Меню

Соединения серы желтый цвет



Соединения серы

Сероводород

Получение сероводорода

  • Получение из простых веществ:
  • Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:
  • Нагревание парафина с серой:

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/м 3 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 92,1 о .

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

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

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:
  • Окисление галогенами:
  • Взаимодействие с кислотами-окислителями:
  • Взаимодействие со сложными окислителями:
  • Сероводородная кислота H2S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень: H2S → Н + + HS —

2-я ступень: HS — → Н + + S 2-

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

  • с активными металлами
  • с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:
  • с основными оксидами:
  • с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

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

Сульфиды

Получение сульфидов

  • Непосредственно из простых веществ:

S + Fe FeS

  • Взаимодействие H2S с растворами щелочей:
  • Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:
  • Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

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:

  • растворимые в воде — сульфиды щелочных металлов и аммония;
  • 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:

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:

S 2- + H2O → HS — + ОН —

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

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

Необратимый гидролиз сульфидов

  • Сульфиды некоторых металлов (Cr2S3, Fe2S3, Al2S3) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:
Читайте также:  Человеческие паразиты красного цвета

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

  • Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:
  • 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:
  • Окислительный обжиг сульфидов является важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :

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

Способы получения сернистого газа

  • Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:
  • Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):
  • Действие сильных кислот на сульфиты:
  • Взаимодействие концентрированной H2SO4 с восстановителями, например с неактивными металлами:

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.
  • Как кислотный оксид, SO2 вступает в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
  • При взаимодействии с окислителями SO2проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

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:

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

Способы получения серного ангидрида

  • SO3 можно получить из SO2путем каталитического окисления последнего кислородом:
  • ОкислениемSO2другими окислителями:
  • Разложением сульфата железа (III):

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.

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

  • Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:
  • Как кислотный оксид, SO3взаимодействует с щелочами и основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO3 + MgO → MgSO4 (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

  • SO3проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

  • 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:

Физические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H2SO3 двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Читайте также:  Самсунг все модели белого цвета

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

  • Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
  • кислые – гидросульфиты
  • Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO2 и 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:

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.

  • Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная(окрашивают лакмус в синий цвет):

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

  • Реакция с сильными кислотами:
  • Термическое разложение сульфитов:
  • Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO2, переходят в гидросульфиты:
  • Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

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:
  • Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:
  • При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:
  • При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

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:

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:

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

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.

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:

Читайте также:  Что за цвет глянец мокко

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:

Характерны все свойства кислот:

  • Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:
  • Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):
  • Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.
  • Вступает в обменные реакции ссолями:
  • Взаимодействует с металлами:

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

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:
  • Металлы средней активности с концентрированной H2SO4 образуют соль, серу и воду:
  • Такие металлы, как железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании, при удалении оксидной пленки реакция возможна.
  • Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

  • В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:
  • 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:

CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос

FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос

ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос

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:
  • Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:
  • Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:
  • Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

Источник