Сера — химические свойства, получение, соединения.

Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы:

FeS ₂ — железный колчедан или пирит,

ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),

PbS — свинцовый блеск или галенит,

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Видео:Сера: химические свойства, аллотропия и её соединения #сера #химшкола #неметаллы #егэхимияСкачать

Аллотропные модификации серы

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О ₂ и О ₃ , S ₂ и S ₈ , Р ₂ и Р ₄ и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны S ₈ , образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

Открытые цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

1) ромбическая — S ₈

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3

Наиболее устойчивая модификация.

2) моноклинная — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3) пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

Видео:Химия 9 класс (Урок№11 - Сера. Серовород. Сульфиды.)Скачать

Получение серы

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

Видео:Соединения серы. 9 класс.Скачать

Химические свойства серы

Окислительные свойства серы
( S 0 + 2ē → S -2 )

1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

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

2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

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

S + O ₂ – t° → S +4 O ₂

2S + 3O ₂ – t °; pt → 2S +6 O ₃

S + Cl ₂ → S +2 Cl ₂

S + 3F ₂ → SF ₆

Со сложными веществами:

5) c кислотами — окислителями:

S + 2H ₂ SO ₄ (конц) → 3S +4 O ₂ + 2H ₂ O

S + 6HNO ₃ (конц) → H ₂ S +6 O ₄ + 6NO ₂ + 2H ₂ O

Реакции диспропорционирования:

6) 3S 0 + 6KOH → K ₂ S +4 O ₃ + 2K ₂ S -2 + 3H ₂ O

7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S 0 + Na ₂ S +4 O ₃ → Na ₂ S ₂ O ₃ тиосульфат натрия

Видео:9 класс § 28 "Кислородные соединения серы"Скачать

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).

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 сульфидов1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.Например , сера взаимодействует с магнием и кальцием:S + Mg → MgSS + Ca → CaSСера взаимодействует с натрием:S + 2Na → Na₂S2. 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 сульфидов1. 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 + H₂SА 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 + S5. 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 + 2SO₂Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO6. 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 серыОксид 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 + 2CuO3. 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 → NaHSO₃Еще 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 + SОксид 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 → NaHSO₄Еще 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 кислотаСтроение молекулы и физические свойстваСерная 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. 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:

• Непрерывность.
• Противоток
• Катализ
• Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
• Теплообмен
• Рациональное использование сырья

Химические свойстваСерная 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 кислотаСернистая 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 свойства1. 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 – сульфатыСерная 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 окислительныесвойства и могут взаимодействовать с восстановителями.Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купоросFeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купоросZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купоросКак металлы реагируют с серой уравнение реакцийСера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов — элементов VIa группы.Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серыЭлектроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.Природные соединения

• FeS₂ — пирит, колчедан
• ZnS — цинковая обманка
• PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ — сурьмяный блеск, Bi₂S₃ — висмутовый блеск
• HgS — киноварь
• CuFeS₂ — халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• CuS — ковеллин
• BaSO₄ — барит, тяжелый шпат
• CaSO₄ — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H₂S, SO₂.Серу можно получить разложением пиритаВ лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.Реакции с неметалламиНа воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO₂. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.Реакции с кислотамиПри взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.Реакции с щелочамиСера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.Реакции с солямиСера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Сероводород — H₂SБесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).KOH + H₂S = KHS + H₂O (гидросульфид калия, избыток кислоты)Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S 2- ). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.Оксид серы — SO₂Сернистый газ — SO₂ — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.В лаборатории SO₂ получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).Сернистая кислотаСлабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.Диссоциирует в водном растворе ступенчато.В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.H₂SO₃ + KOH = H₂O + KHSO₃ (соотношение кислота — основание, 1:1)С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

Оксид серы VI — SO₃Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия — Pr, V₂O₅).В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O (основание в избытке — средняя соль)SO₃ + KOH = KHSO₄ + H₂O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

SO₃ — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.

🎥 Видео

Химия 9 класс (Урок№12 - Оксид серы (IV). Сернистая кислота и ее соли.)Скачать

Элементы 16 (VIA) группы. 9 класс.Скачать

СЕРА | Химия 9 классСкачать

Аллотропия серыСкачать

Кислород и сера VIA группа | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

Щелчок ЕГЭ-2023 по химии | Химические свойства серыСкачать

Сера: химические и физические свойства | ЕГЭ Химия | Лия МенделееваСкачать

Химические опыты: Сера и соединения серыСкачать

Соединения серы. Видеоурок 12.2. Химия 9 классСкачать

Сероводород и сульфиды. 11 класс.Скачать

Химия 9 класс (Урок№13 - Оксид серы (VI). Серная кислота и ее соли.)Скачать

Все про серную кислоту | Химия ОГЭ 2023 | УмскулСкачать

Оксид серы. Способы получения и химические свойства | ХимияСкачать

Химия 11 класс. Соединения серы (сероводород, сернистый газ)Скачать

Серная кислота и ее соли. 9 класс.Скачать

Опыты по химии. Образцы серы и ее природных соединенийСкачать