FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:

H 2 + S = H 2 S.

Нагревание смеси парафина с серой.

1.9. Сероводородная кислота и её соли

Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.

Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.

Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.

Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.

Получение сульфидов

Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере

Восстановление твердых солей оксокислот

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)

SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)

CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)

Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Химические свойства сульфидов

Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2- + H 2 O = HS - + OH - .

Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;

CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .

Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Токсичность сероводорода

На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.

Цели урока: рассмотреть свойства соединений серы – сероводорода, сероводородной кислоты и ее солей; сернистой кислоты и ее солей.

Оборудование: образцы сульфидов, сульфитов металлов, компьютерная презентация.

(Проверить готовность к уроку групп учащихся, оборудования, класса; отметить в классном журнале отсутствующих учащихся; сообщить тему и цели урока) .

II. Проверка знаний учащихся.

1. Решить задачу “Слайд № 1-1”:

Самородная сера, содержащая 30% примесей, была использована для получения оксида серы (IV) массой 8 г. Определите массу (в граммах) самородной серы.

Ответ: m(S) = 5,7 г.

2. Устные вопросы:

• Расскажите о строении атома серы и степени окисления её.
• Охарактеризуйте аллотропию серы.
• Раскройте химические свойства серы.

3. Запишите уравнение химической реакции с точки зрения электролитической диссоциации между сульфатом цинка и гидроксидом калия “Слайд № 1-1”.

4. Проверка письменного домашнего задания – 6 учащихся.

5. Блок вопросов “Слайд № 2”:

• Прочитайте формулировку Периодического закона, данную Д.И. Менделеевым (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов).
• Прочитайте современную формулировку Периодического закона (свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер).
• Что называют химическим элементом? (химический элемент – это атомы одного вида)
• В каких формах существует химический элемент? (химический элемент существует в трех формах: свободные атомы, простые вещества, сложные вещества).
• Какие вещества называют простыми? (простыми называют вещества, молекула которых образована атомами одного химического элемента).
• Какие вещества называют сложными? (сложными называют вещества, молекула которых образована атомами разных химических элементов).
• На какие классы делятся сложные вещества? (сложные вещества делятся на четыре класса: оксиды, основания, кислоты, соли).
• Какие вещества называют солями? (соли – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов металла и кислотных остатков).
• Какие вещества называют кислотами? (кислоты – это сложные вещества, молекула которых состоит из атомов водорода и кислотного остатка).

План изучения нового материала “Слайд № 3”.

1. Сероводород и сульфиды.
2. Сернистая кислота и её соли.

1. Сероводород и сульфиды.

Сегодня мы как раз и познакомимся с некоторыми кислотами, которые образует сера. На прошлом уроке было отмечено, что при взаимодействии водорода и серы получается сероводород. Точно также проходит реакция водорода со всеми халькогенами. (H 2 O – H 2 S – H 2 Se – H 2 Te) “Слайд № 4-1”. Из них только вода представляет собой жидкость, остальные – газы, растворы которых будут проявлять кислотные свойства. Подобно галогеноводородам, прочность молекул халькогеноводородов уменьшается, а сила кислот, наоборот, возрастает “Слайд № 4-2”.

Сероводород – бесцветный газ с резким запахом. Он очень ядовит. Является сильнейшим восстановителем. Как восстановитель он активно взаимодействует с растворами галогенов “Слайд № 5-1”:

H 2 + S -2 + I 2 0 = S 0 + 2H + I -

Сероводород горит “Слайд № 5-2”:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S(при охлаждении пламени).

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2

При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота [Демонстрация действия на кислоту индикаторов].

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония хорошо растворимы и окрашены в различные цвета.

Задание. Проклассифицируйте сероводородную кислоту (сероводородная – это бескислородная, двухосновная кислота).

Таким образом, диссоциация сероводородной кислоты происходит ступенчато “Слайд № 5-3”:

H 2 S <–> H + + HS - (первая ступень диссоциации)

HS - <–> H + + S 2- (вторая ступень диссоциации),

значит, сероводородная кислота образует два вида солей:

гидросульфиды – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHS)

сульфиды – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 S).

2. Сернистая кислота и её соли .

Рассмотрим еще одну кислоту, которую образует сера. Мы уже выяснили, что при горении сероводорода образуется оксид серы (IV). Это бесцветный газ с характерным запахом. Он проявляет типичные свойства кислотных оксидов и хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту [Демонстрация действия на кислоту индикаторов]. Она не устойчива и разлагается на исходные вещества “Слайд № 6-1”:

H 2 O + SO 2 <–> H 2 SO 3

Оксид серы (IV) можно получить разными способами “Слайд № 6-2:

а) горение серы;
б) горение сероводорода;
в) общих сульфидов.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота являются типичными восстановителями и одновременно слабыми окислителями “Слайд № 7-1”. [Демонстрация действия кислоты на цветную ткань].

Таблица 1. “Слайд № 7-2”

Степени окисления серы в соединениях.

Вывод “Слайд № 8”. Только восстановительные свойства проявляют элементы, находящиеся в низшей степени окисления .

Только окислительные свойства проявляют элементы, находящиеся в высшей степени окисления .

Как восстановительные, так и окислительные свойства проявляют элементы, имеющие промежуточную степень окисления .

Задание. Проклассифицируйте сернистую кислоту (сернистая – это бескислородная, двухосновная кислота).

Значит, сернистая кислота образует два вида солей:

гидросульфиты – соли, в которых металлом замещен только один атом водорода (NaHSО 3)

сульфиты – соли, в которых металлом замещены оба атома водорода (Na 2 SО 3).

“Слайд № 10”.

Литература

1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учебн. для общеобразоват. учреждений / О.С. Габриелян. – 14-е изд., испр. – М. : Дрофа, 2008. – 270, с. : ил.
2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя. Химия. 9класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М.: Дрофа, 2002. – 400 с.
3. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под ред. А.И. Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с.
4. Горковенко М.Ю. Химия. 9 класс. Поурочные разработки к учебникам О.С. Габриеляна (М.: Дрофа); Л.С. Гузея и др. (М.: Дрофа); Г.Е. Рудзитиса, Ф.Г Фельдмана (М.: Просвещение). – М.: “ВАКО”, 2004, 368 с. – (В помощь школьному учителю).
5. Химия. – 2-е изд., перераб. / ред. коллегия: М. Аксёноыв, И. Леенсон, С. Мартынова и др. – М.: Мир энциклопедий Аванта+, Астрель, 2007. – 656 с.: ил. (Энциклопедия для детей).

О.С.ЗАЙЦЕВ

УЧЕБНАЯ КНИГА ПО ХИМИИ

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Продолжение. См. № 4–14, 16–28, 30–34, 37–44, 47, 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44 , 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24/2004

§ 8.1. Окислительно-восстановительные реакции

ЛАБОРАТОРНЫЕ ИССЛЕДОВАНИЯ
(продолжение)

2. Озон – окислитель.

Озон – важнейшее для природы и человека вещество.

Озон создает вокруг Земли на высоте от 10 до 50 км озоносферу с максимумом содержания озона на высоте 20–25 км. Находясь в верхних слоях атмосферы, озон не пропускает к поверхности Земли большую часть ультрафиолетовых лучей Солнца, губительно действующих на человека, животный и растительный мир. В последние годы обнаружены участки озоносферы с сильно пониженным содержанием озона, так называемые озоновые дыры. Неизвестно, образовывались ли озоновые дыры раньше. Также непонятны и причины их возникновения. Предполагают, что хлорсодержащие фреоны холодильников и парфюмерных баллончиков под действием ультрафиолетового излучения Солнца выделяют атомы хлора, которые реагируют с озоном и тем самым уменьшают его концентрацию в верхних слоях атмосферы. Опасность озоновых дыр в атмосфере крайне беспокоит ученых.
В нижних слоях атмосферы озон образуется в результате ряда последовательных реакций между кислородом воздуха и оксидами азота, выбрасываемыми плохо отрегулированными двигателями автомобилей и создающимися разрядами высоковольтных линий электропередач. Озон очень вреден для дыхания – он разрушает ткани бронхов и легких. Озон чрезвычайно ядовит (сильнее угарного газа). Предельно допустимая концентрация в воздухе – 10 –5 %.
Таким образом, озон в верхних и в нижних слоях атмосферы оказывает противоположное по своим результатам воздействие на человека и животный мир.
Озон наряду с хлором используют для обработки воды, чтобы разрушить органические примеси и уничтожить бактерии. Однако как хлорирование, так и озонирование воды имеет свои преимущества и недостатки. При хлорировании воды уничтожаются практически полностью бактерии, но образуются вредные для здоровья органические вещества канцерогенного характера (способствуют развитию раковых опухолей) – диоксины и подобные им соединения. При озонировании воды такие вещества не образуются, но озон убивает не все бактерии, и оставшиеся живыми бактерии через некоторое время обильно размножаются, поглощая остатки убитых бактерий, и вода становится даже более загрязненной бактериальной флорой. Поэтому озонирование питьевой воды лучше применять при ее быстром использовании. Очень эффективно озонирование воды в бассейнах, когда вода непрерывно циркулирует через озонатор. Озон применяют также и для очистки воздуха. Он относится к числу экологически чистых окислителей, не оставляющих вредных продуктов своего распада.
Озон окисляет почти все металлы, кроме золота и металлов платиновой группы.

Химические способы получения озона неэффективны или слишком опасны. Поэтому советуем вам получить озон в смеси с воздухом в озонаторе (действие слабого электрического разряда на кислород), имеющемся в школьной физической лаборатории.

Озон чаще всего получают действием на газообразный кислород тихого электрического разряда (без свечения и искр), который происходит между стенками внутреннего и внешнего сосудов озонатора. Простейший озонатор нетрудно изготовить из стеклянных трубок с пробками. Как это сделать, вы поймете из рис. 8.4. Внутренний электрод – металлический стержень (длинный гвоздь), наружный электрод – проволочная спираль. Воздух можно продувать воздушным насосом для аквариума или резиновой грушей от пульверизатора. На рис. 8.4 внутренний электрод находится в стеклянной трубке (как вы думаете, почему? ), но можно собрать озонатор и без нее. Резиновые пробки быстро разъедаются озоном.

Высокое напряжение удобно получить от индукционной катушки системы зажигания автомобиля, непрерывно размыкая соединение с источником низкого напряжения (аккумулятор или выпрямитель тока на 12 В).
Выход озона – несколько процентов.

Качественно обнаружить озон можно при помощи крахмального раствора йодида калия. Этим раствором можно пропитать полоску фильтровальной бумаги или раствор добавить в озонированную воду, а воздух с озоном пропускать через раствор в пробирке. Кислород в реакцию с йодид-ионом не вступает.
Уравнение реакции:

2I – + О 3 + Н 2 О = I 2 + O 2 + 2ОН – .

Напишите уравнения реакций приема и отдачи электронов.
Поднесите к озонатору полоску фильтровальной бумаги, смоченную этим раствором. (Зачем раствор йодида калия должен содержать крахмал?) Определению озона этим способом мешает пероксид водорода (почему?) .
Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

3. Восстановительные свойства сероводорода и сульфид-иона.

Сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц (в состав некоторых белков входит сера).
Для проведения опытов с сероводородом можно пользоваться газообразным сероводородом, пропуская его через раствор с изучаемым веществом, или приливать к исследуемым растворам заранее приготовленную сероводородную воду (это удобнее). Многие реакции можно проводить с раствором сульфида натрия (реакции на сульфид-ион S 2–).
Работать с сероводородом только под тягой! Смеси сероводорода с воздухом сгорают со взрывом.

Сероводород обычно получают в аппарате Киппа, действуя 25%-й серной (разбавленной 1:4) или 20%-й соляной (разбавленной 1:1) кислотой на сульфид железа в виде кусочков размером 1–2 см. Уравнение реакции:

FeS (кр.) + 2Н + = Fe 2+ + H 2 S (г.).

Небольшие количества сероводорода можно получить, поместив кристаллический сульфид натрия в колбу с пробкой, через которую пропущены капельная воронка с краном и отводная трубка. Медленно приливая из воронки 5–10%-ю соляную кислоту (почему не серную?) , колбу постоянно встряхивают покачиванием, чтобы избежать местного скопления непрореагировавшей кислоты. Если этого не делать, неожиданное смешение компонентов может привести к бурной реакции, выталкиванию пробки и разрушению колбы.
Равномерный ток сероводорода получается при нагревании с серой богатых водородом органических соединений, например парафина (1 часть парафина на 1 часть серы, 300 °С).
Для получения сероводородной воды через дистиллированную воду (или прокипяченную) пропускают сероводород. В одном объеме воды растворяется около трех объемов газообразного сероводорода. При стоянии на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет (почему?) .
Сероводород – сильный восстановитель: галогены восстанавливаются им до галогеноводородов, серная кислота – до диоксида серы и серы.
Сероводород ядовит. Предельно допустимая концентрация в воздухе 0,01 мг/л. Даже при незначительных концентрациях сероводород раздражает глаза и дыхательные пути, вызывает головную боль. Концентрации выше 0,5 мг/л опасны для жизни. При более высоких концентрациях поражается нервная система. При вдохе сероводорода возможна остановка сердца и дыхания. Иногда сероводород скапливается в пещерах и канализационных колодцах, и попавший туда человек мгновенно теряет сознание и погибает.
В то же время сероводородные ванны оказывают лечебное действие на организм человека.

3а. Реакция сероводорода с пероксидом водорода.

Изучите действие раствора пероксида водорода на сероводородную воду или раствор сульфида натрия.
По результатам опытов составьте уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции и сделайте вывод о возможности ее прохождения.

3б. Реакция сероводорода с серной кислотой.

В пробирку с 2–3 мл сероводородной воды (или раствора сульфида натрия) прилейте по каплям концентрированную серную кислоту (осторожно!) до появления мути. Что это за вещество? Какие другие продукты могут получиться в этой реакции?
Напишите уравнения реакций. Рассчитайте ЭДС реакции, используя электродные потенциалы:

4. Диоксид серы и сульфит-ион.

Диоксид серы, сернистый газ – важнейший загрязнитель атмосферы, выделяемый автомобильными двигателями при использовании плохо очищенного бензина и топками, в которых сгорают серосодержащие угли, торф или мазут. Ежегодно в атмосферу из-за сжигания угля и нефти выбрасываются миллионы тонн диоксида серы.
В природе диоксид серы встречается в вулканических газах. Диоксид серы окисляется кислородом воздуха в триоксид серы, который, поглощая воду (пары), превращается в серную кислоту. Выпадающие кислотные дожди разрушают цементные части построек, памятники архитектуры, высеченные из камня скульптуры. Кислотные дожди замедляют рост растений и даже приводят к их гибели, убивают живые организмы водоемов. Такие дожди вымывают из пашен малорастворимые в воде фосфорные удобрения, которые, попадая в водоемы, приводят к бурному размножению водорослей и быстрому заболачиванию прудов, рек.
Диоксид серы – бесцветный газ с резким запахом. Получать диоксид серы и работать с ним следует под тягой.

Сернистый газ можно получить, поместив в колбу, закрывающуюся пробкой с отводной трубкой и капельной воронкой, 5–10 г сульфита натрия. Из капельной воронки с 10 мл концентрированной серной кислоты (крайняя осторожность!) приливайте ее по каплям к кристаллам сульфита натрия. Вместо кристаллического сульфита натрия можно воспользоваться его насыщенным раствором.
Диоксид серы можно получить также реакцией между металлической медью и серной кислотой. В круглодонную колбу, снабженную пробкой с газоотводной трубкой и капельной воронкой, положите медные стружки или куски проволоки и прилейте из капельной воронки немного серной кислоты (на 10 г меди берется около 6 мл концентрированной серной кислоты). Для начала реакции слегка нагрейте колбу. После этого кислоту приливайте по каплям. Напишите уравнения приема и отдачи электронов и суммарное уравнение.
Свойства диоксида серы можно изучать, пропуская газ через раствор реагента, или в виде водного раствора (сернистой кислоты). Такие же результаты получаются при использовании подкисленных растворов сульфитов натрия Na 2 SO 3 и калия К 2 SO 3 . В одном объеме воды растворяется до сорока объемов сернистого газа (получается ~6%-й раствор).
Диоксид серы токсичен. При легких отравлениях начинается кашель, насморк, появляются слезы, начинается головокружение. Увеличение дозы приводит к остановке дыхания.

4а. Взаимодействие сернистой кислоты с пероксидом водорода.

Предскажите продукты взаимодействия сернистой кислоты и пероксида водорода. Проверьте свое предположение опытом.
К 2–3 мл сернистой кислоты прилейте столько же 3%-го раствора пероксида водорода. Как доказать образование предполагаемых продуктов реакции?
Тот же опыт повторите с подкисленным и щелочным растворами сульфита натрия.
Напишите уравнения реакций и рассчитайте ЭДС процесса.
Выберите нужные вам электродные потенциалы:

4б. Реакция между сернистым газом и сероводородом.

Эта реакция проходит между газообразными SO 2 и H 2 S и служит для получения серы. Реакция интересна также тем, что два загрязнителя атмосферы взаимно уничтожают друг друга. Проходит ли эта реакция между растворами сероводорода и сернистого газа? Ответьте на этот вопрос опытом.
Выберите электродные потенциалы для определения возможности прохождения реакции в растворе:

Попробуйте провести термодинамический расчет возможности прохождения реакций. Термодинамические характеристики веществ для определения возможности прохождения реакции между газообразными веществами следующие:

При каком состоянии веществ – газообразном или в растворе – реакции более предпочтительны?

Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.

В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:

FeS + 2HCl → Fe­Cl₂ + H₂S

Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.

Свойства сероводорода

При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).

Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На этой реакции основан промышленный способ получения серы.

При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.

Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.

Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2H­NO₃

Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.

Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:

H₂S → Н₂ + S

Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂­SO₄ + 8HCl

Сероводород в природе и жизнедеятельности человека

Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.

Сероводород применяют :

• в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
• в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
• в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
• в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.

Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода

Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.

Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.

С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.

Физические свойства серы напрямую зависят от аллотропной модификации. Например, самая известная модификация серы - ромбическая, S₈. Она представляет собой достаточно хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета.

Кроме ромбической, существует и множество других модификаций, количество которых, по разным источникам, достигает трех десятков.

Химические свойства элемента

При нормальной температуре химическая активность серы довольно мала. Зато при нагревании сера зачастую взаимодействует со всеми простыми веществами, металлами и неметаллами.

S + O₂ → SO₂

Сера является важнейшим элементом в жизни и животных, широко используется в промышленности, начиная от медицины и заканчивая пиротехническими устройствами.

Серная кислота

Серная кислота имеет формулу H₂­SO₄ и является сильнейшей двухосновной кислотой. Раньше это вещество называли купоросным маслом, потому что концентрированная кислота имеет густоватую маслянистую консистенцию.

Серная кислота легко смешивается с водой, но готовить такие растворы нужно с осторожностью: концентрированную кислоту нужно аккуратно приливать в воду, и ни в коем случае не наоборот.

Серная кислота относится к едким веществам, она способна растворять некоторые . Поэтому ее часто используют при добыче руд. На коже кислота оставляет сильнейшие ожоги, поэтому при работе с ней крайне важно соблюдать технику безопасности.

Получение «купоросного масла»

В промышленности используют контактный способ получения с помощью окисления сернистого газа, который образуется при горении серы - SO₂ (диоксид серы). Далее из сернистого газа получают триоксид серы SO₃, который затем растворяют в самой концентрированной серной кислоте. Получаемый при этом раствор называют олеумом . Чтобы получить «купоросное масло», олеум разбавляют водой.

Химические свойства серной кислоты

При взаимодействии с металлами, а также углеродом и серой концентрированная серная кислота их окисляет:

Сu + 2H₂­SO₄ (конц.) → Cu­SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

C(графит) + 2H₂­SO₄ (конц., гор.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂­SO₄ (конц.) → 3SO₂ + 2H₂O

Разбавленная кислота способна реагировать со всеми металлами, которые находятся левее водорода в ряду напряжений:

Fe + H₂­SO₄ (разб.) → Fe­S­O₄ + H₂

Zn + H₂­SO₄ (разб.) → Zn­SO₄ + H₂

В реакциях с основаниями разбавленная H₂­SO₄ образует сульфаты и гидросульфаты:

H₂­SO₄ + NaOH → NaH­SO₄ + H₂O;

H₂­SO₄ + 2NaOH → Na₂­SO₄ + 2H₂O.

Также данная кислота может реагировать и с основными оксидами, при этом получаются сульфаты:

CaO + H₂­SO₄ → Ca­SO₄↓ + H₂O.