Окислительно восстановительные свойства серы и ее соединений кратко

Обновлено: 05.07.2024

Сера на наружном энергетическом уровне содержит 6 электронов, из которых два непарные. Так же как и кислород располагается в VI группе главной подгруппе периодической системы химических элементов. Впрочем, по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. В связи с этим может проявлять восстановительные и окислительные свойства. В качестве восстановителя формирует соединения со степенями окисления +2, +4, +6. По отношению к водороду и металлам сера показывает окислительные свойства со степенью окисления –2.

I. Окислительные свойства

Mg + S → MgS
Hg + S → HgS

Соединения серы с металлами называют сульфидами.

II. Восстановительные свойства

По механизму реакции диспропорционирования сера реагирует со щелочами:

При внесении горящей серы в кислород сгорание ее ускоряется, и пламя становиться ярко-синим.

Сера - элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к группе халькогенов - элементов VIa группы.

Сера - S - простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

FeS₂ - пирит, колчедан
ZnS - цинковая обманка
PbS - свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ - сурьмяный блеск, Bi₂S₃ - висмутовый блеск
HgS - киноварь
CuFeS₂ - халькопирит
Cu₂S - халькозин
CuS - ковеллин
BaSO₄ - барит, тяжелый шпат
CaSO₄ - гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H₂S, SO₂.

Серу можно получить разложением пирита

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ - SO₂. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания - только со фтором.

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Сероводород - H₂S

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

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

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).

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

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

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

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

Оксид серы - SO₂

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

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

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

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

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

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

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

Сернистая кислота

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

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

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

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

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

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

Оксид серы VI - SO₃

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

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

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты - сульфатов.

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 - сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Сера — химический элемент № \(16\). Она расположена в VI А группе третьем периоде Периодической системы.

На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления \(–2\). При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом, галогенами) сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная (\(+4\) или \(+6\)).

В земной коре сера встречается в самородном виде или в виде минералов и горных пород: (пирит — Fe S 2 , цинковая обманка — ZnS , свинцовый блеск — PbS , гипс — CaS O 4 ⋅ 2 H 2 O , глауберова соль — Na 2 S O 4 ⋅ 10H 2 O ).

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Обычно мы имеем дело с кристаллической серой, которая состоит из восьмиатомных циклических молекул.

Молекулы образуют кристаллы разного строения, и поэтому существуют аллотропные видоизменения: ромбическая и моноклинная сера. Обе модификации представляют собой жёлтые легкоплавкие вещества. Температуры плавления их несколько различаются (\(+112,8\) °С и \(+119,3\) °С).

При нагревании сера плавится, превращается в лёгкую жидкость, а затем начинает темнеть и становится вязкой. Образуется пластическая сера, состоящая из длинных линейных молекул.

В воде сера не растворяется и ею не смачивается . Поэтому порошок серы не тонет в воде, несмотря на более высокую плотность (\(2,07\) г/см³). Такое явление называется флотацией .

Подожжённая сера реагирует с кислородом , и образуется сернистый газ. Сера в этой реакции — восстановитель .

При нагревании сера вступает в реакцию с большинством металлов — железом, алюминием, цинком и другими, кроме золота и платины.

Ключевые слова конспекта: соединения серы, серная кислота, участие в кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействиях, получение и применение серной кислоты.

Серная кислота H₂SO₄ – вещество молекулярного строения. Её графическая формула:

В серной кислоте сера находится в высшей степени окисления +6.

Серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, хорошо растворимую в воде. Смешивается с водой в неограниченном количестве и очень гигроскопична. При растворении верной кислоты в воде выделяется значительное количество теплоты.

Химические свойства серной кислоты можно рассмотреть с точки зрения кислотно-основных и окислительно-восстановительных взаимодействий.

Участие в кислотно-основных взаимодействиях

Серная кислота – сильный электролит, в водных растворах диссоциирует практически полностью:

Изменяет окраску индикатора (например, лакмуса с фиолетовой на красную).
Более корректно электролитическая диссоциация H₂SO₄ описывается уравнениями:

Серная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + CuO = CuSO₄ + H₂O
2Н + + CuO = Cu 2+ + H₂O

Серная кислoта реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂0
2Н + + Cu(OH)₂ = Cu 2+ + 2H₂0

Сернaя кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей:

Сeрная кислота вытесняет и сильные, но летучие кислоты из их солей:

Участие в окислительно-восстановительных взаимодействиях

Разбавленные растворы H₂SO₄ реагируют с металлами, расположенными в электрохимическом ряду напряжений металлов до H₂, с образованием сульфатов и выделением водорода:

Чистая H₂SO₄ и H₂SO₄ в концентрированных растворах проявляют сильные окислительные свойства за счёт S +6 .

Концентрированная H₂SO₄ взаимодействует с металлами (в том числе с Cu, Ag, Hg), стоящими после H₂ в ряду напряжений металлов, с образованием сульфатов, воды и продуктов восстановления S +6 : H₂S, S, SO₂. Концентрированная серная кислота не реагирует с благородными металлами вследствие их малой активности, а также с Al, Cr, Fe из-за пассивации. На поверхности этих металлов образуется защитная оксидная плёнка, защищающая их от дальнейшего окисления.

Глубина восстановления зависит от восстановительных свойств металлов.
Активные металлы восстанавливают H₂SO₄ до H₂S:

Металлы с меньшей активностью восстанавливают H₂SO₄ до SO₂:

Концентрированная сeрная кислoта окисляет и некоторые неметаллы. Например:

Важной химической особенностью серной кислоты является её способность выступать в качестве дегидратирующего реагента. Концентрированная серная кислота вступает в реакции дегидратации со многими органическими веществами, отщепляя от них молекулы воды. Например:

Получение и применение серной кислоты

Промышленное получение серной кислоты включает несколько стадий. Сырьём является сера S и сульфидные руды (в основном пирит FeS₂).

В ходе получения серной кислоты из пирита осуществляются три химические реакции:

Обжиг пирита (проводится при температуре около 800 °С):

Эта реакция – обратимая, экзотермическая, каталитическая (её проводят в присутствии катализатора V₂O₅ при температуре около 450 °С).

Оксид серы (VI) (серный ангидрид) SO₃ при обычных условиях – летучая жидкость (t°_кип. = 44,8 °С), неограниченно растворяется в воде. Оксид серы (VI) SO₃ – кислотный оксид, ему соответствует сильная серная кислота.

В промышленности для этой реакции используют концентрированную H₂SO₄, образуется олеум H₂SO₄ • SO₃, при разбавлении которого получают концентрированную H₂SO₄.

Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности. Важнейшие области её применения: производство минеральных удобрений, других кислот и солей, красителей, пластмасс, волокон, лекарственных веществ, очистка нефтепродуктов, металлургия.

Читайте также: