Материал к уроку "Сероводород"

Сероводород - H₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al₂S₃ + H₂O = (t) Al(OH)₃↓ + H₂S↑

FeS + HCl = FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства

1. Кислотные свойства

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).

MgO + H₂S = (t) MgS + H₂O

KOH + H₂S = KHS + H₂O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

2KOH + H₂S = K₂S + 2H₂O

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Ca + H₂S = (t) CaS + H₂

1. Восстановительные свойства

Сероводород - сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S^2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

H₂S + O₂ = H₂O + S (недостаток кислорода)

H₂S + O₂ = H₂O + SO₂ (избыток кислорода)

H₂S + HClO₃ = H₂SO₄ + HCl

1. Качественная реакция

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + HNO₃

Оксид серы - SO₂

Сернистый газ - SO₂ - при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички).

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS₂ + O₂ = (t) FeO + SO₂

В лаборатории SO₂ получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.

K₂SO₃ + H₂SO₄ = (t) K₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂ + H₂O

1. Кислотные свойства

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты - сульфиты.

K₂O + SO₂ = K₂SO₃

NaOH + SO₂ = NaHSO₃

2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O

1. Восстановительные свойства

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O = FeSO₄ + H₂SO₄

SO₂ + O₂ = (t, кат. - Pt) SO₃

1. Как окислитель

В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

CO + SO₂ = CO₂ + S

H₂S + SO₂ = S + H₂O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃

Химические свойства

1. Диссоциация

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

H₂SO₃ = H⁺ + HSO₃^-

HSO₃^- = H⁺ + SO₃^2-

1. Кислотные свойства

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли - сульфиты и гидросульфиты.

CaO + H₂SO₃ = CaSO₃ + H₂O

H₂SO₃ + 2KOH = 2H₂O + K₂SO₃ (соотношение кислота - основание, 1:2)

H₂SO₃ + KOH = H₂O + KHSO₃ (соотношение кислота - основание, 1:1)

1. Окислительные свойства

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

H₂SO₃ + H₂S = S↓ + H ₂O

1. Восстановительные свойства

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

H₂SO₃ + Br₂ = H₂SO₄ + HBr

Оксид серы VI - SO₃

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора (оксид ванадия - Pr, V₂O₅).

SO₂ + O₂ = (кат) SO₃

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты - сульфатов.

Fe₂(SO₄)₃ = (t) SO₃ + Fe₂O₃

Химические свойства

1. Кислотные свойства

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 + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O

SO₃ + Li₂O = Li₂SO₄

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

1. Окислительные свойства

SO₃ - сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.

SO₃ + P = SO₂ + P₂O₅

SO₃ + H₂S = SO₂ + H₂O

SO₃ + KI = SO₂ + I₂ + K₂SO₄

Серная кислота

Серная кислота - сильная двухосновная кислота, при н.у. маслянистая жидкость без цвета и запаха.

Обладает выраженным дегидратационным (водоотнимающим) действием. При попадании на кожу или слизистые оболочки приводит к тяжелым ожогам.

Замечу, что существует олеум - раствор SO₃ в безводной серной кислоте, дымящее жидкое или твердое вещество. Олеум применяется при изготовлении красителей, органическом синтезе и в производстве серной кислот.

Получение

Известны несколько способов получения серной кислоты. Применяется промышленный (контактный) способ, основанный на сжигании пирита, окислении образовавшегося SO₂ до SO₃ и последующим взаимодействием с водой.

FeS₂ + O₂ → (t) Fe₂O₃ + SO₂↑

SO₂ + O₂ ⇄ (кат. - V₂O₅) SO₃

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Нитрозный способ получения основан на взаимодействии сернистого газа с диоксидом азота IV в присутствии воды. Он состоит из нескольких этапов:

В окислительной башне смешивают оксиды азота (II) и (IV) с воздухом:

1. NO + O₂ → NO₂

Смесь газов подается в башни, орошаемые 75-ной% серной кислотой, здесь смесь оксидов азота поглощается с образованием нитрозилсерной кислоты:

2. NO + NO₂ + 2H₂SO₄ = 2NO(HSO₄) + H₂O

В ходе гидролиза нитрозилсерной кислоты получают азотистую кислоту и серную:

3. NO(HSO₄) + H₂O = H₂SO₄ + HNO₂

В упрощенном виде нитрозный способ можно записать так:

NO₂ + SO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO

Химические свойства

1. Кислотные свойства

В водном растворе диссоциирует ступенчато.

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- ⇄ H⁺ + SO₄^2-

Сильная кислота. Реагирует с основными оксидами, основаниями, образуя соли - сульфаты.

MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O

KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O (гидросульфат калия, соотношение 1:1 - кислая соль)

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O (сульфат калия, соотношение 2:1 - средняя соль)

1. Реакции с солями

С солями реакция идет, если в результате выпадает осадок, образуется газ или слабый электролит (вода). Серная кислота, как и многие другие кислоты, способна растворять осадки.

BaBr₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HBr

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + CO₂↑ + H₂O

Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

1. Реакция с неметаллами

Серная кислота окисляет неметаллы - серу и углерод - соответственно до угольной кислоты (нестойкой) и сернистого газа.

S + H₂SO₄ → SO₂ + H₂O

C + H₂SO₄ → CO₂ + SO₂ + H₂O

1. Реакции с металлами

Реакции разбавленной серной кислоты с металлами не составляют никаких трудностей: она реагирует как самая обычная кислота, например HCl. Все металлы, стоящие до водорода, вытесняют из серной кислоты водород, а стоящие после - не реагируют с ней.

Подчеркну, что реакции разбавленной серной кислоты с железом и хромом не сопровождаются переходом этих элементов в максимальную степень окисления. Они окисляются до +2.

Fe + H₂SO_4(разб.) → FeSO₄ + H₂↑

Zn + H₂SO_4(разб.) → ZnSO₄ + H₂↑

Cu + H₂SO_4(разб.) ⇸ (реакция не идет, медь не может вытеснить водород из кислоты)

Концентрированная серная кислота ведет себя совершенно по-иному. Водород никогда не выделяется, вместо него с активными металлами выделяется H₂S, с металлами средней активности - S, с малоактивными металлами - SO₂.

Na + H₂SO_4(конц.) → Na₂SO₄ + H₂S + H₂O

Zn + H₂SO_4(конц.) → ZnSO₄ + S + H₂O

Cu + H₂SO_4(конц.) → CuSO₄ + SO₂ + H₂O

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует Al, Cr, Fe, Ni, Be, Co. При нагревании или амальгамировании данных металлов реакция идет.

Обратите особое внимание, что при реакции железа, хрома с концентрированной серной кислотой достигается степень окисления +3. В подобных реакциях с разбавленной серной кислотой (написаны выше) достигается степень окисления +2.

Fe + H₂SO_4(конц.) → (t) Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

Cr + H₂SO_4(конц.) → (t) Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O