Конспект урока: Кислородные соединения серы

Положительные степени окисления +4 и +6 сера проявляет в соединениях с кислородом, точнее в оксидах и кислородсодержащих кислотах. Мы поговорим о тех и других. Начнём с оксидов.

Оксиды серы

Сера образует два оксида — оксид серы (IV) и оксид серы (VI). Оба соединения являются типичными кислотными оксидами.

Оксид серы (IV) ${\mathrm{SO}}_2$. Он также имеет названия диоксид серы и сернистый газ. Данный оксид представляет собой бесцветный газ с резким запахом. Вместе с сероводородом и парами серы сернистый газ выбрасывается в атмосферу при извержении вулканов.

Сернистый газ можно получить в лаборатории реакцией обмена между сульфитом металла и сильной кислотой. Например:
 

${\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_3 + 2{\mathrm{HNO}}_3 = 2{\mathrm{KNO}}_3 + {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$,

${{\mathrm{SO}}_3}^{2-} + 2{\mathrm{H}}^{+} = {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Оксид серы (IV) имеет кислотный характер. Он хорошо растворяется в воде и взаимодействует с ней с образованием сернистой кислоты:
 

${\mathrm{SO}}_2 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \leftrightarrow {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3$.

Кислотный характер также обусловливает взаимодействие оксида с основными оксидами и основаниями с образованием сульфитов:
 

${\mathrm{SO}}_2 + \mathrm{MgO} = {\mathrm{MgSO}}_3$,

${\mathrm{SO}}_2 + 2\mathrm{NaOH} = {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Диоксид серы проявляет слабые окислительные свойства:
 

${\mathrm{SO}}_2 + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{S} = 3\mathrm{S} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

и восстановительные свойства по отношению к окислителям:
 

${\mathrm{SO}}_2 + 2{\mathrm{HNO}}_3 = {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 + 2{\mathrm{NO}}_2\uparrow$.

Оксид серы (IV) применяют в промышленности для отбеливания шерсти, шёлка и соломы. Также его используют для дезинфекции.

Оксид серы (VI) ${\mathrm{SO}}_3$. Данный оксид представляет собой бесцветную жидкость. Его получают при окислении оксида серы (IV):
 

$2{\mathrm{SO}}_2 + {\mathrm{O}}_2 = {\mathrm{SO}}_3$.

Оксид серы (IV) проявляет ярко выраженные кислотные свойства. Взаимодействуя с водой, он образует одну из самых кислых кислот — серную:
 

${\mathrm{SO}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = {\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4$.

Также типичной реакцией для этого оксида является реакция с основаниями с образованием солей серной кислоты — сульфатов:
 

${\mathrm{SO}}_3 + 2\mathrm{KOH} = {\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_4 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Далее мы поговорим о двух кислородсодержащих кислотах серы — сернистой и серной.

Кислородсодержащие кислоты серы

Сернистая кислота ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3$. Эта кислота относится к неорганическим кислотам средней силы, которая существует только в разбавленных водных растворах. Если попытаться выделить данную кислоту в чистом виде, то сразу же происходит её разложение на оксид серы (IV) и воду:
 

${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_3 \to {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Сернистая кислота проявляет восстановительные свойства и используется для отбеливания различных материалов.

Рисунок 1. Серная кислота

 

Серная кислота ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4$. Одна из сильнейших неорганических кислот. Представляет собой бесцветную вязкую жидкость. Она прекрасно растворяется в воде.

 

Здесь важно помнить одно правило.

Рисунок 2. Правила разбавления серной кислоты

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты, и порция воды, добавленная в кислоту, может закипеть, разбрызгивая саму кислоту.

 

Серная кислота — сильный электролит:
 

${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_4 = 2{\mathrm{H}}^{+} + {{\mathrm{SO}}_4}^{2-}$.

 

Если концентрация серной кислоты в растворе больше 40 %, она считается концентрированной, если меньше, то разбавленной. Свойства концентрированной серной кислоты значительно отличаются от свойств разбавленной. 

Концентрированная серная кислота:

• сильное водоотнимающее средство, оставляет на коже глубокие химические ожоги и обугливает различные вещества;
• сильный окислитель, реагирует с металлами, которые стоят в ряду активности до водорода и после него. Например:

${\mathrm{Cu}}^0 + 2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{S}}^{+6}{\mathrm{O}}_{4(\mathrm{конц}.)}= {\mathrm{Cu}}^{+2}{\mathrm{SO}}_4 + {\mathrm{S}}^{+4}{\mathrm{O}}_2\uparrow + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Атомы серы здесь восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается сера. Поэтому кроме оксида серы (IV) продуктами реакции может быть сера или сероводород:

• ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_{4(\mathrm{конц}.)}$ + металлы IA-группы = выделение ${\mathrm{H}}_2\mathrm{S}$;
• ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_{4(\mathrm{конц}.)}$ + металлы IIA-группы = выделение $\mathrm{S}$;
• ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{SO}}_{4(\mathrm{конц}.)}$ + малоактивные металлы = выделение ${\mathrm{SO}}_2$.

Но есть металлы, которые ведут себя с концентрированной серной кислотой по-особенному. Железо, алюминий и хром пассивируют при действии кислоты, то есть они покрываются защитной оксидной плёнкой. Чтобы её разрушить и заставить металл взаимодействовать с кислотой, требуется нагревание. 

Соли сернистой и серной кислот

Соли сернистой кислоты — сульфиты. Если заглянуть в таблицу растворимости, можно заметить, что соли сернистой кислоты малорастворимы или нерастворимы в воде. Исключениями являются сульфиты щелочных металлов и сульфит аммония.

Как уже было сказано, сернистая кислота не отличается большой силой, поэтому при действии сильных кислот на сульфиты, она вытесняется кислотой из состава соли и тут же распадается на сернистый газ и воду:
 

${\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_3 + 2\mathrm{HCl} = 2\mathrm{KCl} + {\mathrm{SO}}_2\uparrow + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Эту реакцию используют для получения сернистого газа в лаборатории.

Качественной реакцией на сульфит-ион является взаимодействие с растворимой солью бария:
 

$\mathrm{Ba}{\left({\mathrm{NO}}_3\right)}_2 + {\mathrm{K}}_2{\mathrm{SO}}_3 = {\mathrm{BaSO}}_3\downarrow + 2{\mathrm{KNO}}_3$,

${\mathrm{Ba}}^{2+} + {{\mathrm{SO}}_3}^{2-} = {\mathrm{BaSO}}_3\downarrow$.

Выпадает осадок сульфита бария белого цвета.

Соли серной кислоты — сульфаты. В отличие от сульфитов, большинство солей серной кислоты хорошо растворимо в воде. Сульфаты часто образуют кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды. Например, медный купорос ${\mathrm{CuSO}}_4 · 5{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$, английская соль ${\mathrm{MgSO}}_4 · 7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$, гипс ${\mathrm{CaSO}}_4 · 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Качественной реакцией на сульфат-ион также является взаимодействие с растворимой солью бария:
 

${\mathrm{BaCl}}_2 + {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_4 = {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow + 2\mathrm{NaCl}$,

${\mathrm{Ba}}^{2+} + {{\mathrm{SO}}_4}^{2-} = {\mathrm{BaSO}}_4\downarrow$.

Мы рассмотрели кислородсодержащие соединения серы. Она образует два кислотных оксида: оксид серы (IV) и оксид серы (VI). При взаимодействии с водой данные оксиды образуют сернистую и серную кислоты соответственно. Сернистая кислота относится к кислотам средней силы и неустойчива, при образовании сразу же распадается на оксид серы (IV) и воду. Серная кислота — одна из самых сильных кислот, является отличным окислителем.