Как сделать из h2s so2

Добавил пользователь Дмитрий К.
Обновлено: 04.10.2024

При растворении SO₂ в воде происходит его частичное соединение с молекулами воды - об разуется слабая сернистая кислота.

SO₂ + СаО = CaSO₃ сульфит кальция

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ гидросульфит натрия

Диоксид серы окисляется в газовой фазе до SO₃:

На свету легко окисляется хлором:

В водных растворах при окислении SO₂ образуется серная кислота H₂SO₄:

Обесцвечивание окрашенных окислителей (КМпO₄ и Вr₂) - качественная реакция для распознавания SO₂ (например, отличие его от СO₂, СО, СН₄ и многих других газов):

Продуктом восстановления SO₂ чаще всего является свободная сера.

H₂SO₃ - сернистая кислота

В свободном состоянии не выделена. Очень непрочное соединение. Образуется при растворении SO₂ в воде. Обладает свойствами слабой кислоты.

Сульфиты и гидросульфиты

2-х основная сернистая кислота образует при взаимодействии со щелочами 2 ряда солей: нормальные (средние) - сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые - гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Сульфиты щелочных Me и аммония растворимы в воде. Сульфиты остальных Me нерастворимы в воде (или не существуют).

Гидросульфиты Me хорошо растворимы в Н₂O, некоторые из них существуют только в растворе, например, Ca(HSO₃)₂.

Водные растворы сульфитов вследствие гидролиза имеют щелочную среду (окрашивают лакмус в синий цвет).

Химические свойства сульфитов

1. Взаимодействие с сильными кислотами:

Оба типа солей разлагаются сильными кислотами, при этом слабая сернистая кислота вытесняется в виде SO₂ и Н₂O.

2. Термическое разложение сульфитов:

3. Нормальные сульфиты в водных растворах, содержащих избыток SO₂, превращаются в гидросульфиты

Благодаря этой реакции нерастворимые в воде сульфиты превращаются в растворимые гидросульфиты

4. Ионно-обменные реакции с другими солями, приводящие к образованию нерастворимых сульфитов:

I. Сульфиты как восстановители.

Сульфиты, подобно SO₂, могут быть и восстановителями, и окислителями, поскольку атомы серы в анионах SO₃ находятся в промежуточной С.О. +4

В водных растворах и сульфиты, и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов. Примеры реакций:

Даже твердые сульфиты при хранении на воздухе медленно окисляются до сульфатов:

II. Сульфиты как окислители.

Эти реакции не столь многочисленны. При нагревании сухих сульфитов с такими активными восстановителями, как С, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

III. Диспропорционирование сухих сульфитов.

При нагревании до высоких температур сульфиты медленно превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц.

Сероводород (H ₂ S) в лаборатории можно получить нагреванием смеси парафина с серой.

Выделяющийся сероводород можно обнаружить с помощью влажной универсальной индикаторной бумаги: под действием сероводорода она краснеет. При добавлении сульфата меди к сероводородной воде выпадает черный осадок сульфида меди

По черному осадку сульфида свинца можно обнаружить сульфид-ион.

Сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS (тв.) + 2HCl = FeCl ₂ + H ₂ S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Выход H ₂ S мал, т.к. обратимая реакция обратима

Наиболее чистый сероводород можно получить при гидролизе сульфида алюминия

Сероводород можно получить в других реакциях:

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРОВОДОРОДА

В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства .

H ₂ S ↔ H + + HS - (I ступень)

HS - ↔ H + + S 2- (II ступень)

Изменяет окраску индикаторов на красную – кислая среда.

2) Взаимодействие с растворами оснований. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

K ₂ S средняя соль - сульфид калия

H ₂ S (избыток) + KOH = KHS + H ₂ O

KHS кислая соль - гидросульфид калия

3) С растворами солей тяжёлых металлов (Cu, Pb, Ni, Cd, Zn):

CuS осадок чёрного цвета

Сульфиды тяжёлых металлов окрашены: PbS; CuS; NiS – чёрные. СdS – жёлтый. ZnS – белый.

Сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

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

Сероводород – восстановитель

Сероводород H ₂ S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2.

1) При недостатке кислорода и в растворе H ₂ S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

2) Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H ₂ S -2 + Br ₂ = S 0 + 2HBr

Br ₂ - бромная вода - обесцвечивается

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H ₂ S + 2FeCl ₃ = 2FeCl ₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Интересно! Серебряные и медные монеты чернеют на воздухе и в воде, если в среде содержится сероводород:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

СУЛЬФИДЫ

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Чёрные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag ₂ S, NiS, CoS)

Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)

ПОЛУЧЕНИЕ СУЛЬФИДОВ

1) Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.

2) Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей

3) Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды)

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ

1) Гидролиз. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

2) С растворами кислот. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

CaS + 2HCl = CaCl ₂ + H ₂ S↑

3) С концентрированными кислотами. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

или горячей концентрированной серной кислоте:

4) Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

Сульфид меди (II) окисляется хлором:

5) Обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

6) Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2−

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7) Необратимый гидролиз

Разложение происходит и при взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Сернистая кислота — это двухосновная кислородсодержащая кислота.

Сернистая кислота является неустойчивым веществом, распадающимся на диоксид серы S O 2 и воду. Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления: +4. Структурная формула выглядит так:

Формула серной кислоты в химии — H 2 S O 4 . Степень окисления серы: +6. Данные характеристики отличают соединение от сернистой кислоты. Серная кислота может существовать в виде разбавленных и концентрированных растворов. Сернистую кислоту лишь называют кислотой, так как вещество может существовать в только в разбавленном водном растворе, в чистом виде не выделяется. В процессе концентрации определенное количество кислоты, которое превышает максимальную концентрацию, распадается. В результате происходит образование воды и сернистого ангидрида S O 2 . По этой причине водный раствор сернистой кислоты всегда обладает запахом сернистого ангидрида, то есть сгоревшей головки спички. Серная кислота не имеет запаха. Концентрированная серная кислота практически в два раза тяжелее, чем сернистая.

Химические и физические свойства

Сернистый ангидрид S O 2 представляет собой бесцветный газ и обладает резким запахом.

Физические свойства сернистой кислоты:

не имеет цвета;
существует только в водном растворе;
имеет характерный резкий запах;
хорошо растворяется в воде;
при контакте с красителями обесцвечивает их;
убивает микроорганизмы.

Сернистая кислота в водном растворе является слабым электролитом. Диссоциация протекает обратимо по двум ступеням.

H 2 S O 3 ↔ H S O 3 – + H +

H S O 3 – ↔ S O 3 2 – + H +

В процессе самопроизвольного распада сернистой кислоты образуются диоксид серы и вода.

H 2 S O 3 ↔ S O 2 + H 2 O

Сернистая кислота вступает в химическую реакцию с сильными основаниями и их оксидами.

Взаимодействие сернистой кислоты с гидроксидами таких щелочных металлов, как натрий и калий, описывается уравнениями:

H 2 S O 3 + К О Н → K H S О 3 + H 2 O

H 2 S O 3 + 2 К О Н → К 2 S О 3 + 2 H 2 O

Среди всех химических свойств сернистой кислоты наиболее ярко выражены ее восстановительные свойства. Взаимодействуя с окислителями, сера повышают собственную степень окисления.

Обесцвечивание бромной воды с помощью сернистой кислоты:

H 2 S O 3 + B r 2 + H 2 O → H 2 S O 4 + 2 H B r

Процесс окисления сернистой кислоты азотной протекает достаточно легко по уравнению:

H 2 S O 3 + 2 H N O 3 → H 2 S O 4 + 2 N O 2 + H 2 O

Окисление сернистой кислоты с помощью озона:

H 2 S O 3 + O 3 → H 2 S O 4 + O 2

При контакте с сильными восстановителями могут проявляться окислительные свойства сернистой кислоты.

Взаимодействие сернистой кислоты и сероводорода сопровождается ее восстановлением до элементарной серы:

H 2 S O 3 + 2 Н 2 S → 3 S + 3 H 2 O

Качественная реакция на сернистую кислоту

Качественная реакция на сернистую кислоту представляет собой обесцвечивание раствора перманганата калия:

5 H 2 S O 3 + 2 K M n O 4 → 2 H 2 S O 4 + 2 M n S O 4 + K 2 S O 4 + 3 H 2 O

Качественная реакция на соли сернистой кислоты (сульфиты) представляет собой химическую реакцию их растворов с сильными кислотами, которая сопровождается выделением газа S O 2 , обладающего резким запахом:

N a 2 S O 3 + 2 H C l → 2 N a C l + S O 2 ↑ + H 2 O

2 H + + S O 3 2 – → S O 2 ↑ + H 2 O

Способы получения и как применяется

Сернистую кислоту синтезируют с помощью растворения сернистого газа ( S O 2 ) в воде ( H 2 O ) . Процесс можно наблюдать опытным путем. Необходимо взять концентрированную серную кислоту ( H 2 S O 4 ) , медь ( C u ) и пробирку. Алгоритм действий таков:

аккуратно добавить в пробирку концентрированную серную кислоту;
поместить в пробирку, содержащую кислоту, кусочек меди;
смесь требуется нагреть.

Далее можно наблюдать реакцию, протекающую по уравнению:

C u ( м е д ь ) + 2 H 2 S O 4 ( с е р н а я к и с л о т а ) = C u S O 4 ( с у л ь ф а т с е р ы ) + S O 2 ( с е р н и с т ы й г а з ) + H 2 O ( в о д а )

S O 2 ( с е р н и с т ы й г а з ) + H 2 O ( в о д а ) = H 2 S O 3

Таким образом с помощью пропускания сернистого газа через воду получают сернистую кислоту.

В процессе экспериментов с сернистым газом необходимо использовать индивидуальные средства защиты, так как вещество раздражает слизистую оболочку дыхательных путей. Подобное воздействие сопровождается воспалительным процессом и потерей аппетита. Длительное вдыхание сернистого газа приводит к потере сознания.

Сернистая кислота нашла применение в качестве восстановителя. Вещество используют для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не способны выдержать отбеливание сильными окислителями в виде хлора. Сернистую кислоту используют в процессе консервирования плодов и овощей, а также для:

обесцвечивания натуральных тканей, древесной массы, бумаги;
консервации, антисептической обработки — к примеру, для защиты от ферментации зерна в производстве крахмала, предотвращения процесса брожения в бочках вина;
переработки древесной щепы в сульфитную беленую целлюлозу, необходимую для изготовления бумаги.

В процессе обработки древесного сырья на бумажном производстве используют раствор гидросульфита кальция ( C a ( H S O 3 ) 2 ) . Вещество является растворителем лигнина, который связывает волокна целлюлозы.

Вам может понравиться Все решебники

Главная задача сайта: помогать школьникам и родителям в решении домашнего задания. Кроме того, весь материал совершенствуется, добавляются новые сборники решений.

Сероводород H₂S.
Сероводород H₂S встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в попутных газах месторождения нефти. Бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, t_пл = -86 °С, t_кип = -60 °С. Ядовит. В твердом состоянии существует в трех различных модификациях. Мало растворим в воде, водный раствор H₂S — это слабая кислота. К₁ = 0,87•10-7, К₂= 10-14. Сильный восстановитель. Получают в промышленности как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. В лаборатории часто получают в аппарате Киппа при взаимодействии FeS c HC_l. Применяют в производстве H₂SO₄, S; для получения сульфидов, сераорганических соединений; в аналитической химии для осаждения сульфидов; для приготовления лечебных, сероводородных ванн. Раздражает слизистые оболочки и дыхательные органы.

Соединения серы со степенью окисления +1

Оксид серы (I) S₂O.
Оксид серы (I) S₂O это желтый газ, который может несколько часов сохраняться при комнатной температуре (в чистом и сухом сосуде) лишь под давлением не выше 40 мм. рт. ст. Молекула SO₂ полярна. Сильное охлаждение переводит закись серы в оранжево-красное твердое вещество. Молекулярным кислородом при обычной температуре не окисляется, а водой легко разлагается. Более или менее легко реагирует с большинством металлов. Получают при взаимодействии SO₂ с серой.

Хлористая сера S₂Cl₂.
Хлористая сера S₂Cl₂ это бесцветная жидкость, t_пл = -77 °С, t_кип = 138 °С. Получают в больших количествах прямым действием сухого хлора на избыток серы. Применяют для получения двухлористой серы.

Соединения серы со степенью окисления +2

Серноватистая (тиосерная) кислота H₂S₂O₃.
Сильная кислота (по силе близка к серной кислоте). При комнатной температуре неустойчива и разлагается на H₂O, SO₂ и S. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 874,4 Cм•см 2 /моль.

Двухлористая сера SCl₂.
Жидкость красного цвета, t_пл = -78 °С, t_кип = 60 °С. Молекула SCl₂ имеет форму равнобедренного треугольника. Получается при взаимодействии хлористой серы с хлором. В обычных условиях медленно разлагается на хлористую серу и хлор.

Соединения серы со степенью окисления +3

Дитионистая кислота H₂S₂O₄.
Неустойчива и в свободном состоянии не получена.

Соединения серы со степенью окисления +4

Оксид серы (IV) SO₂.
Бесцветный газ с удушливым запахом, легко превращаемый в жидкость, t_пл = -75 °С, t_кип = -10 °С. Ядовит. Хорошо растворим в воде. При растворении образуется полигидрат SO₂•nH₂O кислотного характера. Получают сжиганием элементной серы или обжигом руды — пирита FeS₂. Образуется также в ряде металлургических процессов и при сжигании каменных углей, всегда содержащих некоторое количество серы. Особенно много SO₂ выделяют работающие на каменном угле электростанции. Небольшие количества SO₂ удобно получать в лаборатории из сульфитов. Применяют для производства серной кислоты, в текстильной промышленности, в качестве обесцвечивающего вещества в сахарном производстве, пищевой промышленности, для дезинфекции помещений и уничтожения паразитов на теле животных.

Сернистая кислота H₂SO₃.
Двухосновная кислота средней силы. Неустойчива. В свободном состоянии не выделена. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 843,6 Cм•см 2 /моль.

Хлористый тионил SOCl₂.
Бесцветная жидкость с резким запахом, t_пл = -100 °С, t_кип = 76 °С. Является плохим растворителем типичных солей, но хорошим для многих менее полярных веществ. Взаимодействует с водой. Применяется для изготовления красителей, фармацевтических препаратов. Им удобно пользоваться для получения безводных хлоридов металлов из их кристаллогидратов.

Соединения серы со степенью окисления +6

Оксид серы (VI) SO₃.
Известен в трех модификациях: a, b, g. При конденсации паров SO₃ образуется бесцветные, прозрачные как лед кристаллы ( t_пл = 62 °С), это g-форма, которая при хранении переходит в b-форму, похожую на асбест ( t_пл= 32 °С). a-форма ( t_пл = 17 °С, t_кип = 44,8 °С) образуется при особых условиях. Из этих трех форм наиболее высоким давлением пара обладает g-форма. Полученный серный ангидрид может быть твердым или частично жидким. Жадно соединяясь с водой, дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты. Образует соединения с водой, аммиаком или его органическими производными. Получают окислением сернистого газа.

Серная кислота H₂SO₄.
Безводная серная кислота — бесцветная маслянистая жидкость, без запаха, t_пл = 10 °С, t_кип = 296 °С. Концентрированная серная кислота вызывает ожоги кожи. Серная кислота может быть различной чистоты и концентрации. Плотность увеличивается с концентрацией и достигает максимального значения при концентрации 98,3%, при дальнейшем повышении концентрации плотность кислоты снижается. Растворение в воде сопровождается выделением большого количества тепла и уменьшением объема. При давлении 760 мм рт. ст. все водные растворы кипят при температуре выше 100 °С, точка кипения повышается с увеличением концентрации. Мало летуча. Концентрированная серная кислота действует почти на все металлы без выделения водорода. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 859,6 Cм•см 2 /моль. Для промышленного получения применяются два способа: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом в обоих случаях является сернистый газ. Является важнейшим химическим продуктом. Применяется почти во всех отраслях химической промышленности и в целом ряде других отраслей народного хозяйства.

Хлористый сульфурил SO₂Cl₂.
Представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом, t_пл = -54 °С, t_кип = 69 °С. Холодная вода действует на него медленно, но горячей он быстро разлагается с образованием серной и соляной кислот.

Читайте также: