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 + O2 (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 + 2H2SO4 (конц.) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
    • 2NaHSO3 + H2SO4 (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 (tкип = 45C), которая производится в гигантских масштабах в процессе производства серной кислоты:

  • 2SO2 + O2 → 2SO(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:
    • H2SO4 (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 SO2. Для более активных металлов возможны различные продукты восстановления. В ЕГЭ, если иного не сказано в условии, концентрированная кислота всегда восстанавливается до SOс 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 + H2SO4 (конц.)  → HNO3↑ + NaHSO4
    • 2NaCl + H2SO4 (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.
Текст: Базанов Даниил, 2.1k 👀