Соединения серы

Сероводород

Получение сероводорода

  • Получение из простых веществ:

S + Н2 = H2S

  • Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS + 2HCI = H2S↑ + FeCl2

5H2SO4(конц.) + 8Na = H2S↑ + 4Na2SO4 + 4H2О

AI2S3 + 6Н2О = 3H2S↑ + 2Аl(ОН)3

  • Нагревание парафина с серой:

C40H82 + 41S = 41Н2S+40С

Видео Получение и обнаружение сероводорода

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/м3 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 92,1о.

cтроение сероводорода

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для обнаружения анионов S2- и сероводорода используют реакцию газообразного H2S с Pb(NO3)2:

H2S + Pb(NO3)2 = 2HNO3 + PbS↓ черный осадок.

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:

2H2S + 3О2(избыток) = 2SО2↑ + 2Н2О

2H2S + О2(недостаток) = 2S↓ + 2Н2О

  • Окисление галогенами:

H2S + Br2 = S↓ + 2НВr

H2S + Cl2 → 2HCl + S↓

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

  • Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H2S + 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 + 8NO + 4Н2О

H2S + 8HNО3(конц.) = H2SO4 + 8NО2↑ + 4Н2О

H2S + H2SO4(конц.) = S↓ + SО2↑ + 2Н2О

  • Взаимодействие со сложными окислителями:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8Н2О

5H2S + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5SО2 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 14Н2О

H2S + 2FeCl3 = S↓ + 2FeCl2 + 2HCl

2H2S + SO2 = 2H2O + 3S

3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

  • Сероводородная кислота H2S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень: H2S → Н+ + HS

2-я ступень: HS → Н+ + S2-

H2S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

  • с активными металлами

H2S + Mg = Н2↑ + MgS

  • с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H2S + 4Аg + O2 = 2Ag2S↓ + 2Н2O

  • с основными оксидами:

H2S + ВаО = BaS + Н2O

  • со щелочами:

H2S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н2O

H2S + 2NaOH(избыток)  → Na2S + 2H2O

  • с аммиаком:

H2S + 2NH3(избыток) = (NH4)2S

  • с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

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

Видео Взаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

  • Непосредственно из простых веществ:

S + Fe FeS

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

  • Взаимодействие H2S с растворами щелочей:

H2S + 2NaOH = 2H2O + Na2S

H2S + NaOH = H2O + NaHS

  • Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:

H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4

H2S + 2AgNO3 = Ag2S↓ + 2HNO3

Pb(NO3)2 + Н2S →  PbS↓ + 2НNO3

ZnSO4 + Na2S → ZnS↓ + Na2SO4

  • Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na2SO4 + 4С = Na2S + 4СО

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:

  • 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:

  • Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS, NiS;
  • Коричневые – SnS, Bi2S3;
  • Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;
  • Жёлтые – As2S3, As2S5, SnS2, CdS;
  • Розовые — MnS
  • Белые – ZnS, Al2S3, BaS, CaS;

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:

K2S + H2O ⇄ KHS + KOH

S2- + H2O → HS + ОН

  • Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН = Ca(HS)2 + Са(ОН)2

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS + H2O → H2S↑ + ОН

Необратимый гидролиз сульфидов

  • Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al2S3 + 6H2O = 3H2S↑ + 2AI(OH)3↓

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

  • Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS + 2HCI = FeCl2 + H2S↑

ZnS + 2HCI = ZnCl2 + H2S↑

CuS + 8HNO3 → CuSO4 + 8NO2 + 4H2O

CuS + 4H2SO4(конц. гор.) → CuSO4 + 4SO2 + 4H2O

MnS + 3HNO3 = MnSO4 + 8NO2 + 4H2O

  • 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:

PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O

СuS + Cl2 → CuCl2 + S

  • Окислительный обжиг сульфидов является важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

2CuS + 3O2 → 2CuO + 2SO2

2Cr2S3 + 9O2 → 2Cr2O3 + 6SO2

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S2−:

Na2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3

Na2S + 2AgNO3 → Ag2S↓ + 2NaNO3

Na2S + Cu(NO3)2 → CuS↓ + 2NaNO3

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO2)

Способы получения сернистого газа

  • Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S + O2 → SO2

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O

2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO

  • Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO3 = СаО + SO2

  • Действие сильных кислот на сульфиты:

Na2SO3 + 2HCl = SO2 + Н2O + 2NaCI

  • Взаимодействие концентрированной H2SO4 с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H2SO4 + Сu = SO2↑ + CuSO4 + 2Н2O

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.

SO2 + H2O ↔ H2SO3

  • Как кислотный оксид, SO2 вступает в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO2 + СаО = CaSO3

SO2 + Na2O → Na2SO3

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Н2O + Na2SO3

  • При взаимодействии с окислителями SO2 проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

SO2 + Br2 + 2H2O → H2SO4 + 2HBr

SO2 + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO2

SO2 + O3 → SO3 + O2

SO2 + PbO2 → PbSO4

5SO2 + 2H2O + 2KMnO4 → 2H2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4

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:

SO2 + 2Н2S → 3S↓ + 2H2O

SO2 + 2CO → S↓ +2СО2

SO2 + С → S↓ + СO2

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO3)

Способы получения серного ангидрида

  • SO3 можно получить из SO2 путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO2 + O2 ↔ 2SO3

  • Окислением SO2 другими окислителями:

SO2 + O3 → SO3 + O2

SO2 + NO2 → SO3 + NO

  • Разложением сульфата железа (III):

Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3

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.

SO3 ядовит!

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

  • Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4

  • Как кислотный оксид, SO3 взаимодействует с щелочами и основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO3 + 2NaOH(избыток) → Na2SO4 + H2O

SO3 + NaOH(избыток) → NaHSO4

SO3 + MgO → MgSO4 (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

  • SO3 проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO3 + 2KI → I2 + K2SO3

3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O

5SO3 + 2P → P2O5 + 5SO2

  • 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:

SO2 + H2O ↔ H2SO3

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.

строение сернистой кислоты

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

  • Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
  • кислые – гидросульфиты

H2SO3 ↔ HSO3 + H+

  • средние – сульфиты

HSO3↔ SO32- + H+

  • Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO2 и H2O:

H2SO3 ↔ SO2 + 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:

SO2 + СаО = CaSO3

SO2 + Na2O → Na2SO3

SO2 + NaOH = NaHSO3

SO2 + 2NaOH = Н2O + Na2SO3

Физические свойства сульфитов

Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н2O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO3)2 существуют только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Mex(SO3)y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO3)x.

SO3 + Н2O = HSO3 + ОН

Na2SO3 + Н2O = NaHSO3 + NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

  • Реакция с сильными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2↑ + Н2O

NaHSO3 + HCl = NaCl + SO2↑ + Н2O

  • Термическое разложение сульфитов:

CaSO3 = СаО + SO2

  • Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO2, переходят в гидросульфиты:

CaSO3 + SO2 + Н2O = Ca(HSO3)2

  • Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na2SO3 + ZnCl2 = ZnSO3↓ + 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

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:

Na2SO3 + Вr2 + Н2O = Na2SO4 + 2НВr

5K2SO3 + 2КМnO4 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3Н2O

Na2SO3 + HNO3 = 2NaNO3 + SO2 + H2O

  • Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4

  • При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na2SO3 + ЗС = Na2S + ЗСО

  • При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S

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:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

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:

2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

производство серной кислоты

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.

строение серной кислоты

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:

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4↓ + 2NaCl

Видео Взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

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:

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4

HSO4 ⇄ H+ + SO42–

Характерны все свойства кислот:

  • Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O

H2SO4 + КОН → KHSО4 + H2O

H2SO4 + 2КОН → К24 + 2H2O

3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O

H2SO4 + NH3 → NH4HSO4

  • Вытесняет более слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н2SO4 + 2NaHCO3 → Na2SO4 + CO2 + H2O

H2SO4 + Na2SiO3 → Na2SO4 + H2SiO3

  • Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO3(тв.) + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3

NaCl(тв.) + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

  • Вступает в обменные реакции с солями:

H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl

  • Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H2SO4(разб.) + Fe → FeSO4 + H2

H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2

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:

H2SO4 + Na = Na2SO4 + Н2S↑ + H2O

5H2SO4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O

  • Металлы средней активности с концентрированной H2SO4 образуют соль, серу и воду:

4H2SO4 + 3Mg → 3MgSO4 + S + 4H2O

  • Такие металлы, как железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании, при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H2SO4(конц.) + 2Fe → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

6H2SO4(конц.) + 2Al → Al2 (SO4)3 + Н2S↑ + 6H2O

  • Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H2SO4(конц.) + Cu → CuSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

2H2SO4(конц.) + Hg → HgSO4 + SO2 ↑ + 2H2O

2H2SO4(конц.) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2↑+ 2H2O

взаимодействие серной кислоты с металлами
  • В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H2SO4(конц.) + 2P → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O

2H2SO4(конц.) + С → СО2↑ + 2SO2↑ + 2H2O

2H2SO4(конц.) + S → 3SO2 ↑ + 2H2O

3H2SO4(конц.) + 2KBr → Br2↓ + SO2↑ + 2KHSO4 + 2H2O

5H2SO4(конц.) + 8KI → 4I2↓ + H2S↑ + K2SO4 + 4H2O

H2SO4(конц.) + 3H2S → 4S↓ + 4H2O (комнатная температура)

H2SO4(конц.) + H2S = S↓ + SО2↑ + 2Н2О (при нагревании)

H2SO4(конц.) + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H2O

  • 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:

Na2SO4 ∙ 10H2O − глауберова соль

CaSO4 ∙ 2H2O − гипс

2CaSO4 xH2O – алебастр

CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос

ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос

Na2CO3 ∙ 10H2O − кристаллическая сода

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:

2KHSO4 → K2S2O7 + H2O↑.

  • Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO4 = ZnO + SO3

FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

2CuSO4 → 2CuO + SO2 + O2 (SO3)

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2

2Cr2(SO4)3 → 2Cr2O3 + 6SO2 + 3O2

  • Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO4 = Hg + SO2 + O2

  • Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO4 + C = CaO + SO2 + CO

BaSO4 + 4C = BaS + 4CO