Все возможные уравнения реакций серы

Сера — 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 серы

Электроны 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 пирита

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

Реакции с неметаллами

На 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 кислотами

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

Реакции с солями

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Сероводород — H₂S

Бесцветный 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 — SO₂

Сернистый 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 кислота

Слабая, 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 — SO₃

Является 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.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022

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

Видео:Соединения серы. 9 класс.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):

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:

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

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Сера в химии — классификация, получение, свойства, формулы и определения с примерами

Содержание:

Сера — химический элемент и простое вещество:

Сера, так же как и кислород, является элементом VIA-группы периодической системы, она находится в третьем периоде. Рассмотрим свойства этого химического элемента и образуемых им простых веществ.

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

Сера в природе

Массовая доля серы в земной коре составляет около 0,05 %, она является распространенным элементом. В природе сера встречается как в виде самородной серы (рис. 49), так и в составе различных минералов и горных пород (рис. 50): сульфидов

Видео:СЕРНАЯ КИСЛОТА разбавленная и концентрированная - в чем отличия? | Химия ОГЭСкачать

Строение атома серы

В атоме серы 16 электронов (рис. 51), из них 6 электронов — на внешнем электронном слое:

В соединениях с металлами и водородом сера обычно проявляет степень окисления, равную –2, например — сульфид алюминия. В соединениях с более электроотрицательными элементами (F, O, N, Cl, Br) атомы серы проявляют положительные степени окисления, чаще +4 и +6, например — оксид серы(IV), — фторид серы(VI).

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Строение и физические свойства простых веществ

Простое вещество сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций, отличающихся составом и строением. Кристаллическая сера — твердое, легкоплавкое вещество желтого цвета. Кристаллическая сера имеет молекулярное строение — состоит из циклических молекул (рис. 52). Если расплавленную серу вылить в холодную воду, то она застынет в виде светложелтой, прозрачной массы, похожей на резину (рис. 53). Это аморфная модификация — пластическая сера, состоящая из длинных цепей атомов серы S.

Сера в воде не растворяется и даже не смачивается ею. Если бросить в воду немного порошка серы, то частички серы не осядут на дно, а будут плавать на поверхности воды, образуя желтую пленку (рис. 54).

Химические свойства серы

Сера взаимодействует со многими простыми и сложными веществами, хотя ее реакционная способность ниже, чем у кислорода.

Сера реагирует со многими металлами, кроме золота и платины, проявляя при этом окислительные свойства, например (рис. 55):

Продуктами такого взаимодействия являются сульфиды металлов.

Реакция с серой является основой способа удаления и обезвреживания разлитой ртути, например, из разбитого термометра. Ртуть, которая попала в щели и другие труднодоступные места, засыпают порошком серы. Такой процесс называют демеркуризацией.

Окислительные свойства серы проявляются и в реакциях с некоторыми неметаллами. Сера взаимодействует с водородом при нагревании, образуя летучее соединение — сероводород

Сероводород — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, что это тухлые яйца пахнут сероводородом, так как этот газ образуется при гниении растительных и животных остатков. Сероводород ядовит. Поэтому его вдыхание может привести к тяжелому отравлению. Однако в небольших количествах сероводород оказывает целебное действие. Он содержится в водах некоторых минеральных источников.

Сера окисляется кислородом, проявляя при этом восстановительные свойства (рис. 56):

Применение серы

Больше половины добытой серы расходуется для получения серной кислоты, одного из самых важных химических продуктов. Нагреванием серы с каучуком получают резину. Как горючее вещество сера входит в состав черного пороха, спичечных головок. Широко применяется сера в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений. В медицине серу используют для лечения кожных заболеваний.

Сера в соединениях с металлами и менее электроотрицательными элементами проявляет степень окисления –2, а в соединениях с более электроотрицательными элементами — +4 и +6.

Простое вещество сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций.

Сера при взаимодействии с металлами, водородом и некоторыми неметаллами ведет себя как окислитель.

В реакции с кислородом сера является восстановителем.

Оксид серы(IV) и оксид серы(VI)

Сера образует с кислородом два оксида: оксид серы(IV), или сернистый газ, и оксид серы(VI)

Оксид серы(IV) — это бесцветный газ с характерным запахом. Графическая формула его молекулы:

Оксид серы(IV) является кислотным оксидом, проявляя все соответствующие химические свойства: взаимодействует с водой, щелочами и осно Ђвными оксидами.

При растворении оксида серы(IV) в воде образуется слабая двухосновная сернистая кислота:

В этом легко убедиться по изменению окраски лакмуса с фиолетовой на красную в водном растворе оксида серы(IV). Сернистая кислота неустойчива и существует только в растворе. Соли этой кислоты называются сульфитами.

Сернистый газ обладает бактерицидным действием. Поэтому его широко используют для обработки овощехранилищ, плодов и фруктов, чтобы предотвратить их загнивание. Сернистый газ, как и соли сернистой кислоты, применяют для отбеливания соломы, шерсти, бумаги, тканей.

В оксиде серы(IV) сера находится в промежуточной степени окисления +4. Поэтому сернистый газ может проявлять как окислительные свойства, реагируя с восстановителями:

так и восстановительные свойства, взаимодействуя с сильными окислителями:

Реакция взаимодействия сернистого газа с сероводородом — один из важных процессов, протекающих в природе. При извержении вулканов выделяются SO₂ и H₂S, а при их взаимодействии образуется сера в виде кристаллов. На рисунке вы видите извержение вулкана Килауэа.

Оксид серы(VI)

Оксид серы(VI) SO₃ представляет собой бесцветную жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белое твердое вещество. Графическая формула его молекулы представлена на рисунке 58.

Это типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с выделением теплоты, образуя серную кислоту:

Оксид серы(VI) реагирует с основными оксидами:

Оксид серы(VI) применяется для промышленного получения серной кислоты.

Попадание оксидов серы в атмосферу при сжигании топлива приводит к образованию в облаках кислот и выпадению кислотных дождей. Они губительно действуют на все живое: разрушается почва, изменяется состав почвенных организмов, гибнут ценные виды рыб, исчезает растительность (см. рис.).

Оксид серы(IV) и оксид серы(VI) представляют собой типичные кислотные оксиды.

При взаимодействии с водой оксид серы(IV) и оксид серы(VI) образуют соответственно сернистую и серную кислоты.

Серная кислота

Серная кислота является важнейшим кислородсодержащим соединением серы. Она была получена алхимиками еще в XIII в. и называлась тогда «купоросное масло». С помощью серной кислоты удалось получить и другие минеральные (неорганические) кислоты — соляную, азотную.

Строение молекулы серной кислоты

Модель молекулы серной кислоты представлена на рисунке 59. В молекуле атом серы соединен с четырьмя атомами кислорода за счет образования двух двойных связей S=O и двух одинарных S=OH.

Связи в молекуле серной кислоты являются сильно полярными, поэтому у ярко выражены кислотные свойства. Серная кислота — сильный электролит, в разбавленных водных растворах диссоциирует на ионы полностью:

Физические свойства серной кислоты

Чистая серная кислота — бесцветная маслянистая нелетучая жидкость без запаха, примерно в 2 раза тяжелее воды. Она смешивается с водой в любых соотношениях. При приготовлении водных растворов серной кислоты выделяется большое количество теплоты, происходит разогревание смеси, которое может сопровождаться ее разбрызгиванием.

Помните!

Кислоту осторожно тонкой струйкой вливают в воду при непрерывном перемешивании раствора.

Обычно водный раствор серной кислоты с массовой долей более 70 % называют концентрированной серной кислотой, а менее 70 % — разбавленной серной кислотой.

Концентрированная серная кислота используется как водоотнимающий агент, например для осушения газов (см. рис. слева).

Она способна отнимать воду и у сложных веществ, в состав которых входят водород и кислород. Так, под действием концентрированной серной кислоты сахар обугливается и реакционная масса чернеет и вспучивается (см. рис. справа):

Химические свойства серной кислоты

Разбавленная серная кислота, как и соляная, проявляет все характерные для кислот свойства. Она изменяет окраску индикаторов: лакмус и метилоранж в растворе становятся красными. Разбавленная взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением водорода:

являясь окислителем за счет ионов водорода Н + .

Разбавленная серная кислота реагирует также с оксидами металлов:

Концентрированная серная кислота по своим свойствам отличается от разбавленной. Она является более сильным окислителем за счет атомов серы, имеющих степень окисления +6. Концентрированная способна взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду активности не только до, но и после водорода (кроме золота и платины).

Продемонстрируем действие концентрированной серной кислоты на медь. При приливании концентрированной серной кислоты в пробирку с медью и нагревании смеси раствор окрашивается в серовато-синий цвет и наблюдается выделение газа (рис. 60):

Железо, алюминий и некоторые другие металлы при обычных условиях не реагируют с концентрированной серной кислотой из-за образования защитной пленки на поверхности металла. Поэтому концентрированную серную кислоту можно хранить и перевозить в стальных цистернах (рис. 61).

Концентрированная серная кислота способна взаимодействовать с простыми веществами — неметаллами, а также со многими сложными, в том числе органическими соединениями. Серная кислота обугливает бумагу и древесину, разрушает одежду и кожу — это очень опасное вещество, способное вызывать труднозаживающие химические ожоги.

• Серная кислота — бесцветная, маслянистая жидкость. В водных растворах является сильным электролитом.
• Разбавленная серная кислота проявляет все характерные для кислот свойства: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением водорода; с оксидами металлов; с основаниями; с солями.
• При взаимодействии концентрированной серной кислоты с медью выделяется оксид серы(IV).

Сульфаты — соли серной кислоты

Серная кислота — один из главных продуктов химической промышленности. Об этом говорят и масштабы мирового производства, достигающие 200 млн т в год.

Соли серной кислоты

Как вы уже знаете из предыдущего параграфа, соли серной кислоты — сульфаты могут образовываться при ее взаимодействии с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями.

Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде. Растворимые сульфаты, главным образом сульфат магния, содержатся в морской воде и обуславливают ее горький вкус.

Многие сульфаты способны связывать воду, образуя кристаллогидраты. Кристаллогидраты солей серной кислоты часто называют купоросами, например: — медный купорос, — железный купорос, — цинковый купорос (рис. 63). При нагревании они легко выделяют содержащуюся в них воду.

Плохо растворимы сульфаты металлов IIА-группы (кроме сульфатов бериллия и магния), меньше других растворим сульфат бария. При добавлении раствора соли бария, например хлорида бария к водным растворам серной кислоты или сульфатов образуется осадок сульфата бария белого цвета:

Поэтому для обнаружения серной кислоты и ее солей в водных растворах используют растворимые соли бария.

Применение серной кислоты и сульфатов

Серная кислота — один из важнейших продуктов, широко используемых в различных областях промышленности (рис. 64). Основными ее потребителями являются производства минеральных удобрений, соляной, уксусной и других кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, красителей, лекарств. Серная кислота применяется также в металлургии, для очистки нефтепродуктов, в качестве электролита в кислотных аккумуляторах и т. д.

Соли серной кислоты используются в качестве минеральных удобрений, в строительстве, в медицине, для борьбы с вредителями растений, в производстве соды и стекла. Например, кристаллогидраты сульфата меди(II) (медный купорос) и сульфата железа(II) (железный купорос) используются в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений, как антисептическое средство для обработки древесины, в производстве красителей. Гидратированный сульфат магния (горькая, или английская, соль) широко применяется в медицине, в том числе как сильное слабительное средство.

Природный гипс служит для улучшения почвы, алебастр нашел широкое применение в строительном деле, для формовки всевозможных изделий, при изготовлении гипсовых скульптур и т. п.

• Серная кислота — один из главных продуктов химической промышленности.
• Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде.
• Для обнаружения серной кислоты и ее солей в водных растворах используют растворимые соли бария.

• Азот в химии
• Фосфор в химии
• Углерод в химии
• Кремний в химии
• Основания в химии
• Кислоты в химии
• Соли в химии
• Хлор в химии

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

📹 Видео

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

СЕРА | Химия 9 классСкачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

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

Решение цепочек превращений по химииСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать

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

Сера - Самый ВОНЮЧИЙ Элемент на ЗЕМЛЕ!Скачать

9 класс § 28 "Кислородные соединения серы"Скачать

Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать

Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Окислительно-восстановительные реакции с нуля!| Екатерина Строганова | 100балльный репетиторСкачать

8 КЛАСС | Как решать ЦЕПОЧКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ | Цепочки превращенийСкачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать