 3H 2 SO 4(конц.) = 4SO 2 + 4H 2 O

СУЛЬФИДЫ

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Чёрные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS)

Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)

ПОЛУЧЕНИЕ СУЛЬФИДОВ

1) Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

2) Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей

H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O

3) Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды)

Pb(NO 3 ) 2 + Н 2 S = 2НNO 3 + PbS

ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ

1) Гидролиз. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

Na 2 S+H 2 O↔NaHS+NaOH;

2) С растворами кислот. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

CaS + 2HCl = CaCl 2 + H 2 S↑

3) С концентрированными кислотами. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

CuS + 8HNO 3 = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS + 4H 2 SO 4(конц. гор.) = CuSO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O

4) Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O

Сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl 2 = CuCl 2 + S

5) Обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

2Cr 2 S 3 + 9O 2 = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2

2ZnS + 3O 2 = 2SO 2 + ZnO

6) Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2−

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3

Na 2 S + 2AgNO 3 = Ag 2 S↓ + 2NaNO 3

Na 2 S + Cu(NO 3 ) 2 = CuS↓ + 2NaNO 3

7) Необратимый гидролиз

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Разложение происходит и при взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl