SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С. Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

При сжигании серы в кислороде: S + O2 ® SO2

Окислением сульфидов: 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2

Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2+ H2O

При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2+ 2H2O

Химические свойства

Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)SO2 + H2O «H2SO3 K1® H+ + HSO3- K2® 2H+ + SO32- H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3?(сульфит бария) + H2OBa(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

Реакции окисления (S+4 – 2e ® S+6)SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-

Реакции восстановления (S+4 + 4e ® S0)SO2 + С –t°® S + СO2

SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O

Оксид серы VI SO3 (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).SO3 + H2O ® H2SO4 Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

1)2SO2 + O2 кат;450°C® 2SO32) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3

Химические свойства

Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO3 + H2O ® H2SO4 «H+ + HSO4- «2H+ + SO42-H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты): 2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 ® NaHSO4SO3 - сильный окислитель.

Н2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.Серная кислота — довольно сильный окислитель, особенно при нагревании и в концентрированном виде; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO2, S — до SO2, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом серная кислота восстанавливается до SO?, а наиболее сильными восстановителями — до S и H?S. Концентрированная H?SO? частично восстанавливается H?. Из-за чего не может применяться для его сушки. Разбавленная H?SO? взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением. Окислительные свойства для разбавленной H?SO? нехарактерны. Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые — гидросульфаты, а также эфиры. Известны пероксомоносерная (или кислота Каро) H2SO5 и пероксодисерная H2S2O8 кислоты. H2SO3 — неустойчивая двухосновная кислота средней силы, существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

SO2 + H2O? H2SO3? H+ + HSO3-? 2H+ + SO32-.

Кислота средней силы:

H2SO3 <=> H+ + HSO3-, KI = 2·10-2

HSO3- <=> H+ + SO32-, KII = 6·10-8

Растворы H2SO3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички), обусловленный наличием химически не связанного водой SO2. Двухосновная кислота, образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи):

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи): H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O

Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями:

H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr

При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя:

H2SO3+2H2S=3S+3H2O

Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO3 + 6H+2MnO4=5SO4+2Mn+3H2O

Сульфиты — соли сернистой кислоты H2SO3.Существует два ряда сульфитов: средние (нормальные) общей формулы M2SO3 и кислые (гидросульфиты) общей формулы MHSO3 (М — одновалентный металл). Средние, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде, растворяются в присутствии SO2. Из кислых в свободном состоянии выделены лишь гидросульфиты щелочных металлов. Для сульфитов в водном растворе характерны окисление до сульфатов и восстановление до тиосульфатов M2S2O3. Реакции с повышением степени окисления серы от +4 до +6, например:

Na2SО3 + Сl2 + Н2О = Nа2SО4 + 2 НСl.

Реакции самоокисления-самовосстановления серы возможны и при ее взаимодействии с сульфитами. Так, при кипячении раствора с мелкоизмельченной серой образуется тиосульфат (иногда называют гипосульфит) натрия:

Na2SO3 + S > Na2S2O3.

Таким образом, сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства Получают взаимодействием SO2 с гидроокисями или карбонатами соответствующих металлов в водной среде. Применяются главным образом гидросульфиты — в текстильной промышленности при крашении и печатании (KHSO3, NaHSO3), в бумажной промышленности при получении целлюлозы из древесины [Ca(HSO3)2], в фотографии, в органическом синтезе. Сульфаты — сернокислые соли, соли серной кислоты H2SO4. Имеются два ряда С.— средние (нормальные) общей формулы Mg2SO4 и кислые (Гидросульфаты) — MHSO4, где М — одновалентный металл. С. — кристаллические вещества, бесцветные (если катион бесцветен), в большинстве случаев хорошо растворимые в воде. Малорастворимые С. встречаются в виде минералов: гипса CaSO4?2H2O, целестина SrSO4, англезита PbSO4 и др. Практически нерастворимы барит BaSO4 и RaSO4. Кислые С. выделены в твёрдом состоянии лишь для наиболее активных металлов — Na, К и др. Они хорошо растворимы в воде, легко плавятся. Нормальные С. можно получить растворением металлов в H2SO4, действием H2SO4 на окиси, гидроокиси, карбонаты металлов и др. Гидросульфаты получают нагреванием нормальных С. с концентрированной H2SO4:

K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4.

Кристаллогидраты С. некоторых тяжёлых металлов называются купоросами. Широкое применение во многих отраслях промышленности находят сульфаты природные.

 

14. H2S — бесцветный газ с неприятным запахом и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. При больших концентрациях разъедает металл. Взрывчатая смесь с воздухом 4,5 - 45%. Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2), ядовитый (вдыхание воздуха с его примесью вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительным содержанием приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу), газ, тяжелее воздуха с неприятным запахом тухлых яиц. Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (? = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей, поэтому H2S — газ. Насыщенный водный раствор (сероводородная вода) H2S является очень слабой сероводородной кислотой.Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.В воде сероводород малорастворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

С основаниями реагирует:

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (обычная соль, при избытке NaOH)

H2S + NaOH = NaHS + H2O (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе он горит синим пламенем:

2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2

при недостатке кислорода: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

(на этой реакции основан промышленный способ получения серы). Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42-, например:

3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl

2H2S + SO2 = 2Н2О + 3S

H2S + I2 = 2HI + Ы

Получение

Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: FeS + 2HCl = FeCl2+H2S

Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода): Al2SO3+H2O=2Al(OH)3+H2S

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, бария и аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены. Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)?. Гидросульфиды Са?+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления (Al?S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь). Полисульфиды — многосернистые соединения общей формулы Me2Sn, например, полисульфид аммония (NH4)2Sn. В структуре этих соединений имеются цепи атомов —S—S(n)—S. Известны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H2Sn, где n меняется от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости, по мере увеличения содержания серы, окраска изменяется от желтой до красной. Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе):

Na2S + 2 S(pомб.) > Na2S3

Na2S + 4 S > Na2S5

Na2S + 5 S > Na2S6

Na2S + 6 S > Na2S7

Na2S + 7 S > Na2S8

Обычно в молекулах полисульфидов число атомов серы изменяется от 2 до 8, известно лишь одно соединение с n = 9, это (NH4)2S9. Наиболее распространены полисульфиды с двумя атомами серы. Эти полисульфиды можно рассматривать как аналоги соответствующих пероксидов. Для полисульфидов характерны окислительные и восстановительные свойства:

(NH4)2S2 + Sn+2S > (NH4)2Sn+4S3

4FeS2 +11O2 > 2Fе2O3 + 8SO2

При взаимодействии с кислотами разлагаются с выделением серы и H2S. Полисульфиды используют в аналитической химии для разделения элементов, в производстве некоторых каучуков и др. Смесь полисульфидов натрия (в старину ее называли «серная печень») с давних времен применяли в кожевенной промышленности для удаления волоса.