Сера и её химические свойства | теория по химии 🧪 химия элементов

Сера  (S) — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически не растворяется, но хорошо растворяется в сероуглероде (CS₂), бензоле и некоторых других растворителях. Наиболее известны три аллотропные модификации серы: две из них — кристаллической структуры (ромбическая и моноклинная сера имеют одинаковый состав молекул S₈, но различные формы кристаллов), а третья (пластическая сера) — неустойчивое, аморфное вещество. Ромбическая и моноклинная сера являются примером проявления полиморфизма — когда молекулы одного состава имеют разное кристаллическое строение.

Получение серы

В промышленности серу добывают из природных месторождений элементарной серы, а также получают окислением H₂S при недостатке O₂:

• 2H₂S + O_{2 (недостаток)} → 2S↓ + 2H₂O

Химические свойства серы

Сера реагирует практически со всеми металлами и неметаллами.

1. Взаимодействие с неметаллами. Реакции взаимодействие серы с неметаллами возможны только при нагревании.
   • 2S + Cl₂ → S₂Cl₂ (образуются также SCl₂ и SCl₄)
   • C + 2S → CS₂
   • H₂ + S → H₂S
   • 2P + 3S → P₂S₃
   • S + O₂ → SO₂ (сжигание серы в кислороде)
2. Взаимодействие расплавленной серы с металлами. Для взаимодействия серы с металлами необходимо нагревание (кроме золота и платины — они не реагируют с серой напрямую).
   • Ca + S → CaS
   • Fe + S → FeS
   • Hg + S → HgS (Взаимодействие серы с ртутью протекает при комнатной температуре, данная реакция является одним из методов удаления ртути с поверхностей при разливе)
3. В реакциях с сильными окислителями сера проявляет восстановительные свойства:
   • S + 2HNO₃ (конц.) → H2SO₄ + 2NO↑
   • 3S + 2KClO₃ → 2KCl + 3SO₂↑
   • S + 2H2SO₄ (конц.) → 3SO₂↑ + 2H₂O
4. В растворах щелочей сера диспропорционирует:
   • 3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Сероводород (H₂S)

Получение H₂S

H₂S — ядовитый бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц, хорошо растворяется в воде. Признак сильного отравления парами сероводорода — потеря обоняния.

1. В промышленности сероводород образуется при взаимодействии серы с водородом и часто является нежелательным продуктом ряда химических производств:
   • H₂ + S ⇄ H₂S
2. В лаборатории сероводород получают действием соляной кислоты на сульфиды металлов (даже нерастворимые!):
   • FeS + 2HCl → H₂S↑ + FeCl₂

Химические свойства H₂S

1. Сероводород реагирует со щелочами с образованием кислых или средних солей:
   • H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O
   • H₂S + KOH → KHS + H₂O
2. Реагирует с избытком кислорода:
   • 2H₂S + 3O₂ → 2H₂O + 2SO₂↑
3. При недостатке O₂ наблюдается образование серы:
   • 2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O
4. Большинство сульфидов нерастворимы в воде и имеют характерный цвет осадка: CuS — коричневый, ZnS — белый, PbS — черный, HgS — красный.
   • CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄
5. Сероводород и все сульфиды являются сильными восстановителями, в растворах окисляются до серы или сульфат-аниона:
   • 2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5S↓ + K₂SO₄ + 8H₂O
   • H₂S + I₂ → S↓ + 2HI
   • H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → 8HCl + H₂SO₄
   • Na₂S + 8HNO₃ → Na₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
6. Реакция сероводорода с диоксидом серы имеет практическое применение для регенерации серы из отходящих газов металлургического производства:
   • SO₂ (г) + 2H₂S (г) → 3S (тв) + 2H₂O (г)

Сернистый газ (SO₂)

SO₂ — оксид серы 4, сернистый газ, бесцветный токсичный газ с резким удушливым запахом, хорошо растворим в воде.

Получение SO₂

1. В промышленности SO₂ получают сжиганием самородной серы, а также обжигом руд, содержащих серу (обязательно для ЕГЭ!)::
   • S + O₂ → SO₂↑
   • 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑
   • 2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂↑
2. Возможные лабораторные способы получения:
   • Cu + 2H₂SO_{4 (конц.)} → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
   • 2NaHSO₃ + H₂SO_{4 (конц.)} → 2SO₂↑ + Na₂SO₄ + 2H₂O

Химические свойства SO₂

1. Сернистый газ — кислотный оксид, обладающий соответствующими свойствами:
   1. SO₂ + H₂O  ⇄ H₂SO₃
   2. SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃
   3. SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O
   4. SO₂ (изб.) + NaOH → NaHSO₃
2. Реагирует с активными галогенами:
   • SO₂ + Cl₂ → SO₂Cl₂
3. Проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства:
   1. 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → K2SO₄ + 2MnSO₄ + 2H₂SO₄
   2. K₂Cr₂O₇ + 3SO₂ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O
   3. 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O

Сернистая кислота (H₂SO₃)

H₂SO₃ — неустойчивое соединение, слабая кислота (в ЕГЭ). Как двухосновная кислота H₂SO₃ образует два ряда солей — сульфиты и гидросульфиты (Na₂SO₃, NaHSO₃). В водном растворе сернистая кислота находится в равновесии с оксидом серы (IV). Самое важное, что требуется знать в школьной программе — сульфиты являются хорошими восстановителями:

• 5Na₂SO₃ +2KMnO₄ +3H₂SO₄ → 2MnSO₄ +5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +3H₂O

Аналогичным образом сульфиты реагируют с хлором, бромом, йодом, азотной кислотой, хроматами и дихроматами — то есть типичными окислителями. Разложение сульфитов не входит в программу ЕГЭ (по крайней мере ни разу не наблюдали такого задания). Но лучше знать, что при нагревании сульфиты металлов разлагаются. Сульфиты щелочных металлов при этом подвергаются диспропорционированию, для остальных металлов возможно разложение на оксид металла и оксид серы (IV):

• 4Na₂SO₃ → Na₂S + 3Na₂SO₄
• ZnSO₃ → ZnO + SO₂↑

Серный ангидрид (SO₃)

Получение SO₃

Оксид серы 6, триоксид серы или серный ангидрид. Шестивалентное состояние атома серы возможно только в соединениях с кислородом и фтором. SO₃ — при обычных условиях бесцветная жидкость (t_кип = 45^◦C), которая производится в гигантских масштабах в процессе производства серной кислоты:

• 2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (катализатор — оксид ванадия V₂O₅, или оксид азота NO)

Запомните (часто бывает на ЕГЭ)! Окисление серы или сульфидов напрямую кислородом до SO₃ невозможно!

Химические свойства SO₃

1. Серный ангидрид химически очень активен. Он растворяется в воде с выделением большого количества теплоты и образованием сильной серной кислоты, проявляет все свойства кислотных оксидов:
   • SO₃ + H₂O → H₂SO₄
   • SO₃ + Na₂O → Na₂SO₄
   • SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
2. SO₃ является сильным окислителем аналогично серной кислоте (данных реакций в ЕГЭ пока нет, но имейте в виду):
   • 2HBr + SO₃ → SO₂↑ + Br₂ + H₂O
   • 2SO₃ + C → 2SO₂↑ + CO₂↑

Серная кислота (H₂SO₄)

SO₃ смешивается (и реагирует!) с водой с образованием серной кислоты. H₂SO₄ — сильная двухосновная кислота. H₂SO₄ — тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, хорошо растворяется в воде с выделением большого количества тепла. Раствор SO₃ в H₂SO₄ — олеум.

Получение H₂SO₄

Сырьем для получения серной кислоты является пирит или сера. Процесс состоит из трех стадий:

1. Обжиг сульфидов или окисление серы. Получение SO₂:
   • 4FeS₂ + 11O₂ → 8SO₂↑ + 2Fe₂O₃
   • S + O₂ → SO₂
2. Окисление SO₂:
   1. Контактный способ:
      • 2SO₂ + O₂ ⇀ 2SO₃  (в присутствии катализатора на основе оксида ванадия V₂O₅)
   2. Нитрозный способ:
      • 2NO + O₂ → 2NO₂
      • SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO
3. Поглощение SO₃ концентрированным раствором серной кислоты. При этом вода реагирует с SO₃ и концентрация кислоты увеличивается:
4. SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Химические свойства H₂SO₄

1. Разбавленная серная кислота реагирует только с металлами, стоящими в ряду активности левее водорода. В этом случае окислителем  является катион водорода:
   • H₂SO_{4 (разб.)} + Zn → ZnSO₄ + H₂↑
2. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем (окислитель — сульфат-анион), восстанавливается при этом до SO₂, S или H₂S по мере разбавления кислоты и увеличения активности восстановителя. Холодная концентрированная H₂SO₄ инертна по отношению к некоторым металлам: железу, алюминию, хрому и даже барию. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода (в ЕГЭ — медь, ртуть, серебро), восстанавливают серу только до SO_2. Для более активных металлов возможны различные продукты восстановления. В ЕГЭ, если иного не сказано в условии, концентрированная кислота всегда восстанавливается до SO₂ с металлами!
   • Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
   • 3Zn + 4H₂SO₄ → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
   • 4Zn + 5H₂SO₄ → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
3. Концентрированная серная кислота способна окислять некоторые неметаллы (C, S, P) и сероводород:
   • 2H₂SO₄ + C → CO₂↑ + SO₂↑ + 2H₂O
   • 2H2SO₄ + 3S → 3SO₂↑ + 2H₂O
   • H₂SO₄ + H₂S → S↓ + SO₂↑ + 2H₂O
4. H₂SO₄ проявляет все свойства кислот: взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Образование белого осадка BaSO₄ — качественная реакция на ионы Ba²⁺ и SO₄²⁻.
   • H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O
   • H₂SO₄ + ZnO → ZnSO₄ + H₂O
   • H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O
   • H2SO₄ + CaCO₃ → CaSO₄ + CO₂↑ + H₂O
   • H2SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2HCl
5. Концентрированная серная кислота вытесняет летучие кислоты (HNO₃ и HCl) из соответствующих сухих солей:
   • NaNO₃ + H₂SO_{4 (конц.)}  → HNO₃↑ + NaHSO₄
   • 2NaCl + H₂SO_{4 (конц.)} → 2HCl↑ + Na₂SO₄

Сульфаты

Серная кислота в зависимости от природы металла может образовывать три вида солей: средние, кислые и основные. Разложение сульфатов (не входит в ЕГЭ) возможно при достаточно высоких температурах (700–800 ^◦C). При этих условиях образуется оксид металла и SO₃ или SO₂ + O₂, так как при очень высокой температуре SO₃ также разлагается. Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы.

• 2FeSO₄ → Fe₂O₃ + SO₂ + SO₃;
• Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃;
• 2CuSO₄→ 2CuO + 2SO₂ + O₂.

К кристаллогидратам сульфатов применяют обычно название «купоросы»:

• CuSO₄ · 5H₂O — медный купорос
• FeSO₄ · 7H₂O — железный купорос.
• Кристаллогидраты двойных сульфатов одновалентного и трехвалентного металла (KAl(SO₄)₂•12H₂O) называют квасцами.

Вся теория