Сернистая кислота - это неорганическая двухосновная неустойчивая кислота средней силы. Непрочное соединение, известна только в водных растворах при концентрации не более шести процентов. При попытках выделить чистую сернистую кислоту она распадается на оксид серы (SO2) и воду (H2O). Например, при воздействии серной кислоты (H2SO4) в концентрированном виде на сульфит натрия (Na2SO3) вместо сернистой кислоты выделяется оксид серы (SO2). Вот так выглядит данная реакция:

Na2SO3 (сульфит натрия) + H2SO4 (серная кислота) = Na2SO4 (сульфат натрия) + SO2 (серы диоксид) + H2O (вода)

Раствор сернистой кислоты

При его хранении необходимо исключить доступ воздуха. Иначе сернистая кислота, медленно поглощая кислород (O2), превратится в серную.

2H2SO3 (кислота сернистая) + O2 (кислород) = 2H2SO4 (кислота серная)

Растворы сернистой кислоты имеют довольно специфический запах (напоминает запах, остающийся после зажжения спички), наличие которого можно объяснить присутствием оксида серы (SO2), химически не связанного водой.

Химические свойства сернистой кислоты

1. H2SO3) может использоваться в качестве восстановителя или окислителя.

H2SO3 является хорошим восстановителем. С ее помощью можно из свободных галогенов получить галогеноводороды. Например:

H2SO3 (кислота сернистая) + Cl2 (хлор, газ) + H2O (вода) = H2SO4 (кислота серная) + 2HCl (соляная кислота)

Но при взаимодействии с сильными восстановителями данная кислота будет выполнять роль окислителя. Примером может послужить реакция сернистой кислоты с сероводородом:

H2SO3 (кислота сернистая) + 2H2S (сероводород) = 3S (сера) + 3H2O (вода)

2. Рассматриваемое нами химическое соединение образует два - сульфиты (средние) и гидросульфиты (кислые). Эти соли являются восстановителями, так же, как и (H2SO3) сернистая кислота. При их окислении образуются соли серной кислоты. При прокаливании сульфитов активных металлов образуются сульфаты и сульфиды. Это реакция самоокисления-самовосстановления. Например:

4Na2SO3 (сульфит натрия) = Na2S + 3Na2SO4 (сульфат натрия)

Сульфиты натрия и калия (Na2SO3 и K2SO3) применяются при крашении тканей в текстильной промышленности, при отбеливании металлов, а также в фотографии. Кальция гидросульфит (Ca(HSO3)2), существующий только в растворе, используется для переработки древесного материала в специальную сульфитную целлюлозу. Из нее потом делают бумагу.

Применение сернистой кислоты

Сернистая кислота используется:

Для обесцвечивания шерсти, шелка, древесной массы, бумаги и других аналогичных веществ, не выдерживающих отбеливания при помощи более сильных окислителей (например, хлора);

Как консервант и антисептик, например, для предотвращения ферментации зерна при получении крахмала или для предотвращения процесса брожения в бочках вина;

Для сохранения продуктов, например, при консервировании овощей и плодов;

В переработке в целлюлозу сульфитную, из которой потом получают бумагу. В этом случае используется раствор кальция гидросульфита (Ca(HSO3)2), который растворяет лигнин - особое вещество, связывающее волокна целлюлозы.

Сернистая кислота: получение

Данную кислоту можно получить посредством растворения сернистого газа (SO2) в воде (H2O). Вам понадобятся серная кислота в концентрированном виде (H2SO4), медь (Cu) и пробирка. Алгоритм действий:

1. Осторожно налейте в пробирку концентрированную сернистую кислоту и затем поместите туда кусочек меди. Нагрейте. Происходит следующая реакция:

Cu (медь) + 2H2SO4 (серная кислота) = CuSO4 (сульфат серы) + SO2 (сернистый газ) + H2O (вода)

2. Поток сернистого газа необходимо направить в пробирку с водой. При его растворении частично происходит с водой, в результате которой образуется сернистая кислота:

SO2 (сернистый газ) + H2O (вода) = H2SO3

Итак, пропуская сернистый газ через воду, можно получить сернистую кислоту. Стоит учесть, что данный газ оказывает раздражающее воздействие на оболочки дыхательных путей, может вызвать их воспаление, а также потерю аппетита. При длительном его вдыхании возможна потеря сознания. Обращаться с этим газом нужно с предельной осторожностью и внимательность.

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 200С растворяется 40 объемов SО2). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO2+ Н2О = Н2SO3

Реакция соединения SO2с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связыванииН2SO3щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO2(продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н2SO3диссоциирует ступенчато:

Н2SО3 H+ + HSO4 –

HSO3 -H++ SO3 2-

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей - сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

Н2SO3 + 2NаОН =NаHSО4+ 2Н2О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

Н2SO3+NаОН = NаНSO3+ Н2О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н2SО3легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2Н2SO3+O2= 2Н2SO4

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

Н2SО3+ Вr2+ Н2О = Н2SO4 + 2НВr

5Н2S03+ 2КмnО4= 2Н2SO4+ 2МnSO4+ К2SО4+ 2Н2О

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO2 иН2SO4отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca(HSO3)2(сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Сероводород и сульфиды

Сероводород Н2S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хорошо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода). Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород - очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н2Sв производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников, например Пятигорска; Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.

Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):

2НСl + FеS = FеСl2+ Н2S

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Н2S- менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н-0 короче и прочнее связи Н-S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:

Газообразный Н2Sгорит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:

2Н2S+ 3O2= 2SO2+ 2Н2О

При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2Н2S+O2= 2S+ 2Н2О

Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород - довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н2Sсравнительно легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

Н2S - 2е- = S + 2H + 2

O2 + 4е- = 2O 2- 1

В этом случае Н2Sокисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:

2Н2S + O2 = 2S + 2Н2O

Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ - кислород воздуха окисляет его в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Например:

Н2S + I2 = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа2S - сульфид натрия,NаНS- гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:

СuSO4 + Н2S = CuS + H2SO4

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuSиРbS - черную,СdS- желтую,ZnS- белую,MnS- розовую,SnS- коричневую,Sb2S3- оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

БИЛЕТ №39

Серная кислота. Получение. Физические и химические свойства. Значение серной кислоты.

Се́рная кислота́ H2SO4 - сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота - тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3: H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 - раствор SO3 в серной кислоте (олеум).

Российский Университет Дружбы Народов

Факультет иностранных языков и общеобразовательных дисциплин

Сера. Ее использование в медицине.

Выполнила

студентка группы СВ-53

Руководитель семинаров по химии

Кафедры химии

Профессор В.Ф. Захаров

Москва, 2002

Нахождение серы в природе.

Физические свойства серы.

Химические свойства серы и ее соединений.

1) Свойства простого вещества.

Свойства оксидов:

оксид серы (IV);

оксид серы (VI).

Свойства кислот и их солей:

сернистая кислота и ее соли;

сероводород и сульфиды;

серная кислота и ее соли.

Использование серы в медицине.

Общая характеристика подгруппы кислорода

В подгруппу кислорода входят пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (полоний – радиоактивный элемент). Это p-элементыVI группы периодической системы Д.И. Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

Свойства элементов подгруппы кислорода

Свойства
Порядковый номер
Валентные электроны
Энергия ионизации атома, эВ
Относительная электроотрицательность
Степень окисления в соединениях
Радиус атома, нм

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns 2 np 4 . Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6. для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно –2 и в соединениях с фтором +2.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле H 2 R (R – символ элемента): H 2 O , H 2 S , H 2 Se , H 2 Te . Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединенийH 2 R . Вода, диссоциирующая на ионыH + иОН - , является амфотерным электролитом.

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO 2 и RO 3 . Им соответствуют кислоты типаH 2 RO 3 иH 2 RO 4 . С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типаH 2 RO 3 также и восстановительные.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур – неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электрический ток.

Нахождение серы в природе

Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 – железный колчедан, или пирит;HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты):CaSO 4 ּ 2 H 2 O – гипс,Na 2 SO 4 ּ 10 H 2 O – глауберова соль,MgSO 4 ּ 7 H 2 O – горькая соль и др.

Физические свойства серы

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: ,
,
,
.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформаCHCl 3 или из сероуглеродаCS 2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекулS 8 , имеющих форму короны. При 113 0 Cона плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,6 0 С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получитьпластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллымоноклинной серы. (t пл =119 0 C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекулS 8 . При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Химические свойства серы и ее соединений

Свойства простого вещества.

Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления –2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na 2 S иH 2 S ). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)SO 2 и частично оксид серы (VI)SO 3 :

S + O 2 = SO 3

2S + 3O 2 = 2SO 3

Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H 2 = H 2 S

3S + 2P = P 2 S 3

S + Cl 2 = SCl 2

2S + C = CS 2

S + Fe = FeS

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.

Свойства оксидов

Оксид серы (IV )

Сернистый газ SO 2 – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 0 С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO 2 ) образуется сернистая кислотаH 2 SO 3 , которая известна только в растворах.

В лабораторных условиях для получения SO 2 действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:

Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + SO 2 + H 2 O

В промышленности SO 2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,

или при сжигании серы. Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO 3 и кальцияCa(HSO 3) 2) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.

Химические реакции, характерные для SO 2 , можно разделить на 3 группы:

Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

SO 2 + Ca(OH) 2 = CaSO 3  + H 2 O

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например:

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

Таким образом, SO 2 может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид серы (VI )

Серный ангидрид SO 3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип =44,8 0 С,t пл =16,8 0 С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат.oleum– «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как растворSO 3 вH 2 SO 4 , на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот:H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 и т.д. С водойSO 3 взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

Оксид серы (VI) получают окислениемSO 2 кислородом только в присутствии катализатора:

2SO 2 + O 2  2SO 3 + Q.

Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO 3 (т.е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Свойства кислот и их солей

Сернистая кислота и ее соли

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20 0 С растворяется 40 объемов SО 2). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO 2 + Н 2 О = Н 2 SO 3

Реакция соединения SO 2 с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связыванииН 2 SO 3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO 2 (продувание через раствор азотаили нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н 2 S O 3 диссоциирует ступенчато:

Н 2 S О 3  H + + HSO 4 –

HSO 3 -  H + + SO 3 2-

Н 2 SO 3 + 2 N аОН = N а HS О 4 + 2Н 2 О

Н 2 SO 3 + N аОН = NаНS O 3 + Н 2 О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н 2 S О 3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2Н 2 SO 3 + O 2 = 2Н 2 SO 4

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

Н 2 S О 3 + В r 2 + Н 2 О = Н 2 SO 4 + 2НВr

5Н 2 S 0 3 + 2Км n О 4 = 2Н 2 SO 4 + 2М nSO 4 + К 2 S О 4 + 2Н 2 О

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя сними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагреванииили на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO 2 иН 2 SO 4 отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca (HSO 3 ) 2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Сероводород и сульфиды

Сероводород Н 2 S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хорошо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород - очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н 2 Sв производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:

S + Н 2 = H 2 S

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):

2НСl + FеS = F еС l 2 + Н 2 S 

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Н 2 S- менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н-0 короче и прочнее связи Н-S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:

Н 2 S = S + Н 2

Газообразный Н 2 Sгорит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:

2Н 2 S + 3 O 2 = 2 SO 2 + 2Н 2 О

При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2Н 2 S + O 2 = 2 S + 2Н 2 О

Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород - довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н 2 S сравнительно легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

Н 2 S - 2 е - = S + 2H + 2

O 2 + 4 е - = 2O 2- 1

В этом случае Н 2 Sокисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:

2 Н 2 S + O 2 = 2S + 2 Н 2 O

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Например:

Н 2 S + I 2 = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа 2 S - сульфид натрия,NаН S - гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:

С uSO 4 + Н 2 S = CuS + H 2 SO 4

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS иР bS - черную,С dS - желтую,ZnS - белую,MnS - розовую,SnS - коричневую,Sb 2 S 3 - оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Серная кислота и ее соли

Серная кислота - тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной кислоте - произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими количествами к воде.

Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI). При обычной температуре она не летуча и не имеет запаха. При нагревании отщепляет SO 3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3%Н 2 SO 4 . БезводнаяH 2 SO 4 почти не проводит электрический ток.

Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества - сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д. отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением

С 12 Н 22 О 11 + n Н 2 SO 4 = 12С + Н 2 SO 4 ּ n Н 2 О

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

С + 2Н 2 SO 4 = СО 2 + 2 SO 2 + 2Н 2 О

Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от случайно попавших и обуглившихся в ней пыли и органических веществ.

На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.

Как сильная нелетучая кислота Н 2 SO 4 вытесняет другие кислоты из сухих солей. Например:

NаNОз + Н 2 SO 4 = NаН SO 4 + Н NO 3

Однако если Н 2 S О 4 добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

Очень важное химическое свойство серной кислоты - отношение ее к металлам. Разбавленная и концентрированная серная кислота реагирует с ними различно. Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионовH + , например:

Zn + H 2 SO 4 ( разб ) = ZnSO 4 + H 2

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в стальных цистернах. Однако при нагревании концентрированнаяН 2 SO 4 взаимодействует почти со всеми металлами (кромеР t , А u и некоторых других), а так же с неметаллами. При этом она выступает как окислитель, сама восстанавливается обычно доSO 2 . Водород в этом случае не выделяется, а образуется вода. Например:

С u + 2 Н 2 SO 4 = С uSO 4 + SO 2  + 2 Н 2 O

2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2  + 2H 2 O

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

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2 моля щелочи), а гидросульфаты - при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты - 1 моль щелочи):

Н 2 SO 4 + 2 N а OH = Nа 2 SO 4 + 2Н 2 О

Н 2 SO 4 + NaOH = N а HSO 4 + Н 2 О

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли Са SO 4 иР bSO 4 мало растворимы в воде, аВа SO 4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, напримерВаС l 2 , как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ионSO 4 2- ):

H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2HCl

NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2NaCl

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Серная кислота является важнейшим продуктом основной химической промышленности, занимающейся производством неорганических кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений и хлора.

По разнообразию применения серная кислота занимает первое место среди кислот. Наибольшее количество ее расходуется для получения фосфорных и азотных удобрений. Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот - соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д. Много ее идет для очистки нефтепродуктов - бензина, керосина и смазочных масел - от вредных примесей. В машиностроении серной кислотой очищают поверхность металла от оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.). Серная кислота применяется в производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих других. Ее употребляют для заливки аккумуляторов. В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).

Этим определяется значение серной кислоты в нашем народном хозяйстве.

Использование серы в медицине

Сера очищенная (Sulfurdepuratum) – мелкий порошок лимонно-желтого цвета – используется при энтеробиозе в качестве противоглистного средства. Она является также легким слабительным средством, входит в состав сложного порошка солодкового корня. Стерильный 1-2% раствор серы очищенной в персиковом масле (сульфозин) иногда применяют для пирогенной терапии при сифилисе.

Кроме того, соединения серы, как органические, так и неорганические, находят широкое применение в медицине. Атомы серы входят в состав множества препаратов самого различного действия. Поскольку охватить вниманием их все не представляется возможным, ограничимся несколькими примерами.

Соединения серы(1У). Сернистая кислота

В тетрагалогенидах SHal 4 , оксогалогенидах SOI Ial 2 и диоксиде S0 2 , сернистой кислоте 1I 2 S0 3 сера проявляет степень окисления +4. Во всех этих соединениях, а также в соответствующих им анионных комплексах у атома серы имеется неноделенная пара электронов. Исходя из числа а-связываю- щих и несвязывающих электронных нар форма молекул этих соединений изменяется от искаженного тетраэдра (SHal 4) к угловой форме (S0 9) через форму тригональной пирамиды (SOHal 2 и SO3). Соединения S(IV) обладают кислотными свойствами, что проявляется в реакциях взаимодействия с водой:

Оксид серы(1У) S0 2 , или сернистый газ, образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде, а также прокаливанием сульфидов, например пирита:

Окисление пирита лежит в основе промышленного способа получения S0 2 . Молекула S0 2 построена аналогично молекуле О э и имеет структуру равнобедренного треугольника с атомом серы в вершине. Длина связи S-О составляет 0,143 нм, а валентный угол равен 119,5°:

Атом серы находится в состоянии 5/? 2 -гибридизации. р-Орбиталь ориентирована перпендикулярно к плоскости молекулы и не участвует в гибридизации (рис. 25.2). За счет этой и других аналогично ориентированных р-орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая л-связь.

Рис. 25.2.

При обычных условиях оксид серы(1У) - бесцветный газ с характерным резким запахом. Хорошо растворим в воде. Водные растворы имеют кислую реакцию, так как S0 2 , взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту H 2 S0 3 . Реакция обратимая:

Характерная особенность S0 2 - его окислительно-восстановительная двойственность. Объясняется это тем, что в SO. ; сера имеет степень окисления +4, и поэтому она может, отдавая два электрона, окисляться до S(VI), а принимая четыре электрона, восстанавливаться до S. Проявление тех и других свойств зависит от характера реагирующего компонента. Так, с сильными окислителями S0 2 ведет себя как типичный восстановитель. Например, галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородов, a S(IV) переходит, как правило, в S(VI):

В присутствии сильных восстановителей S0 2 ведет себя как окислитель:

Для него характерна и реакция диспропорционирования:

SQ, является кислотным оксидом, легко растворимым в воде (1 объем Н 2 0 растворяет 40 объемов S0 2). Водный раствор SO v имеет кислую реакцию и называется сернистой кислотой. Обычно основная масса растворенного в воде S0 2 находится в растворе в гидратированной форме S0 2 azH 2 0, и только незначительная часть S0 2 взаимодействует с водой по схеме

Сернистая кислота, как двухосновная, образует два типа солей: средние - сульфиты (Na 2 S0 3) и кислые - гидросульфиты (NaHS0 3). H 2 S0 3 существует в двух таутомерных формах (рис. 25.3).

Рис. 25.3. Структура таутомерных форм H 2 S0 3

Поскольку сера в сернистой кислоте имеет степень окисления +4, то она проявляет, как и S0 2 , свойства и окислителя, и восстановителя, о чем уже говорилось, поэтому сернистая кислота в реакциях окисления-восстановления полностью дублирует свойства S0 9 .

Соли H 2 S0 3 (сульфиты) обладают свойствами как окислителей, так и восстановителей. Так, ион SO 2 легко переходит в ион SO 2 , проявляя сильные восстановительные свойства, поэтому в растворах сульфиты постепенно окисляются молекулярным кислородом, переходя в соли серной кислоты:

В присутствии же сильных восстановителей сульфиты ведут себя как окислители. При сильном нагревании сульфиты наиболее активных металлов разлагаются при 600°С с образованием солей H 2 SO^ и H 2 S, т.е. происходит диспропорционирование:

Из солей сернистой кислоты растворяются лишь соли 5-элементов I группы, а также гидросульфиты типа Me 2+ (HS0 3) 2 .

Поскольку H 2 S0 3 является слабой кислотой, то при действии кислот па сульфиты и гидросульфиты происходит выделение S0 2 , чем обычно пользуются при получении S0 2 в лабораторных условиях:

Растворимые в воде сульфиты легко подвергаются гидролизу, вследствие чего в растворе увеличивается концентрация ионов ОН:

При пропускании S0 2 через водные растворы гидросульфитов образуются пиросульфиты:

Если же раствор Na 2 S0 3 кипятить с порошком серы, то образуется тиосульфат натрия. В тиосульфатах атомы серы находятся в двух разных степенях окисления - +6 и -2:

Образующемуся тиосульфат-иону соответствует кислота H 2 S 2 0 3 , называемая тиосерной кислотой. Свободная кислота при обычных условиях неустойчива и легко разлагается:

Свойства тиосульфатов обусловлены наличием в них и , причем

присутствие S определяет восстановительные свойства иона S 2 0 3 _ :

Более слабые окислители окисляют тиосульфат натрия до солей тетра- тионовой кислоты. Примером может служить взаимодействие с иодом:

Эта реакция находит широкое применение в аналитической химии, так как является основой одного из важнейших методов объемного анализа, называемого иодометрией.

Тиосульфаты щелочных металлов производятся в промышленности в широких масштабах. Среди них наибольшее значение имеет тиосульфат натрия Na 2 S 2 0 3 , который применяется в медицине в качестве противоядия при отравлении галогенами и цианидами. Действие этого препарата основано на его свойстве выделять серу, которая, например, с цианид-ионами CN образует менее токсичный роданид-ион SCN:

Препарат может использоваться также при отравлении соединениями As, Pb, Hg, поскольку при этом образуются неядовитые сульфиды. Na 2 S 2 0 3 применяется при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии. Характерной для Na 2 S 2 0 3 реакцией является взаимодействие его с AgN0 3: образуется осадок белого цвета Ag. ; S. ; 0 3 , который с течением времени под влиянием света и влаги чернеет с выделением Ag 2 S:

Данные реакции применяют для качественного обнаружения тиосульфат-иона.

Тионилхлорид SOCl 2 получают взаимодействием S0 2 с РС1 5:

Молекула SOCl 2 имеет пирамидальное строение (рис. 25.4). Связи с серой образуются за счет набора орбиталей, которые очень приближенно можно рассматривать как $/? 3 -гибридные. Одна из них занята неподеленной парой электронов, поэтому SOCl 2 может проявлять свойства слабого основания Лыоиса.

Рис. 25.4.

S()C1 2 - бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом, гидролизуется в присутствии следов влаги:

Летучие соединения, образующиеся в процессе реакции, легко удаляются. Поэтому SOCl 2 часто применяют для получения безводных хлоридов:

SOCl 2 находит широкое применение как хлорирующий агент в органических синтезах.

Сернистая кислота способна реагировать с кислородом. При этом образуется серная кислота. Такая реакция протекает очень долго и возможна только при нарушении правил хранения. Сернистая кислота обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами. С ее помощью можно получать галогенные кислоты. Водный раствор при реакции с хлором образует соляную и серную кислоту.

При реакции с сильными восстановителями сернистая кислота играет роль окислителя. Одним из таких веществ является сероводород, газ с очень неприятным запахом. Взаимодействуя с водным раствором серной кислоты, он образует серу и воду. Соли сернистой кислоты также обладают восстановительными свойствами. Они делятся на сульфиты и гидросульфиты. При реакциях окисления этих солей образуется серная кислота.

Получение сернистой кислоты

Сернистая кислота образуется только при взаимодействии сернистого газа и воды. Нужно получить сернистый газ. Это можно сделать при помощи меди и серной кислоты. Осторожно налейте концентрированную серную кислоту в пробирку и бросьте туда кусочек меди. Нагрейте пробирку при помощи спиртовки.

В результате нагревания образуется медный купорос (сульфат меди), вода и сернистый газ, который при помощи специальной трубочки нужно подвести к колбочке с чистой водой. Таким образом можно получить сернистую кислоту.

Помните, что сернистый газ вреден для человека. Он вызывает поражение дыхательных путей, потерю аппетита и головную боль. Длительное вдыхание может вызвать обморочное состояние. При работе с ним нужна осторожность.

Применение сернистой кислоты

Сернистая кислота обладает антисептическими свойствами. Ее применяют при обеззараживании поверхностей, ферментации зерна. С ее помощью можно некоторые вещества, которые при взаимодействии с сильными окислителями (например, хлором) разлагаются. К таким веществам относится шерсть, шелк, бумага и некоторые другие. Ее антибактериальные свойства используются для предотвращения брожения вина в . Таким образом благородный напиток может храниться очень долго, приобретая благородный вкус и неповторимый аромат.

Сернистую кислоту используют при производстве бумаги. Добавление этой кислоты входит в технологию получения сульфитной целлюлозы. Затем ее обрабатывают раствором гидросульфита кальция, чтобы связать волокна воедино.

Сернистая кислота. Химические свойства, получение

Соединения серы(1У). Сернистая кислота

Получение сернистой кислоты

Применение сернистой кислоты