Экзаменационный гид

СЕРА

S
 

Физические свойства

 
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С
 

 Аллотропия

 

1)     ромбическая (a — сера) — S₈

t°пл. = 113°C;r = 2,07 г/см³
Наиболее устойчивая модификация.
 

 

2)     моноклинная (b — сера) — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C;r = 1,96 г/см³
Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

 

3)     пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

 

 
Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 

Строение атома

 
Размещение электронов по уровням и подуровням
 

	1s22p22p63s23p4
Размещение электронов по орбиталям (последний слой)	Степень окисления	Валентность
	+2, —2	II
	+4	IV
	+6	VI

 

Получение

 

1.      Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

 

2H₂S + O₂ ® 2S + 2H₂O

 

2H₂S + SO₂ ® 3S + 2H₂O

 

Химические свойства

 
Окислительные свойства серы
(S⁰ + 2e ® S^-2)
 

1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

 

2Na + S ® Na₂S
 

      c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:

 
2Al + 3S  –^t°®  Al₂S₃
Zn + S  –^t°®  ZnS

 

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

 

H₂ + S ® H₂S
2P + 3S ® P₂S₃
C + 2S ® CS₂

 
Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S — 2e ® S⁺²; S — 4e ® S⁺⁴; S — 6e ® S⁺⁶)
 

S + O₂  –^t°®  S⁺⁴O₂
2S + 3O₂  –^t°;pt®  2S⁺⁶O₃

 

4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl₂ ® S⁺²Cl₂

 

5)     c кислотами — окислителями:

S + 2H₂SO₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O
S + 6HNO₃(конц) ® H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

 
Реакции диспропорционирования:
 

3S⁰ + 6KOH ® K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O
 

7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

 

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ ® Na₂S₂O₃ тиосульфат натрия

   

Применение

 
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
 

СЕРОВОДОРОД

 

 
Физические свойства

 
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 3V H₂S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
 

Получение

 

H₂ + S  ¬^t°® H₂S

 

FeS + 2HCl ® FeCl₂ + H₂S­

 

Химические свойства

 

1)     РастворH₂S в воде – слабая двухосновная кислота:

 

H₂S « H⁺ + HS^— « 2H⁺ + S^2-
K₁ = ([H⁺] • [HS^—]) / [H₂S] = 1 • 10^-7
K₂ = ([H⁺] • [S^2-]) / [HS^—] = 1,3 • 10^-14

 

Сероводородная кислота образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

 

2)     Взаимодействует с основаниями:

 

H₂S + 2NaOH ® Na₂S + 2H₂O

 

3)    H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

 

H₂S^-2 + Br₂ ® S⁰ + 2HBr
H₂S^-2 + 2FeCl₃ ® 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl
H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O ® H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl
3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) ® 3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O
H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) ® S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O
 
(при нагревании реакция идет по — иному:
H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц)  –^t°®  4S⁺⁴O₂ + 4H₂O)

 

4)     Сероводород окисляется:

2H₂S^-2 + O₂ ® 2S⁰ + 2H₂O

2H₂S^-2 + 3O₂ ® 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O

 

5)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

 

4Ag + 2H₂S + O₂ ® 2Ag₂S + 2H₂O

 

6)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды — образование темно-коричневого (почти черного) осадкаPbS:

 

H₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2HNO₃
Na₂S + Pb(NO₃)₂ ® PbS¯ + 2NaNO₃
Pb²⁺ + S^2- ® PbS¯

 

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

 

PbS + 4H₂O₂ ® PbSO₄(белый) + 4H₂O

 

Сульфиды
 
Получение

 

1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

 

Hg + S ® HgS

 

2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи:

 

H₂S + 2KOH ® K₂S + 2H₂O

 

3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

 

CdCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + CdS¯
Pb(NO₃)₂ + Na₂S ® 2NaNO₃ + PbS¯
ZnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + ZnS¯
MnSO₄ + Na₂S ® Na₂SO₄ + MnS¯
2SbCl₃ + 3Na₂S ® 6NaCl + Sb₂S₃¯
SnCl₂ + Na₂S ® 2NaCl + SnS¯

 

Химические свойства

 

1)     Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

 

K₂S + H₂O « KHS + KOH
S^2- + H₂O « HS^— + OH^—

 

2)     Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

 

ZnS + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂S­
HgS + H₂SO₄ –®

 

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃:

 

FeS₂ + 8HNO₃ ® Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O

 

3)     Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:

 

Na₂S + nS ® Na₂S_n+1 (1 £ n £ 5)

 
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
 

2Na₂S₂ + 3O₂ ® 2Na₂S₂O₃

 
На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

ОКСИДЫ СЕРЫ

 

Оксид серы IV

 
SO₂  (сернистый ангидрид; сернистый газ)
 

 
Физические свойства

 
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 40V SO₂ при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
 

Получение

 

1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O₂ ® SO₂

   

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

 

3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

 

Na₂SO₃ + 2HCl ® 2NaCl + SO₂­ + H₂O

 

4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

 

Cu + 2H₂SO₄(конц) ® CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

 

Химические свойства

 

1)     Сернистый ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислотаH₂SO₃(существует только в водном растворе)

 

SO₂ + H₂O  «  H₂SO₃ ¬^K1® H⁺ + HSO₃^—  ¬^K2® 2H⁺ + SO₃^2-
K₁ = ([H⁺] • [HSO₃^—]) / [H₂SO₃] = 1,6 • 10^-2
K₂ = ([H⁺] • [SO₃^2-]) / [HSO₃^—] = 1,3 • 10^-7

 

H₂SO₃образует два ряда солей — средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

 

Ba(OH)₂ + SO₂ ® BaSO₃¯(сульфит бария) + H₂O
Ba(OH)₂ + 2SO₂ ® Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

 

2)     Реакции окисления (S⁺⁴– 2e® S⁺⁶)

 

SO₂ + Br₂ + 2H₂O ® H₂SO₄ + 2HBr
5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O ® K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄

 

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

 

2Na₂SO₃ + O₂ ® 2Na₂SO₄; 2SO₃^2- + O₂ ® 2SO₄^2-

 

3)     Реакции восстановления(S⁺⁴+ 4e® S⁰)

 

SO₂ + С  –^t°®  S + СO₂
SO₂ + 2H₂S ® 3S + 2H₂O

 

Оксид серы VI

 
SO₃  (серный ангидрид)
 

 
Физические свойства

 
Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе «дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
 

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

 
Твердый SO₃ существует в трех модификациях. SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
 

Получение

 

2SO₂ + O₂  ¬^{кат;450°C}®  2SO₃

 

Fe₂(SO₄)₃  –^t°®  Fe₂O₃ + 3SO₃­

 

Химические свойства

 

1)     Серный ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

 

SO₃ + H₂O ® H₂SO₄ « H⁺ + HSO₄^— « 2H⁺ + SO₄^2-

 

H₂SO₄образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

 

2NaOH + SO₃ ® Na₂SO₄ + H₂O
NaOH + SO₃ ® NaHSO₄

 

2)    SO₃— сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА

 
H₂SO₄
 

 
Физические свойства

 
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); r = 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
 

 
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
 
 
   

Производство серной кислоты

 
1-я стадия. Печь для обжига колчедана.
 

4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный:

1)     измельчение железного колчедана (пирита)
2)     метод «кипящего слоя»
3)     800°С; отвод лишнего тепла
4)     увеличение концентрации кислорода в воздухе

 
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V₂O₅):
 

2SO₂ + O₂ « 2SO₃

 
3-я стадия. Поглотительная башня:
 

nSO₃ + H₂SO₄(конц) ® (H₂SO₄ • nSO₃)(олеум)

 
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.
 

Химические свойства

 
H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота
 

H₂SO₄ « H⁺ + HSO₄^— « 2H⁺ + SO₄^2-

 
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
 

K₂ = ([H⁺] • [SO₄^2-]) / [HSO₄^—] = 1,2 • 10^-2

 

1)     Взаимодействие с металлами:

 

a)     разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) ® Zn⁺²SO₄ + H₂O­

 

b)     концентрированная H₂⁺⁶SO₄– сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S⁺⁴O₂,S⁰или H₂S^-2(без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr — пассивируются):

 

2Ag⁰ + 2H₂⁺⁶SO₄ ® Ag₂⁺¹SO₄ + S⁺⁴O₂­ + 2H₂O
8Na⁰ + 5H₂⁺⁶SO₄ ® 4Na₂⁺¹SO₄ + H₂S^-2­ + 4H₂O

 

2)     концентрированнаяH₂S⁺⁶O₄реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S⁺⁴O₂):

 

С⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® C⁺⁴O₂­ + 2S⁺⁴O₂­ + 2H₂O
S⁰ + 2H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 3S⁺⁴O₂­ + 2H₂O
2P⁰ + 5H₂S⁺⁶O₄(конц) ® 5S⁺⁴O₂­ + 2H₃P⁺⁵O₄ + 2H₂O

 

CuO + H₂SO₄ ® CuSO₄ + H₂O
CuO + 2H⁺ ® Cu²⁺ + H₂O

 

H₂SO₄ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + 2H₂O
H⁺ + OH^— ® H₂O
H₂SO₄ + Cu(OH)₂ ® CuSO₄ + 2H₂O
2H⁺ + Cu(OH)₂ ® Cu²⁺ + 2H₂O

 

5)     обменные реакции с солями:

BaCl₂ + H₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2HCl
Ba²⁺ + SO₄^2- ® BaSO₄¯

 

Образование белого осадка BaSO₄(нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

 

MgCO3 + H2SO4 ® MgSO4 +	H2O + CO2­
	H2CO3

 

MgCO₃ + 2H⁺ ® Mg²⁺ + H₂O + CO₂­