От вулканического жёлтого порошка до «купоросного масла» — кислоты, которая приводит в движение всю химическую промышленность.
Основные степени окисления серы: −2, 0, +4, +6. Как и у углерода, промежуточные СО (0 и +4) дают сере двойственный характер — способность быть и окислителем, и восстановителем, в зависимости от партнёра.
Ромбическая (устойчивая при обычных условиях, S8-кольца), моноклинная (устойчива выше 96°C), пластическая (быстрое охлаждение расплава, каучукоподобная).
С металлами и водородом (менее ЭО партнёрами) сера окислитель (СО падает до −2). С кислородом и фтором (более ЭО партнёрами) сера восстановитель (СО растёт). Правило то же, что для всех неметаллов промежуточной активности.
H2S ядовит и в высоких концентрациях смертельно опасен (что обманчиво, так как он же и «притупляет» обоняние при длительном воздействии). Осадки сульфидов большинства тяжёлых металлов (CuS, PbS, Ag2S, HgS) — чёрные и нерастворимые, это универсальный качественный тест на их присутствие в растворе.
Алкен обесцвечивает Br2-воду реакцией присоединения по кратной связи (конспект 52). SO2 обесцвечивает её реакцией окисления — сам окисляется до сульфата, а бром восстанавливается до бромид-иона. Внешне эффект одинаков (раствор теряет окраску), но механизм принципиально другой — важная деталь для распознавания веществ.
Трёхстадийный промышленный процесс — одна из важнейших технологических цепочек школьного курса.
4FeS₂+11O₂→(t) 2Fe₂O₃+8SO₂
Получение SO₂ из пирита.
2SO₂+O₂⇌(V₂O₅,450°C)2SO₃
Катализатор — оксид ванадия(V).
SO₃+H₂SO₄(конц.)→олеум
SO₃ поглощают не водой напрямую!
Прямое растворение SO3 в воде идёт настолько бурно (с сильным выделением тепла и образованием тумана из капель кислоты), что процесс неуправляем и опасен. Вместо этого SO3 поглощают концентрированной серной кислотой, получая олеум (раствор SO3 в H2SO4), который затем аккуратно разбавляют водой до нужной концентрации.
Ведёт себя как типичная сильная кислота: реагирует с металлами до H с выделением H2, с оксидами, основаниями, солями.
Сильный окислитель за счёт S+6 (не за счёт H+!): реагирует даже с металлами после H, продукт восстановления зависит от активности металла.
Сера +4 — сильный восстановитель, поэтому SO₂ и сульфиты окисляются не только бромной водой и KMnO₄, но и солями железа(III): SO₂ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O → 2FeSO₄ + 2H₂SO₄. Раствор из жёлтого (Fe3+) становится бледно-зелёным (Fe2+) — наглядный признак.
Сульфиды тяжёлых металлов (CuS, PbS, Ag₂S, HgS) настолько нерастворимы, что выпадают даже из растворов сильных кислот: CuSO₄ + H₂S → CuS↓ + H₂SO₄ — сероводородная кислота слабее серной, но осадок всё равно образуется. А вот ZnS, FeS, MnS в кислотах растворяются, выделяя H₂S. Это отличает «чёрные» сульфиды от растворимых.
Правило то же, что и для HNO3 (см. конспекты 77, 83): чем активнее металл-восстановитель, тем глубже восстанавливается сера. С неактивными металлами (Cu, Ag) продукт — SO2 (S: +6→+4). С металлами средней активности (Zn) — может образовываться сера S (+6→0) или сероводород H2S (+6→−2) в зависимости от условий и избытка металла. Именно поэтому в реальных задачах для активных металлов чаще указывают H2S как продукт максимального восстановления.
Дано: 120 г FeS2 (M=120 г/моль), выход по всем стадиям 80%.
n(FeS2) = 120/120 = 1 моль. Из уравнений: 1 моль FeS2 даёт 2 моль SO2 → 2 моль SO3 → 2 моль H2SO4 (теоретически).
С учётом выхода: n(H2SO4) = 2 × 0,8 = 1,6 моль. M=98 г/моль.
m(H₂SO₄) = 1,6 × 98 = 156,8 г
Серная кислота ведёт себя одинаково независимо от концентрации.
Разбавленная — обычная кислота, окислитель ион H+, реагирует с металлами до водорода с выделением H₂. Концентрированная — окислитель сера +6, реагирует даже с медью, водород не выделяется никогда.
Концентрированная H₂SO₄ с активным металлом даёт SO₂, как с медью.
Чем активнее металл, тем глубже восстанавливается сера: с медью — SO₂, с цинком при нагревании — S или H₂S. Ряд восстановления: SO₂ → S → H₂S.
Сера может быть только окислителем — она же неметалл.
В S0 сера имеет промежуточную степень: с металлами и водородом она окислитель (→ S-2), с кислородом и галогенами — восстановитель (→ S+4). А в щёлочи диспропорционирует сразу в обе стороны.
Сульфат бария растворится, если добавить кислоту.
BaSO₄ нерастворим даже в кислотах — именно поэтому он служит надёжной качественной реакцией на сульфат-ион и применяется в медицине как контраст. А вот BaCO₃ и BaSO₃ кислотами растворяются.
Она обугливает органику (отнимает воду от сахара, бумаги), пассивирует Al, Fe, Cr на холоде и служит водоотнимающим средством в этерификации и дегидратации спиртов. Все три свойства — следствие её жадности к воде.
Добавить сильную кислоту (например, HCl). Из сульфита выделится газ с резким запахом: Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O. Сульфат не даст ничего — серная кислота сильнее соляной и вытеснить её нельзя.
Второй способ: сульфит обесцвечивает раствор KMnO₄ (он восстановитель, сера +4), сульфат — нет, там сера уже в высшей степени +6.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Прямая реакция с водой идёт слишком бурно и неуправляемо (образует туман кислоты) — вместо этого получают олеум, растворяя SO3 в концентрированной H2SO4.
SO₂ (сернистый газ) — концентрированная H2SO4 восстанавливается до +4 при реакции с малоактивными металлами.
Алкен — присоединение по кратной связи. SO2 — окисление (сам восстанавливает бром до бромид-иона, окисляясь до сульфата).
Оксид ванадия(V) V₂O₅ — при температуре около 450°C.
Белый осадок BaSO₄: Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2NaCl — нерастворим даже в кислотах.
Обугливание сахара: C12H22O11 →(H2SO4 конц.) 12C + 11H2O — кислота отнимает воду прямо из состава молекулы.
Чёрный — типичный цвет сульфидов тяжёлых металлов, качественная реакция на присутствие сероводорода/сульфид-иона.
n(FeS2,M=120)=240/120=2 моль. Реакция 4:8=1:2 по SO2. n(SO2)=4 моль. m=4×64=256 г.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно