Презентация "Соединения серы".

Соединения серы

Сероводоро́д Н 2 S

Сероводоро́д Н 2 S

Физические свойства: бесцветный газ, плохо растворим в воде. Плотность 5392г/л г/см³,температура плавления -82.30 °C

Температура кипения -60.28 °C

Химические свойства pKa 6.89, 19±2

Растворимость в воде0.25 (40 °C) г/100 мл

Классификация Рег. номер CAS 7782-79-8

Сероводоро́д , сернистый водород Н 2 S

Бесцветный газ с неприятным запахом (тухлого яйца) и сладковатым вкусом. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. При больших концентрациях разъедает металл. Взрывчатая смесь с воздухом 4,5 - 45%.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Имеет очень неприятный запах, вреден для лёгких и всего организма. Сейчас сероводород используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах

Сероводоро́д Н 2 S Физические свойства

Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H 2 ), 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 (μ = 0,34·10-29 Кл·м). В отличие от молекул воды, молекулы сероводорода не образуют прочных водородных связей , поэтому H 2 S — газ. Насыщенный водный раствор ( сероводородная вода ) H 2 S является очень слабой сероводородной кислотой .

Сероводоро́д Н 2 S Химические свойства

• В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:
• H2S → HS− + H+
• K a = 6.9×10−7 моль/л; p K a = 6.89.
• 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 = 2 Н 2 О + 3S
• H2S + I2 = 2HI + S

Сероводоро́д Н 2 S Химические свойства

Сульфиды

• 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 (NH 4 ) 2 S. Многие сульфиды ярко окрашены.
• Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M 2 +(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления (Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 и др.) часто проходит необратимо.
• Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами ( пирит , халькопирит , киноварь ).

Получение

• Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды:
• Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода) :

Применеие сероводорода Н 2 S

• Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.
• В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов , сульфиды которых очень слабо растворимы
• В медицине — в составе природных и искусственных сероводородных ванн , а также в составе некоторых минеральных вод
• Сероводород применяют для получения серной кислоты , элементной серы, сульфидов
• Используют в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов
• В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря , в качестве энергетического ( сероводородная энергетика ) и химического сырья.

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV)

Общие свойства

Систематическое наименование Оксид серы(IV)

Химическая формула SO 2

Относительная молекулярная масса 64.054  а. е. м.

Молярная масса 64.054 г/ моль

Физические свойства

Состояние (норм. условия )бесцветный газ,

Плотность 2,927 г/л (г/см³)

Термические свойства

Температура плавления −75,5 °C

Температура кипения −10,01 °C

Химические свойства

Растворимость в воде11,5 г/100 мл

Классификация Рег. номер CAS [7446-09-5]

Химические свойства оксида серы (IV)

• Относится к кислотным оксидам . Растворяется в воде с образованием сернистой кислоты (при обычных условиях реакция обратима):

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 .

• Со щелочами образует сульфиты:

SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O.

• Химическая активность SO 2 весьма велика. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO 2 , степень окисления серы в таких реакциях повышается:

SO 2 + Br 2 + 2H 2 O → H 2 SO 4 + 2HBr,

2SO 2 + O 2 → 2SO 3 (требуется катализатор V 2 O 5 и температура 450°С),

Химические свойства оксида серы (IV)

• Данная реакция является качественной реакцией на сульфит-ион SO 3 2- и на SO 2 (обесцвечивание фиолетового раствора).

5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O → 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

• В присутствии сильных восстановителей SO 2 способен проявлять окислительные свойства . Например, для извлечения серы их отходящих газов металлургической промышленности используют восстановление SO 2 оксидом углерода(II) :

SO 2 + 2CO → 2CO 2 + S↓.

Или для получения фосфорноватистой кислоты:

PH 3 + SO 2 → H(PH 2 O 2 ) + S↓

Сернистая кислота H 2 SO 3

Неустойчивая двухосновная кислота средней силы , существует лишь в разбавленных водных растворах (в свободном состоянии не выделена):

SO 2 + H 2 O ⇆ H 2 SO 3 ⇆ H+ + HSO 3 - ⇆ 2H+ + SO 3 2-.

Химические свойства Сернистой кислоты H 2 SO 3

• Кислота средней силы:

H 2 SO 3 H+ + HSO 3 -, KI = 2·10-2

HSO 3 - H+ + SO32-, KII = 6·10-8

• Растворы H 2 SO 3 всегда имеют резкий специфический запах (похожий на запах зажигающейся спички ), обусловленный наличием химически не связанного водой SO 2 .
• Двухосновная кислота , образует два ряда солей: кислые — гидросульфиты (в недостатке щёлочи ):

и средние — сульфиты (в избытке щёлочи ):

• Как и сернистый газ, сернистая кислота и её соли являются сильными восстановителями :
• При взаимодействии с ещё более сильными восстановителями может играть роль окислителя :
• Качественная реакция на сульфит-ионы — обесцвечивание раствора перманганата калия :

Применение Сернистой кислоты H 2 SO 3

Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти , шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей ( хлора ).

Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.

Гидросульфит кальция Са(HSO3)2 (сульфитный щелок) используют для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу (раствор гидросульфита кальция растворяет лигнин — вещество, связывающее волокна целлюлозы, в результате чего волокна отделяются друг от друга; обработанную таким образом древесину используют для получения бумаги ).

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI)

Общие свойства

Систематическое наименование Оксид серы(VI)

Химическая формула SO 3

Отн. молек. Масса 80.06  а. е. м.

Молярная масса 80.06 г/ моль

Физические свойства

Состояние ( ст. усл. ) бесцветный газ

Плотность 1.92 г/см³

Термические свойства

Температура плавления 16,9 °C

Температура кипения 45 °C

Энтальпия образования ( ст. усл. )−397.77 кДж/моль Классификация Рег. номер CAS [7446-11-9]

Оксид серы (VI) Физические свойства

Окси́д се́ры(VI) ( се́рный ангидри́д , трео́кись се́ры , се́рный га́з )

SO 3 — высший оксид серы,

тип химической связи: ковалентная полярная

В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO 3 .

Оксид серы (VI)

При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.

Пространственная модель молекулы SO3

Получение оксида серы (VI)

• Получают, окисляя оксид серы(IV) кислородом воздуха при нагревании, в присутствии катализатора ( V 2 O 5 , Pt или Na 2 VO 3 ):

2 SO 2 + O 2 → 2SO 3 + Q.

• Можно получить термическим разложением сульфатов :

Fe 2 (SO 4 ) 3 → Fe 2 O 3 + 3SO 3 ,

• или взаимодействием SO 2 с озоном:

SO 2 + O 3 → SO3 + O 2 ↑.

• Для окисления SO2 используют также NO 2 :

SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO ↑.

Эта реакция лежит в основе исторически первого, нитрозного способа получения серной кислоты .

Оксид серы (VI) Химические свойства

1. Кислотно-основные: SO 3 — типичный кислотный оксид , ангидрид серной кислоты . Его химическая активность достаточно велика.

• При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 .

• Взаимодействует с основаниями :

2 KOH + SO 3 → K 2 SO 4 + H 2 O ,

• основными оксидами:

CaO + SO 3 → CaSO 4 ,

• c амфотерными оксидами :

3SO 3 + Al 2 O 3 → Al 2 (SO 4 ) 3 .

• SO 3 растворяется в 100%-й серной кислоте, образуя олеум:

H 2 SO 4 (100 %) + SO 3 → H 2 S 2 O 7 .

Оксид серы (VI) Химические свойства

2. Окислительно-восстановительные: SO 3 характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO 3 + 2 P → P 2 O 5 + 5 SO 2

3SO 3 + H 2 S → 4 SO 2 + H 2 O

2SO 3 + 2 KI → SO 2 + I 2 + K 2 SO 4 .

3. При взаимодействии с хлороводородом образуется хлорсульфоновая кислота:

SO 3 + HCl → HSO 3 Cl

Также присоединяет хлор, образуя тионилхлорид:

SO 3 + Cl 2 + 2SCl 2 → 3 SOCl 2

Серная кислота Н 2 SO 4

Серная кислота Н 2 SO 4

Общие свойства

Систематическое наименование серная кислота

Химическая формула H 2 SO 4

Отн. молек. Масса 62.03  а. е. м.

Молярная масса 98.078 г/ моль

Физические свойства

Состояние ( ст. усл. )бесцветная маслянистая жидкость без запаха

Плотность 1,8356 г/см³

Термические свойства

Температура плавления 10,38 °C

Температура кипения 279,6 °C

Химические свойства

Растворимость в водесмешивается во всех соотношениях г/100 мл

Классификация

Рег. номер CAS 7664-93-

Физические свойства серной кислоты Н 2 SO 4

Се́рная кислота́ H 2 SO 4  — сильная двухосновная кислота , отвечающая высшей степени окисления серы (+6).

При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха .

В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO 3 .

Если молярное отношение SO 3 :H 2 O 1, — раствор SO 3 в серной кислоте (олеум).

CuSO 4 белый + 5H 2 O 2. углеводов (обугливает дерево и бумагу): C 12 H 22 O 11 -------------------------- 12C + 11H 2 O 3. спиртов: C 2 H 5 OH ----------------------------- CH 2 =CH 2 + H 2 O В окислительно-восстановительных реакциях разбавленная серная кислота проявляет свойства обычной кислоты (неокислитель) - при этом восстанавливаются ионы Н+, например: Fe + H 2 SO 4 разб . = FeSO 4 + H 2 Разбавленная H2SO4 не взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода. Концентрированная серная кислота - кислота-окислитель, при этом восстанавливается сера (+6). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода: Cu + 2H 2 SO 4 конц. = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O" width="640"

Химические свойства серной кислоты Н 2 SO 4

Серная кислота - сильная двухосновная кислота, диссоциация ее протекает по двум ступеням:

H 2 SO 4 = H+ + HSO 4 - - первая ступень

HSO 4 - =H+ + SO 4 2- - вторая ступень

В концентрированных растворах диссоциация серной кислоты по второй ступени незначительна.

Серная кислота - сильнейшее дегидратирующее (водоотнимающее) вещество. Она поглощает влагу из воздуха (гигроскопична), отнимает воду

1. от кристаллогидратов:

CuSO4*5H2O голубой ------------------------ CuSO 4 белый + 5H 2 O

2. углеводов (обугливает дерево и бумагу):

C 12 H 22 O 11 -------------------------- 12C + 11H 2 O

3. спиртов:

C 2 H 5 OH ----------------------------- CH 2 =CH 2 + H 2 O

В окислительно-восстановительных реакциях разбавленная серная кислота проявляет свойства обычной кислоты (неокислитель) - при этом восстанавливаются ионы Н+, например:

Fe + H 2 SO 4 разб . = FeSO 4 + H 2

Разбавленная H2SO4 не взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода.

Концентрированная серная кислота - кислота-окислитель, при этом восстанавливается сера (+6).

Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода:

Cu + 2H 2 SO 4 конц. = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Химические свойства серной кислоты Н 2 SO 4

Серная кислота проявляет все свойства сильных кислот:

а) взаимодействует с основными оксидами:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

б) с основаниями:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O

в) вытесняет другие кислоты из их солей, например те, которые слабее нее:

CaCO 3 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + CO 2 + H 2 O

или более летучие (обладающие температурами кипения ниже, чем у серной кислоты):

NaNO 3 твердый + H 2 SO 4 конц.= NaHSO 4 + HNO 3 - при нагревании

и металлы,стоящие левее водорода, при этом сера восстанавливается до степени окисления +4, 0 и -2:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Химические свойства серной кислоты Н 2 SO 4

Железо, алюминий, хром концентрированной серной кислотой пассивируются, однако при сильном нагревании реакция начинается, например:

2Fe + 6H 2 SO 4 = Fe 2 (SO4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Концентрированная серная кислота окисляет неметаллы, например :

C + 2H 2 SO 4 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

S +2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

Концентрированная серная кислота окисляет также сложные вещества, например HI и HBr :

2HBr + H 2 SO 4 = B r2 + SO2 + 2H 2 O

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O

соли железа (2):

2FeSO 4 + 2H 2 SO 4 = Fe 2 (SO4) 3 + 2H 2 O + SO 2

Соли серной кислоты

Серная кислота как двухосновная кислота образует два ряда солей - кислые - гидросульфаты и средние - сульфаты. В безводном состоянии выделены только гидросульфаты щелочных металлов. Средние сульфаты (безводные) - как правило, бесцветные кристаллические вещества, склонные к образованию кристаллогидратов (часто окрашеных), например:

Na2SO4*10H2O - глауберова соль (мирабилит) - бесцветная

MgSO4*7H2O - горькая (английская) соль - бесцветная

CuSO4*5H2O - медный купорос - голубой

FeSO4*7H2O - железный купорос - голубовато-зеленый

CaSO4*2H2O - гипс - белый

Сульфаты при нагревании разлагаются (кроме сульфатов щелочных металлов, которые термически устойчивы), например CaSO4 - при 1400oС:

2CaSO4 = 2CaO + 2SO2 + O2

Сульфаты переходных металлов разлагаются при более низких температурах, например Fe2(SO4)3 - при 700-800oС:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3

Применение серной кислоты

В производстве минеральных удобрений;

• как электролит в свинцовых аккумуляторах;
• для получения различных минеральных кислот и солей;
• в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;
• в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
• в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор);
• в промышленном органическом синтезе в реакциях:

• дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров); гидратации (этанол из этилена); сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей); алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.
• дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);
• гидратации (этанол из этилена);
• сульфирования (синтетические моющие средства и промежуточные продукты в производстве красителей);
• алкилирования (получение изооктана, полиэтиленгликоля, капролактама) и др.

Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений.