Сера. Характеристика и соединения
От желтого порошка до королевы кислот (H₂SO₄)
Вызов для любознательных!
В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!
Важно для ЕГЭ
Сера (S) – элемент VIА группы (халькоген). На внешнем уровне имеет конфигурацию 3s² 3p⁴. В отличие от кислорода, у серы есть свободная 3d-орбиталь, поэтому она может распаривать электроны и проявлять валентности II, IV, VI. Характерные степени окисления: -2, 0, +4, +6.
1. Общая характеристика и строение
В основном состоянии атом серы имеет 2 неспаренных электрона. При возбуждении электроны с 3p и 3s орбиталей могут переходить на вакантную 3d-орбиталь, увеличивая число неспаренных электронов до 4, а затем до 6.
Нахождение в природе:
- В самородном виде (свободная сера).
- Сульфиды: из них самые популярные — ZnS (цинковая обманка), FeS₂ (пирит, железный колчедан), HgS (киноварь).
- Сульфаты: CaSO₄·2H₂O (гипс), Na₂SO₄·10H₂O (глауберова соль).
Вопрос 1: Степени окисления
ПроверкаНазовите возможные степени окисления атома серы и приведите примеры соединений для каждой из них.
Ответ: -2 ($H_2S, Na_2S$), 0 ($S_8$), +4 ($SO_2, H_2SO_3$), +6 ($SO_3, H_2SO_4$).
2. Аллотропные модификации
Вопрос 1: Аллотропные модификации
ПроверкаКакие три основные аллотропные модификации образует сера? Какая из них наиболее термодинамически устойчива при обычных условиях?
Ответ: Ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчива — ромбическая сера (состоит из кольцевых молекул $S_8$).
3. Получение серы
В промышленности серу добывают самородную (плавят перегретым водяным паром). В лаборатории есть несколько красивых реакций:
| Метод получения | Уравнение реакции |
|---|---|
| Неполное окисление сероводорода В недостатке O₂ |
2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O |
| Сопропорционирование "Вулканическая" реакция |
2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O Происходит в фумаролах вулканов.  |
Вопрос 1: Получение серы (Процесс Клауса)
ПроверкаОдним из промышленных способов получения серы является окисление сероводорода недостатком кислорода. Напишите уравнение этой реакции.
Ответ: $2H_2S + O_2 \rightarrow 2S\downarrow + 2H_2O$.
4. Химические свойства серы
При обычных условиях сера "ленива", но при нагревании реагирует почти со всем, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства.
| Реагенты | Свойства и уравнения реакций |
|---|---|
| Сера как Окислитель (-2) С металлами и H₂ |
С активными металлами реакции идут бурно, часто без нагрева (щелочные металлы) или с нагревом (Al, Fe). Образует зловонный газ с водородом.
S + 2Na → Na₂S (без нагрева!)S + Fe t°→ FeS 3S + 2Al t°→ Al₂S₃ S + Hg → HgS (Используется для сбора пролитой ртути — демеркуризация) S + H₂ t°→ H₂S↑  |
| Сера как Восстановитель (+4, +6) С галогенами, O₂ и фосфором |
С фтором окисляется до максимума, с хлором — до +1/+2, с йодом НЕ реагирует! Горит образуя сернистый газ. Окисляется фосфором и углеродом.
S + 3F₂ → SF₆S + Cl₂ → SCl₂ S + O₂ t°→ SO₂ 2P + 3S t°→ P₂S₃ (также возможен P₂S₅) C + 2S t°→ CS₂ |
| Диспропорционирование В щелочах и паре |
Сера сама себя окисляет и восстанавливает при растворении в горячей щелочи или перегретом водяном паре:
3S + 6NaOH t°→ 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O3S + 2H₂O(пар) t°→ 2H₂S↑ + SO₂↑  |
| С кислотами и сильными окислителями HNO₃, H₂SO₄, KClO₃ |
Серу жестко окисляют до кислоты или SO₂:
S + 6HNO₃(к) t°→ H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂OS + 2H₂SO₄(к) t°→ 3SO₂↑ + 2H₂O 3S + 2KClO₃ t°→ 3SO₂↑ + 2KCl |
| С сульфитами Образование тиосульфатов |
При кипячении S растворяется в растворе сульфита, повышая свою степень окисления:
S + Na₂SO₃ t°→ Na₂S₂O₃
 |
Вопрос 1: Химические свойства серы (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения химических реакций:
- $S + F_2 \rightarrow \dots$
- $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} \dots$
- $S + Fe \xrightarrow{t^\circ} \dots$
- $S + NaOH(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots + \dots$ (диспропорционирование)
- $S + HNO_3(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$
Ответ:
- $S + 3F_2 \rightarrow SF_6$ (только самый сильный окислитель фтор окисляет серу до +6)
- $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$ (с кислородом только до +4)
- $Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS$ (с металлами образует сульфиды)
- $3S + 6NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2Na_2S + Na_2SO_3 + 3H_2O$
- $S + 6HNO_3(конц.) \xrightarrow{t^\circ} H_2SO_4 + 6NO_2\uparrow + 2H_2O$ (конц. азотная окисляет серу до +6)
5. Сероводород (H₂S) и сульфиды
H₂S — типичный и сильный восстановитель!
В сероводороде у серы минимальная степень окисления (-2), ниже падать некуда. Поэтому он может только отдавать электроны (повышать степень окисления). Окисляется он либо до свободной серы (S), либо (с сильными окислителями) до оксида серы(IV) или даже кислот.
Получение H₂S и сульфидов
| Метод получения | Уравнение реакции |
|---|---|
| Вытеснение из сульфидов В лаборатории (аппарат Киппа) |
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑ |
| Прямой синтез и другие методы | H₂ + S t°→ H₂S↑ * Также получают нагреванием серы с парафином.
 |
| Получение сульфидов |
S + Mg t°→ MgS H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O  |
Химические свойства H₂S и сульфидов
| Реагенты | Свойства и уравнения реакций |
|---|---|
| Кислотные свойства С основаниями |
Как слабая кислота, с щелочами образует средние или кислые соли:
H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂OH₂S + NaOH → NaHS + H₂O  |
| Горение сероводорода С кислородом |
При недостатке O₂ образуется сера, при избытке (голубоватое пламя) — SO₂:
2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O  |
| Окисление типичными окислителями |
H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓ H₂S + 4Cl₂ (изб) + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl H₂S + 2HNO₃(к) → S↓ + 2NO₂↑ + 2H₂O 3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S↓ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl  |
| Осаждение черных сульфидов CuS, PbS, Ag₂S, HgS |
Эти сульфиды не растворяются в кислотах (кроме окислителей):
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃2H₂S + 4Ag + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O (потемнение серебра)  |
| Разложение, растворение и обжиг сульфидов |
CuS + 8HNO₃(к) t°→ CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O (реставрация картин) 2CuS + 3O₂ t°→ 2CuO + 2SO₂↑ CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S↑  |
| Совместный гидролиз |
3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑  |
Вопрос 1: Сероводород и сульфиды (ОВР)
ПроверкаНапишите уравнения реакций, характеризующие восстановительные свойства сульфид-иона:
- $H_2S + O_2(изб) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
- $H_2S + SO_2 \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
- $H_2S + Br_2 \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
- $CuS + HNO_3(конц) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots + \dots\uparrow + \dots$
Ответ:
- $2H_2S + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2SO_2 + 2H_2O$
- $2H_2S + SO_2 \rightarrow 3S\downarrow + 2H_2O$ (сопропорционирование)
- $H_2S + Br_2 \rightarrow S\downarrow + 2HBr$
- $CuS + 8HNO_3 \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + 8NO_2\uparrow + 4H_2O$ (растворение нерастворимых сульфидов в азотной кислоте)
6. Оксиды серы: SO₂ и SO₃
Получение SO₂ и SO₃
| Оксид | Способы получения |
|---|---|
| SO₂ (Сернистый газ) |
S + O₂ t°→ SO₂ 2CuS + 3O₂ t°→ 2CuO + 2SO₂ (обжиг сульфидов) Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O Cu + 2H₂SO₄(к) t°→ CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O  |
| SO₃ (Серный ангидрид) |
2SO₂ + O₂ V₂O₅, t°⇄ 2SO₃ (каталитическое окисление) SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂ Fe₂(SO₄)₃ t°→ Fe₂O₃ + 3SO₃↑  |
Химические свойства SO₂ и SO₃
| Свойства | Оксид серы (IV) — SO₂ | Оксид серы (VI) — SO₃ |
|---|---|---|
| Кислотные свойства |
Дает слабую сернистую кислоту:
SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃SO₂ + NaOH → NaHSO₃ (кислая соль) SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (средняя соль) |
Бурно дает сильную серную кислоту:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄SO₃ + MgO → MgSO₄ SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O Растворяется в конц. H₂SO₄ образуя олеум.  |
| Восстановительные и Окислительные |
Обесцвечивает марганцовку, бромную воду:
5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr С сильными восстановителями — окислитель:
SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂OSO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓ |
Максимальная степень окисления (+6), мощный окислитель:
SO₃ + 2KI → I₂↓ + K₂SO₃3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O 5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂  |
Вопрос 1: Оксиды серы (Уравнения)
ПроверкаДопишите уравнения реакций для диоксида серы ($SO_2$):
- $SO_2 + NaOH(изб) \rightarrow \dots + \dots$
- $SO_2 + H_2O \rightleftarrows \dots$
- $SO_2 + O_2 \xrightarrow{t^\circ, V_2O_5} \dots$
- $SO_2 + KMnO_4 + H_2O \rightarrow \dots + \dots + \dots$ (обесцвечивание марганцовки)
Ответ:
- $SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$
- $SO_2 + H_2O \rightleftarrows H_2SO_3$ (сернистая кислота)
- $2SO_2 + O_2 \rightleftarrows 2SO_3$ (окисление до $SO_3$)
- $5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O \rightarrow 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 2H_2SO_4$ (диоксид серы — восстановитель)
7. Кислородсодержащие кислоты серы и их соли
Серная (H₂SO₄) и сернистая (H₂SO₃) кислоты — важнейшие соединения серы. В зависимости от степени окисления и концентрации они ведут себя по-разному.
Получение серной и сернистой кислот
| Кислота | Способы получения |
|---|---|
| Сернистая кислота (H₂SO₃) Слабая, нестабильная |
Растворение сернистого газа в воде (реакция обратима):
SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃Вытеснение из сульфитов более сильными кислотами:
Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O (выделяется газ, а не H₂SO₃)
 |
| Серная кислота (H₂SO₄) Сильная, нелетучая |
В промышленности (контактный метод):
SO₃ + H₂O → H₂SO₄1) Обжиг пирита; 2) Окисление SO₂ в SO₃; 3) Поглощение SO₃ в H₂SO₄ (образование олеума): В лаборатории (окисление сероводорода избытком хлора):
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
 |
Химические свойства разбавленной H₂SO₄ и H₂SO₃
Ведут себя как классические сильные (или средние/слабые) кислоты.
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| Взаимодействие с металлами Только до водорода! |
Окисляют ионами H⁺. При этом всегда выделяется H₂:
Zn + H₂SO₄(р) → ZnSO₄ + H₂↑Mg + H₂SO₃ → MgSO₃ + H₂↑ |
| С оксидами и основаниями Нейтрализация |
Реакции ионного обмена с получением солей:
MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O2NaOH + H₂SO₃ → Na₂SO₃ + 2H₂O NaOH + H₂SO₃ → NaHSO₃ + H₂O |
| Восстановительные свойства (только H₂SO₃) |
Сера (+4) в сернистой кислоте легко отдает электроны:
H₂SO₃ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2HBr5H₂SO₃ + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O |
Химические свойства концентрированной H₂SO₄
Мощнейший окислитель! Окисляет за счёт атома серы S(+6). С металлами никогда не выделяет водород!
| Свойства | Уравнения реакций |
|---|---|
| С металлами Пассивирует Fe, Al, Cr на холоде! |
Окисляет большинство металлов. Чем активнее металл, тем глубже восстановление серы (до S или H₂S):
Cu + 2H₂SO₄(к) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O4Zn + 5H₂SO₄(к) → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O |
| С неметаллами C, P, S |
Восстанавливается обычно до SO₂:
C + 2H₂SO₄(к) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O2P + 5H₂SO₄(к) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O |
| Со сложными веществами Бромиды, иодиды, сероводород |
Окисляет анионы сильных восстановителей:
2KBr + 3H₂SO₄(к) → Br₂ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O3H₂S + H₂SO₄(к) → 4S↓ + 4H₂O |
Получение и свойства сульфитов (соли H₂SO₃)
| Свойство / Действие | Уравнения реакций |
|---|---|
| Получение |
Пропускание SO₂ через растворы щелочей (при избытке газа образуются гидросульфиты):
SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O
|
| Качественная реакция |
Действие сильных кислот — выделение газа с резким запахом горелой спички:
Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O
|
| ОВР свойства |
Сульфиты — отличные восстановители, окисляются до сульфатов:
Na₂SO₃ + Br₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HBr3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O |
Получение и свойства сульфатов (соли H₂SO₄)
| Свойство / Действие | Уравнения реакций |
|---|---|
| Получение |
Реакции H₂SO₄ с оксидами, гидроксидами, или вытеснение более слабых кислот:
H₂SO₄ + ZnO → ZnSO₄ + H₂OH₂SO₄ + Na₂CO₃ → Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑ |
| Качественная реакция |
Действие ионов бария (Ba²⁺) — тяжелый белый осадок, не растворимый в кислотах!:
Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl
|
| Термические свойства и ОВР |
Сульфаты тяжелых металлов разлагаются. Восстанавливаются углем:
2CuSO₄ t°→ 2CuO + 2SO₂↑ + O₂↑4FeSO₄ t°→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑ + O₂↑ CaSO₄ + 4C t°→ CaS + 4CO↑ Особые соли: медный купорос (CuSO₄ ∙ 5H₂O), гипс (CaSO₄ ∙ 2H₂O).
|
Вопрос 1: Серная кислота (Окислительные свойства)
ПроверкаДопишите уравнения реакций взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами и неметаллами:
- $Cu + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$
- $Zn + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow + \dots$
- $C + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} \dots\uparrow + \dots\uparrow + \dots$
Ответ:
- $Cu + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$ (малоактивные металлы восстанавливают до $SO_2$)
- $4Zn + 5H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} 4ZnSO_4 + H_2S\uparrow + 4H_2O$ (активные металлы могут восстановить до $H_2S$ или $S$)
- $C + 2H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} CO_2\uparrow + 2SO_2\uparrow + 2H_2O$ (окисление неметаллов)
8. Видео эксперименты
Рекомендуем посмотреть опыты с серой на канале Thoisoi:
- Сера - Огненный Камень (введите "thoisoi сера" на Youtube для точной ссылки)
Олимпиадная задача (Сера)
Желтый порошок X плавится и легко загорается на воздухе, образуя резкий газ B (реакция 1). Если пропускать B над катализатором ($V_2O_5$) с кислородом, он окисляется до высшего оксида C — летучей жидкости с массовой долей серы $40,00\%$ (реакция 2). Оксид C жадно поглощает воду, давая сильную двухосновную кислоту D (реакция 3). Концентрированная кислота D реагирует с медью при нагревании, восстанавливаясь обратно до газа B (реакция 13).
Из природного минерала пирита H (массовая доля серы $53,33\%$) также получают газ B путем обжига (реакция 12).
При реакции X с водородом образуется газ A с запахом тухлых яиц (реакция 4). Газ A можно сжечь: при недостатке кислорода он превратится в X (реакция 6), а при избытке — в B (реакция 5). При его пропускании через растворы солей тяжелых металлов выпадают черные сульфиды, например I ($CuS$) (реакция 7). Раствор газа A нейтрализуется щелочью до соли E (реакция 8), а газ B — до соли F (реакция 10). Если к соли F добавить разбавленную кислоту D, то со вскипанием выделится газ B и останется сульфат G (реакция 11). Аналогично, из соли E можно вытеснить газ A с помощью соляной кислоты (реакция 9).
Соли кислоты D легко обнаружить хлоридом бария: выпадает тяжелый белый осадок J, нерастворимый в кислотах, массовая доля бария в котором ровно $58,80\%$ (реакция 14).
Схема превращений (11 веществ):
Показать решение и уравнения реакций
ОтветШаг 1: Расшифровка веществ.
Высший оксид C с $\omega(S) = 40,00\%$ — это $SO_3$. $M = 32 + 48 = 80$. $\omega(S) = 32/80 = 0.40$.
Пирит H с $\omega(S) = 53,33\%$ — это $FeS_2$. $M = 56 + 64 = 120$. $\omega(S) = 64/120 \approx 0.5333$.
Белый осадок J с $\omega(Ba) = 58,80\%$ — это $BaSO_4$. $M = 137 + 32 + 64 = 233$. $\omega(Ba) = 137/233 \approx 0.5880$.
Следовательно, X — Сера ($S$).
Вещества: X = $S$, A = $H_2S$, B = $SO_2$, C = $SO_3$, D = $H_2SO_4$, E = $Na_2S$, F = $Na_2SO_3$, G = $Na_2SO_4$, H = $FeS_2$, I = $CuS$, J = $BaSO_4$.
Реакции (14 уравнений):
1. $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$
2. $2SO_2 + O_2 \xrightarrow{t^\circ, V_2O_5} 2SO_3$
3. $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$
4. $S + H_2 \xrightarrow{t^\circ} H_2S$
5. $2H_2S + 3O_2(изб) \xrightarrow{t^\circ} 2SO_2 + 2H_2O$
6. $2H_2S + O_2(нед) \xrightarrow{t^\circ} 2S + 2H_2O$
7. $H_2S + CuSO_4 \rightarrow CuS\downarrow + H_2SO_4$
8. $H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O$
9. $Na_2S + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2S\uparrow$
10. $SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$
11. $Na_2SO_3 + H_2SO_4 \rightarrow Na_2SO_4 + SO_2\uparrow + H_2O$
12. $4FeS_2 + 11O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Fe_2O_3 + 8SO_2\uparrow$
13. $Cu + 2H_2SO_4(конц) \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$
14. $H_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$