Получение сероводорода

Промышленный способ – взаимодействие простых веществ

H₂ + S  H₂S

 

В лаборатории сероводород получают воздействием кислот на сульфиды

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

 

Химические свойства H₂S

 

1. Сероводород содержит серу в низшей степени окисления –2, поэтому H₂S может быть только восстановителем. Даже без нагревания и на воздухе и в воде сероводород легко окисляется кислородом

 

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

 

Горение сероводорода протекает по уравнению

 

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

 

В ЕГЭ много заданий, где в ОВР в качестве восстановителя используется сероводород, например

 

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

 

3H₂S + 2KMnO₄ = 2MnO₂¯ + 3S¯ + 2H₂O + 2KОН

 

H₂S + 3H₂SO₄ (конц.) = 4SO₂­ + 4H₂O

 

2. Сероводород достаточно хорошо растворим в воде, в растворе образует слабую двухосновную сероводородную кислоту:

 

H₂S         Н⁺ + HS^–

 

HS^–         Н⁺ + S^2–

 

Сероводородная кислота – типичная слабая кислота; образует кислые соли – гидросульфиды и средние – сульфиды. Гидросульфиды почти все растворимы, сульфиды щелочных, щелочноземельных металлов и аммония – тоже, сульфиды остальных металлов нерастворимы, кроме того, многие имеют характерную окраску: ZnS белый, MnS розовый, CdS желтый, PbS, CuS, FeS черные. Поэтому H₂S и сульфиды используют для аналитического определения металлов, а растворы солей некоторых металлов – для обнаружения сероводорода.

 

SO₂ и сульфиты

 

SO₂ – оксид серы(IV) (диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид) – бесцветный газ с характерным серным запахом. Токсичен.

Получение SO₂

 

Получение в промышленности – обжиг серы и некоторых сульфидов, например

S + O₂ = SO₂

 

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

 

2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂

В лаборатории – действием сильной кислоты на сульфиты, например

 

Na₂SO₃ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + H₂O + SO₂

 

Химические свойства SO₂

Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты H₂SO₃. Сернистая кислота слабая, образует соли сульфиты и гидросульфиты

 

H₂SO₃   H⁺ + HSO₃^–

 

HSO₃^–    H⁺ + SO₃^2–

 

Сернистая кислота (точнее раствор диоксид серы в воде) проявляет все свойства кислот – реагирует с основными оксидами, основаниями, растворами солей, например

 

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

 

SO₂ + NH₃×H₂O = NH₄HSO₃

 

SO₂ + Na₂CO₃ = Na₂SO₃ + CO₂

 

SO₂ + H₂O + Na₂SO₃ = 2NaHSO₃

 

Диоксид серы и сульфиты содержат серу в степени окисления +4, в ОВР они могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Восстановительные свойства более выражены:

 

SO₂ + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO₂

 

3K₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 4K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 4H₂O

 

С сильными восстановителями может проявлять себя как окислитель:

 

SO₂ + 2CO = 2CO₂ + S

 

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

 

Аналитическое определение SO₂ и сульфитов

При добавлении сильной кислоты к сульфитам выделяется газ характерным запахом.

SO₂ и сульфиты – сильные восстановители, их аналитическое обнаружение основано на изменении окраски окислителя (например, KMnO₄, K₂Cr₂O₇).

 

 

Применение SO₂ и сульфитов

1. Сернистый газ убивает микроорганизмы, им окуривают овощехранилища и склады, используют в качестве консерванта.

2. При пропускании SO₂ через раствор NaOH образуются т.н. сульфитные щелоки (барды) – их широко используют при производстве бумаги, для отбеливания тканей и др.

3. Бóльшая SO₂ часть расходуется на производство серной кислоты.

Промышленный синтез серной кислоты включен в кодификатор (раздел «Общие представления о промышленных способах получения важнейших веществ»).

В промышленности серную кислоту получают окислением диоксида серы кислородом в серный ангидрид

 

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

 

Окисление происходит в так называемом контактном аппарате, катализатором служит оксид ванадия(V), температура – около 500°С. Полученный SO₃  поглощается концентрированной серной кислотой – образуется технический продукт олеум. При разбавлении олеума водой получают концентрированную серную кислоту, содержащую 92–96 % H₂SO₄. Этот способ производства называется контактным, сегодня он практически вытеснил нитрозный способ. При нитрозном способе главная стадия – окисление SO₂ в SO₃ осуществляется по реакции

 

NO₂ + SO₂ = NO + SO₃

 

SO₃, серная кислота и сульфаты

 

SO₃ – оксид серы(VI), триоксид серы, серный ангидрид – белое аморфное вещество, хорошо растворяется в воде и концентрированной серной кислоте. Типичный кислотный оксид.

Серная кислота H₂SO₄ – бесцветная, вязкая жидкость. В разбавленном растворе – типичная сильная кислота, образует соли сульфаты и гидросульфаты.

Концентрированная серная кислота очень гигроскопична, ее часто используют в качестве осушителя, водоотнимающего агента в органических реакциях. При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, поэтому при приготовлении раствора серной кислоты необходимо кислоту приливать в воду – тяжелая кислота опустится на дно, разбрызгивания жидкости не произойдет.

Концентрированная серная кислота обугливает органику, например сахарозу

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO₄ (конц.) = 12С + H₂SO₄ (разб.)

 

Серная кислота сильная и нелетучая, она может вытеснять летучие соляную и азотную кислоту из их сухих солей

 

NaNO₃ (тв.) + H₂SO₄  HNO₃ ­ + NaHSO₄

 

NaCl (тв.) + H₂SO₄  HCl ­ + NaHSO₄

 

Концентрированная серная кислота – окислитель средней силы, за счет восстановления серы в степени окисления +6.

Серный ангидрид также способен проявлять окислительные свойства в реакциях с сильными восстановителями, например

 

5SO₃ + 2Р = 5SO₂ + P₂O₅

 

Соли серной кислоты – купоросы, гипс, сульфаты щелочных металлов – рассмотрены в предыдущих разделах.

Аналитическое определение серной кислоты и сульфатов. При добавлении к раствору, содержащему сульфат ион SO₄^2– растворимой соли бария (например, Ba(NO₃)₂, BaCl₂) выпадает белый осадок сульфата бария BaSO₄, нерастворимый в кислотах (BaSO₃, BaСO₃ в кислотах растворяются).

Применение серной кислоты. Это сильная, недорогая, нелетучая кислота применяется во многих отраслях промышленности. Мировое производство серной кислоты около 200 млн. тонн в год.