Введение

Сера и её соединения занимают важное место в неорганической химии и регулярно встречаются в заданиях ЕГЭ. Чтобы уверенно справляться с ними, важно понимать химические свойства серы, её возможные степени окисления и особенности поведения в разных условиях.

Изучение этой темы позволяет разобраться в механизмах окислительно-восстановительных реакций, реакций нейтрализации и ионного обмена. Соединения серы образуют широкий круг веществ — от простого вещества до оксидов, кислот и солей, — и их свойства во многом определяются степенью окисления серы. Например, оксиды SO₂ и SO₃ проявляют разное химическое поведение в водных растворах именно из-за различия в степени окисления.

Кроме того, задания ЕГЭ часто проверяют способность определять типы связей в соединениях серы, разбираться в структуре молекул и решать качественные и количественные задачи.

Помимо теории, экзамен требует умения применять знания на практике. Практические задания включают вычисление массовой доли вещества, молярной массы, объёмов газов и концентраций растворов, содержащих серу и её соединения. Систематическое закрепление материала позволит уверенно справляться с такими задачами.

Халькогены

Название образовано от греческих слов χαλκός («медь») и γενής («рождающий»), поскольку многие металлы образуют соединения именно с этими элементами, особенно часто встречается сульфидная форма минералов.

Химическая активность халькогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня	ns²np⁴
Основные степени окисления кислорода	-2, -1, 0, +1, +2, т. е. высшая валентность и степень окисления не равны номеру группы
Основные степени окисления серы, селена и теллура	-2, 0, +4, +6
Химическая активность	Кислород является сильным окислителем, сера — окислитель средней силы
Физические свойства	При н. у. кислород O₂ — газ без цвета и запаха, сера — жёлтое твёрдое вещество, селен и теллур — тёмно-серое и светло-серое твёрдые вещества соответственно

Физические свойства халькогенов

Подготовка к экзаменам в 100балльном репетиторе

Сера

Степени окисления серы
[i]

С. о. серы	-2	-1	0	+4	+6
Пример соединения	Сероводород и его соли	Дисульфиды	Простое вещество	Оксид серы(IV), сернистая кислота и её соли	Оксид серы(VI), серная кислота и её соли, фторид серы(VI)
Формула соединения	H₂S, Na₂S, FeS, NaHS	FeS₂	S или S₈	SO₂, H₂SO₃, Na₂SO₃, NaHSO₃	SO₃, H₂SO₄, Na₂SO₄, NaHSO₄, SF₆

Аллотропные модификации серы
Сера способна существовать в нескольких формах — аллотропных модификациях.
[i]

При стандартных условиях наиболее стабильна ромбическая форма серы — твёрдый жёлтый кристаллический порошок. При повышении температуры появляется моноклинная разновидность серы, структура которой также состоит из молекул S₈. Если быстро охладить жидкую серу, возникает третья модификация — пластическая сера, имеющая тёмно-коричневый оттенок. Несмотря на многообразие форм, самой устойчивой остаётся именно ромбическая сера, к которой постепенно переходят остальные модификации при комнатной температуре.[i]

Аллотропные модификации серы. Источник: "Репетитор по химии", под редакцией А.С. Егорова

Химические свойства серы
[i]

Реагент	Примеры реакций
1. Взаимодействие с простыми веществами
1) Неметаллы	Сера вступает в реакции с неметаллами, формируя бинарные соединения, такие как оксиды и галогениды. Если неметалл имеет меньшую электроотрицательность, чем сера, он проявляет положительную степень окисления. Взаимодействие серы с неметаллом, обладающим большей электроотрицательностью, приводит к образованию отрицательной степени окисления.
1) Неметаллы	$S + O_{2} = S O_{2}$ $S + H_{2} = H_{2} S$ $S + 3 F_{2} = S F_{6}$ $2 S + C l_{2} = S_{2} C l_{2} или S C l_{2}$ $2 S + B r_{2} = S_{2} B r_{2} или S B r_{2}$ $S + I_{2} ↛ не взаимодействует$ $3 S + 2 P = P_{2} S_{3}$ $2 S + C = C S_{2}$ Сероуглерод
2) Металлы	Будучи типичным представителем неметаллов, сера взаимодействует с металлами, образуя бинарные соединения — сульфиды металлов. S + 2Na tо→ Na2S $3 S + 2 A l \overset{t^{\circ}}{\to} A l_{2} S_{3}$ $S + F e \overset{t^{\circ}}{\to} F e S$ S(нед.) + 2Сu →t° Cu2S S(изб.) + Сu →t° CuS $S + H g \overset{н.у.}{\to} H g S$
2. Взаимодействие со сложными веществами
1) Кислоты-окислители	Сера активно вступает в реакцию с кислотами-окислителями. Так, при действии концентрированной азотной кислоты образуется серная кислота и бурый газ. Реакция с концентрированной серной кислотой протекает по механизму сопропорционирования, приводя к выделению сернистого газа. $S + 6 H N O_{3 (конц.)} = H_{2} S O_{4} + 6 N O_{2} + 2 H_{2} O$ $S + 2 H 2 S O_{4 (конц.)} = 3 S O_{2} + 2 H_{2} O$
2) Щёлочи	При нагревании сера растворяется в растворах щелочей, образуя смесь сульфитов и сульфидов: $3 S + 6 N a O H \overset{t^{\circ}}{\to} N a_{2} S O_{3} + 2 N a_{2} S + 3 H_{2} O$
3) Восстановители	При взаимодействии со сложными веществами, выступающими в роли окислителей, сера демонстрирует свойства восстановителя: $3 S + 2 K C l O_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 3 S O_{2} + 2 K C l$ $4 S + 3 H C l O_{4} + 4 H_{2} O \to 4 H_{2} S O_{4} + 3 H C l$ $S + K_{2} C r_{2} O_{7} \overset{t^{\circ}}{\to} K_{2} S O_{4} + C r_{2} O_{3}$

Соединения серы

Сероводород
[i]

\text{{\text{(конц.)}}}}

Тип реакции	Примеры реакций
1) Кислотно-основные свойства сероводорода	Сероводородная кислота — слабый электролит, кислота-неокислитель. Она вступает в реакцию с активными металлами, соединениями с основными свойствами, а также с солями при условии наличия признаков протекания химической реакции. Взаимодействие солей сильных кислот с сероводородом иногда может носить обратимый характер. $2 N a + H_{2} S = N a_{2} S + H_{2}$ $2 H_{2} S + 4 A g + O_{2} = 2 A g_{2} S + 2 H_{2} O$ $N a_{2} O + H_{2} S = N a_{2} S + H_{2} O$ $2 N a O H + H_{2} S_{(нед.)} = N a_{2} S + 2 H_{2} O$ $N a O H + H_{2} S_{(изб.)} = N a Н S + H_{2} O$ $Z n S O_{4} + H_{2} S ↛$ $F e S O_{4} + H_{2} S ↛$ СuSO4 + H2S = CuS + H2SO4 $P b (N O_{3})_{2} + H_{2} S = P b S ↓ + 2 H N O_{3}$ $2 A g N O_{3} + H_{2} S = A g_{2} S ↓ + 2 H N O_{3}$ $N a_{2} [Z n (O H)_{4}] + 3 H_{2} S_{(изб.)} = Z n S ↓ + 2 N a H S + 4 H_{2} O$ $N a [A l (O H)_{4}] + H_{2} S_{(изб.)} = A l (O H) 3 ↓ + N a H S + H_{2} O$
2) Реакции ионного обмена с сульфидами и гидросульфидами	Соли сероводородной кислоты (сульфиды и гидросульфиды) способны вступать в реакции ионного обмена со щелочами, кислотами и другими растворимыми солями при наличии признака реакции. $N a_{2} S + S r (O H)_{2} = 2 N a O H + S r S ↓$ NaНS + NaOH = Na2S + H2O $N a_{2} S + Z n C l_{2} = Z n S ↓ + 2 N a C l$ $N a_{2} S + F e C l_{2} = F e S ↓ + 2 N a C l$ $N a_{2} S + C u C l_{2} = C u S ↓ + 2 N a C l$ $N a_{2} S + P b (N O_{3})_{2} = P b S ↓ + 2 N a N O_{3}$ $N a_{2} S + 2 A g N O_{3} = A g_{2} S ↓ + 2 N a N O_{3}$ $N a_{2} S + H_{2} S O_{4 (разб.)} = N a_{2} S O_{4} + H_{2} S ↑$ $F e S + 2 H C l = F e C l_{2} + H_{2} S ↑$ $P b S, C u S, A g_{2} S, + H C l ↛$ NaНS + HCl = NaCl + H2S $B a (H S)_{2} + N a_{2} S O_{4} = B a S O_{4} ↓ + 2 N a H S$ Сульфиды алюминия ( $A l_{2} S_{3}$ ) и хрома ( $C r_{2} S_{3}$ ) невозможно получить в водном растворе вследствие полного необратимого гидролиза. $A l_{2} S_{3} + 6 H_{2} O = 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑$ $A l_{2} S_{3} + 6 H C l = 2 A l C l_{3} + 3 H_{2} S ↑$ $A l_{2} S_{3} + 8 K O H = 2 K [A l (O H)_{4}] + 3 K_{2} S$ Растворение твёрдого вещества и образование бесцветного раствора. $ 2AlCl_3 + 3Na_2S + 6H_2O = 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow + 6NaCl$ AlCl3 + 3NaНS + 3H2O = Al(OH)3 + 3H2S + 3NaCl Образуется осадок и выделяется газ с неприятным запахом тухлых яиц.
3) ОВР с сероводородом и его солями	Сероводород и его соли — хорошие восстановители. С конц. кислотами-окислителями и сильными окислителями сера окисляется до максимальной степени окисления: $H_{2} S + 8 H N O_{3 (конц.)} = H_{2} S O_{4} + 8 N O_{2} + 4 H_{2} O$ $К_{2} S + 8 H N O_{3 (конц.)} = К_{2} S O_{4} + 8 N O_{2} + 4 H_{2} O$ $C a (H S)_{2} + 16 H N O_{3 (конц.)} = C a S O_{4} + H_{2} S O_{4} + 16 N O_{2} + 8 H_{2} O$ $C u S + 8 H N O_{3 (конц.)} = C u S O_{4} + 8 N O_{2} + 4 H_{2} O$ $F e S + 12 H N O_{3 (конц.)} = F e (N O_{3})_{3} + H_{2} S O_{4} + 9 N O_{2} + 5 H_{2} O$ $F e S_{2} + 18 H N O_{3 (конц.)} = F e (N O_{3})_{3} + 2 H_{2} S O_{4} + 15 N O_{2} + 7 H_{2} O$ C серной кислотой протекает реакция сопропорционирования: $H_{2} S + 3 H_{2} S O_{4 (конц.)} = 4 S O_{2} + 4 H_{2} O$ $К_{2} S + 4 H_{2} S O_{4 (конц.)} = К_{2} S О_{4} + 4 S O_{2} + 4 H_{2} O$ $CuS + 4H_2SO_{4\text{(конц.)}} = CuSO_4 + 4SO_2 + 4H_2O $ $2 F e S + 10 H_{2} S O_{4 (конц.)} = F e_{2} (S O_{4})_{3} + 9 S O_{2} + 10 H_{2} O$ $2 F e S_{2} + 14 H_{2} S O_{4 (конц.)} = F e_{2} (S O_{4})_{3} + 15 S O_{2} + 14 H_{2} O$ Другие ОВР с сероводородом и его солями: $H_{2} S + 4 C l_{2} + 4 H_{2} O = H_{2} S O_{4} + 8 H C l$ $H_{2} S + H C l O_{4} \to H_{2} S O_{4} + H C l$
3) ОВР с сероводородом и его солями	$2 Н_{2} S + O_{2 (нед.)} = 2 S + 2 Н_{2} О$ $2 Н_{2} S + 3 O_{2 (изб.)} = 2 S О_{2} + 2 Н_{2} О$ $2 C u S + 3 O_{2} = 2 C u O + 2 S O_{2}$ $A g_{2} S + O_{2} = 2 A g + S O_{2}$ Слабые окислители, а также окислители-соли, в растворах окисляют сульфид-ион до молекулярной серы: H2S + Br2 = orangeS + 2НВr H2S + I2 = orangeS + 2НI 3К2S + 8HNO3(разб.) = 3 orangeS + 6КNO3 + 2NO + 4H2O 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3 orangeS + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7Н2O 5K2S + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 3 orangeS + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8Н2O NaHS + MnO2 + 3HNO3 → Mn(NO3)2 + orangeS + NaNO3 + 2H2O H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + orangeS + 2HCl К2S(нед.) + 2FeCl3 = 2FeCl2 + orangeS + 2КCl 3К2S(изб.) + 2FeCl3 = 2FeS + orangeS + 6КCl K2S + 2KNO2 + 2H2SO4 = orangeS + 2NO + 2K2SO4 + 2H2O

Общая схема ОВР с сероводородом и его солями. Источник: "Репетитор по химии", под редакцией А.С. Егорова

Сернистый газ
Сернистый газ (SO₂) — бесцветный токсичный газ с резким запахом. Являясь кислотным оксидом, он способен реагировать с водой и с веществами, проявляющими основные свойства, а также вступать в реакции ионного обмена с растворами менее сильных кислот.[i]

Тип реакции	Примеры реакций
1) Кислотно-основные свойства оксида серы(IV)	Оксид серы(IV) — кислотный оксид, реагирует с веществами, проявляющими основные свойства, с солями более слабых кислот. $S O_{2} + H_{2} O ⇄ H_{2} S O_{3}$ $S O_{2} + N a_{2} O = N a_{2} S O_{3}$ $S O_{2} + 2 N a O H_{(избыток)} = N a_{2} S O_{3} + H_{2} O$ $S O_{2} + N a O H_{(недостаток)} = N a H S O_{3}$ $N a_{2} S i O_{3} + 2 S O_{2 (изб.)} + 2 H_{2} O = 2 N a H S O_{3} + Н_{2} S i O_{3} ↓$ $C a S O_{3} + S O_{2 (изб.)} + H_{2} O = C a (H S O_{3})_{2}$
2) Реакции ионного обмена с сульфитами и гидросульфитами	Сульфиты и гидросульфиты — соли, образованные слабой и легколетучей сернистой кислотой. Поэтому они способны вступать в реакции ионного замещения с более сильными кислотами, а также проявлять активность в реакциях с растворами солей. $N a_{2} S O_{3} + 2 H C l = 2 N a C l + S O_{2} + H_{2} O$ NaНSO3 + HCl = NaCl + SO2 + H2O $N a_{2} S O_{3} + B a (O H)_{2} = 2 N a O H + B a S O_{3} ↓$ $2 N a Н S O_{3} + B a (O H)_{2 (нед.)} = N a_{2} S O_{3} + B a S O_{3} ↓ + 2 H_{2} O$ $N a Н S O_{3} + B a (O H)_{2 (изб.)} = N a О Н + B a S O_{3} ↓ + H_{2} O$ $N a_{2} S O_{3} + S r C l_{2} = S r S O_{3} ↓ + 2 N a C l$ $2 A l C l_{3} + 3 N a_{2} S O_{3} + 3 H_{2} O = 2 A l (O H)_{3} ↓ + 3 S O_{2} ↑ + 6 N a C l$ 2NaНSO3 →t° Na2SO3 + SO2 + H2O
3) ОВР с сернистым газом и солями сернистой кислоты	У солей серы (IV) и $S O_{2}$ наиболее ярко выражены восстановительные свойства, степень окисления серы в таких реакциях повышается до +6: $2SO_2 + O_2 \xrightarrow{кат.} 2SO_3 (кат. — V_2O_5) $ $S O_{2} + B r_{2} + 2 H_{2} O = H_{2} S O_{4} + 2 H B r$ К2SO3 + Br2 + H2O = К2SO4 + 2HBr К2SO3 + Br2 + 2KOH = К2SO4 + 2KBr + Н2О $S O_{2} + 2 H N O_{3 (конц.)} = H_{2} S O_{4} + 2 N O_{2}$ $К_{2} S O_{3} + 2 H N O_{3 (конц.)} = К_{2} S O_{4} + 2 N O_{2} + Н_{2} О$ SO2 + Н2O2 = Н2SO4 $S O_{2} + N a_{2} O_{2} = N a_{2} S O_{4}$ $S O_{2} + F e_{2} (S O_{4})_{3} + 2 H_{2} O = 2 F e S O_{4} + 2 H_{2} S O_{4}$ К2SO3 + Fe2(SO4)3 + H2O = К2SO4 + 2FeSO4 + H2SO4 Это уравнение реакции записывается при протекании реакции и с подкислённым, и с нейтральным раствором перманганата: $5 S O_{2} + 2 K M n O_{4} + 2 H_{2} O = 2 H_{2} S O_{4} + 2 M n S O_{4} + K_{2} S O_{4}$ Образуется раствор двух солей и кислоты. $5 S O_{2} + 2 H M n O_{4} + 2 H_{2} O \to 2 M n S O_{4} + 3 H_{2} S O_{4}$ $5 N a_{2} S O_{3} + 2 K M n O_{4} + 3 H_{2} S O_{4} \to 5 N a_{2} S O_{4} + 2 M n S O_{4} + K_{2} S O_{4} + 3 H_{2} O$ Образуется раствор трёх солей. $3 K_{2} S O_{3} + 2 K M n O_{4} + H_{2} O \to 3 K_{2} S O_{4} + 2 M n O_{2} ↓ + 2 K O H$ Образуется бурый осадок. $N a_{2} S O_{3} + 2 K M n O_{4} + 2 K O H \to 2 K_{2} M n O_{4} + N a_{2} S O_{4} + H_{2} O$ Образуется зелёный раствор
3) ОВР с сернистым газом и солями сернистой кислоты	$3 S O_{2} + K_{2} C r_{2} O_{7} + H_{2} S O_{4} \to K_{2} S O_{4} + C r_{2} (S O_{4})_{3} + H_{2} O$ Образуется раствор двух солей. 3К2SO3 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 4K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 4H2O Образуется раствор двух солей. $K_{2} C r_{2} O_{7} + 3 N a_{2} S O_{3} + 4 H_{2} O \to 2 C r (O H)_{3} + 3 N a_{2} S O_{4} + 2 K O H$ $3 N a_{2} S O_{3} + 2 C r O_{3} + 3 H_{2} S O_{4} \to 3 N a_{2} S O_{4} + C r_{2} (S O_{4})_{3} + 3 H_{2} O$ $2 K C l O_{4} + 7 N a_{2} S O_{3} + H_{2} S O_{4} \to C l_{2} + 7 N a_{2} S O_{4} + K_{2} S O_{4} + H_{2} O$ Образуется газ. $2 K I O_{3} + 5 N a_{2} S O_{3} + H_{2} S O_{4} \to I_{2} + 5 N a_{2} S O_{4} + K_{2} S O_{4} + H_{2} O$ Образуется окрашенное простое вещество. $N a_{2} S O_{3} + 3 Z n + 8 H C l \to H_{2} S + 3 Z n C l_{2} + 2 N a C l + 3 H_{2} O$ Образуется газ. $2 N a H S O_{3} + 6 M g + 7 H_{2} S O_{4} \to N a_{2} S O_{4} + 6 M g S O_{4} + 2 H_{2} S + 6 H_{2} O$ Образуется газ c неприятным запахом. В присутствии сильных восстановителей $S O_{2}$ способен проявлять окислительные свойства: $S O_{2} + 2 C = S + 2 C O$ $SO_2 + 2Н_2S = 3S\downarrow + 2H_2O $ K2SO3 + 2K2S + 6НСl = 3S + 6КСl + 3Н2O

Серный ангидрид

Оксид серы (VI), или серный ангидрид $S O_{3}$ , — в обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушливым запахом, кислотный оксид.

Тип реакции

Примеры реакций

1) Кислотно-основные свойства оксида серы(VI)

Оксид серы(VI) — кислотный оксид, реагирует с веществами, проявляющими основные свойства, с солями более слабых кислот.

$S O_{3} + H_{2} O = H_{2} S O_{4}$

$S O_{3} + K_{2} O = K_{2} S O_{4}$

$3 S O_{3} + A l_{2} O_{3} = A l_{2} (S O_{4})_{3}$

$S O_{3} + C u O = C u S O_{4}$

$SO_3 + 2NaOH_{\text{(изб.)}} = Na_2SO_4 + H_2O $

$S O_{3} + N a O H_{(нед.)} = N a H S O_{4}$

Раствор $S O_{3}$ в 100%-й серной кислоте называется олеумом.

Серная кислота

Серная кислота, или гидроксид серы(VI), — сильная двухосновная кислота. Это тяжёлая маслянистая жидкость.

Тип реакции	Примеры реакций
1) Кислотно-основные свойства оксида серы(VI)	Разбавленная серная кислота обладает всеми свойствами сильных нелетучих кислот (взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, амфотерными гидроксидами с образованием соответствующих солей, с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, вытесняет летучие и более слабые кислоты из их солей: $H_{2} S O_{4 (разб.)} + F e = F e S O_{4} + H_{2} ↑$ $H_{2} S O_{4} + C u O = C u S O_{4} + H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + Z n O = Z n S O_{4} + H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + 2 N a O H_{(избыток)} = N a_{2} S O_{4} + 2 H_{2} O$ $H_{2} S O_{4 (избыток)} + N a O H = N a H S O_{4} + H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + M g (O H)_{2} = M g S O_{4} + 2 H_{2} O$ $3 H_{2} S O_{4} + 2 A l (O H)_{3} = A l_{2} (S O_{4})_{3} + 6 H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + N a_{2} C O_{3} = N a_{2} S O_{4} + C O_{2} ↑ + H_{2} O$ $H_{2} S O_{4} + N a_{2} S i O_{3} = N a_{2} S O_{4} + H_{2} S i O_{3} ↓$
2) Реакции с солями серной кислоты	Растворимые сульфаты вступают в реакции ионного обмена: $N a_{2} S O_{4} + B a (O H)_{2} = B a S O_{4} ↓ + 2 N a O H$ $C u S O_{4} + 2 N a O H = C u (O H)_{2} ↓ + N a_{2} S O_{4}$ $N a_{2} S O_{4} + B a C l_{2} = B a S O_{4} ↓ + 2 N a C l$ При разложении сульфатов металлов средней активности образуются соответствующие оксиды: $K 2 S O_{4} \overset{t^{\circ}}{\to} плавится без разложения$ $2 A l_{2} (S O_{4})_{3} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 A l_{2} O_{3} + 6 S O_{2} + 3 O_{2}$ $4 F e + 2 S O_{4} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 F e + 32 O_{3} + 4 S O_{2} + O_{2}$ $2 C u S O_{4} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 C u O + 2 S O_{2} + O_{2}$ $A g_{2} S O_{4} \overset{t^{\circ}}{\to} 2 A g + S O_{2} + O_{2}$
2) Реакции с солями серной кислоты	При прокаливании с углём термически устойчивые сульфаты металлов восстанавливаются до соответствующих сульфидов: $B a S O_{4} + 4 C \overset{t^{\circ}}{\to} B a S + 4 C O$ $Na_2SO_4 + 4C \xrightarrow{t^\circ} Na_2S + 4CO $ Важно: сульфаты в растворах не проявляют окислительных свойств. Гидросульфаты имеют сильнокислую среду из-за диссоциации: $N a H S O_{4} \to N a^{+} + H^{+} + S O_{4}^{2–}$ $N a H S O_{4} + N a O H = N a_{2} S O_{4} + H_{2} O$ $2 N a H S O_{4} + B a (O H)_{2 (нед.)} = N a_{2} S O_{4} + B a S O_{4} ↓ + 2 H_{2} O$ $N a H S O_{4} + B a (O H)_{2 (изб.)} = N a О Н + B a S O_{4} ↓ + H_{2} O$ NaHSO4 + СН3СООNa → Na2SO4 + CH3COOH $N a H S O_{4} + B a (N O_{3})_{2} \to B a S O_{4} ↓ + N a N O_{3} + H N O_{3}$ $N a H S O_{4} + (С Н_{3} С О О)_{2} B a_{(изб.)} \to B a S O_{4} ↓ + C H_{3} C O O H + C H_{3} C O O N a$ $2 N a H S O_{4} + F e \to N a_{2} S O_{4} + F e S O_{4} + H_{2} ↑$
3) ОВР с простыми веществами	Концентрированная серная кислота проявляет свойства сильного окислителя и является кислотой-окислителем. Может реагировать как с металлами (в том числе стоящими после водорода), так и с некоторыми неметаллами. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами Схема реакции: Me + H2SO4(конц.) = сульфат металла в высшей степени окисления + продукт восстановления серы + Н2О $2H_2SO_{4\text{(конц.)}} + Cu = CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O $ $2 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 2 A g = A g_{2} S O_{4} + S O_{2} ↑ + 2 H_{2} O$ $6 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 2 F e \overset{t^{\circ}}{\to} F e 2 (S O_{4})_{3} + 3 S O_{2} ↑ + 6 H_{2} O$ $6 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 2 A l \overset{t^{\circ}}{\to} A l_{2} (S O_{4})_{3} + 3 S O_{2} ↑ + 6 H_{2} O$ $Z n + 2 H_{2} S O_{4 (конц.)} = Z n S O_{4} + S O_{2} ↑ + 2 H_{2} O$ $5 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 4 M g = 4 M g S O_{4} + H_{2} S ↑ + 4 H_{2} O$ Взаимодействие концентрированной серной кислоты с неметаллами Схема реакции: H2SO4(конц.) + неМе = кислота неМе в высшей степени окисления + SO2 + H2O $2 P + 5 H_{2} S O_{4 (конц.)} = 2 H_{3} P O_{4} + 5 S O_{2} + 2 H_{2} O$ $С + 2 H_{2} S O_{4 (конц.)} = C O_{2} + 2 S O_{2} + 2 H_{2} O$ $S + 2 H_{2} S O_{4 (конц.)} = 3 S O_{2} + 2 H_{2} O$ $I 2 + H_{2} S O_{4 (конц.)} ↛$
4) ОВР со сложными веществами	Концентрированная серная кислота демонстрирует выраженные окислительные свойства не только при реакциях с простыми веществами, но и при взаимодействии со сложными соединениями. Степень восстановления серы зависит от силы применённого восстановителя. $H_{2} S O_{4 (конц.)} + N a C l_{(тв.)} = N a H S O_{4} + H C l ↑$ $3 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 2 K B r = B r_{2} + S O_{2} ↑ + 2 K H S O_{4} + 2 H_{2} O$ $5 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 8 K I = 4 I_{2} + H_{2} S ↑ + 4 K_{2} S O_{4} + 4 H_{2} O$ $6 H_{2} S O_{4 (конц.)} + 2 F e I_{2} = F e_{2} (S O_{4})_{3} + 2 I_{2} + 3 S O_{2} ↑ + 6 H_{2} O$ $2 C r C l_{2} + 4 H_{2} S O_{4 (конц.)} \to C r_{2} (S O_{4})_{3} + S O_{2} ↑ + 4 H C l ↑ + 2 H_{2} O$ $P H_{3} + 4 H_{2} S O_{4 (конц.)} = H_{3} P O_{4} + 4 S O_{2} + 4 H_{2} O$ $2 F e O + 4 H_{2} S O_{4 (конц.)} = F e_{2} (S O_{4})_{3} + S O_{2} + 4 H_{2} O$ $F e_{3} O_{4}, F e (O H)_{2}, cоли железа (I I) + H_{2} S O_{4 (конц.)} \to F e_{2} (S O_{4})_{3} + S O_{2} + H_{2} O$ $C u_{2} O + 3 H_{2} S O_{4 (конц.)} = 2 C u S O_{4} + S O_{2} + 3 H_{2} O$

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и металлами
[i]

Продукт восстановления серы	Активность металла
SO₂↑ бесцветный газ с резким запахом	Неактивные металлы (Pb, Сu, Ag, Hg) и Al, Cr, Fe, которые пассивируются кислотой при н. у., реакция протекает только при нагревании
S↓ жёлтое твёрдое простое вещество	Металлы средней активности (Zn)*
H₂S↑ бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц	Активные металлы (ЩМ, ЩЗМ, Mg)
Au, Pt, Pd реагируют только с царской водкой и не реагируют с серной кислотой конц.

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и сложными веществами
[i]

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и сложными веществами. Источник: "Репетитор по химии", под редакцией А.С. Егорова

Промышленное получение серной кислоты
[i]

Стадия	Процесс
I стадия	*Обжиг пирита $F e S_{2}$ в печи для обжига в кипящем слое:* $4 F e S_{2} + 11 O_{2} = 2 F e_{2} O_{3} + 8 S O_{2} + Q$ (t = 800 ^оC) Принцип «кипящего слоя»
II стадия	*Окисление $S O_{2}$ в $S O_{3}$ кислородом* Процесс протекает в контактном аппарате в соответствии с уравнением реакции: $2 S O_{2 (г.)} + O_{2 (г.)} ⇄ 2 S O_{3 (г.)} + Q$ В контактном аппарате
III стадия	*Поглощение $S O_{3}$ серной кислотой.* $nSO_3 + H_2SO_4 = H_2SO_4 \times nSO_3 (олеум) $ В поглотительной башне

Схема промышленного получения серной кислоты. (1) Источник: "Репетитор по химии", под редакцией А.С. Егорова

Схема промышленного получения серной кислоты 2 — Схема промышленного получения серной кислоты (2). Источник: "Репетитор по химии", под редакцией А.С. Егорова

Способы получения серы

Промышленные способы.
В промышленности серу выплавляют из ископаемой самородной серы.
Промышленные способы.
В лаборатории для получения серы используют неполное окисление сероводорода:
$2 H_{2} S + O_{2 (нед.)} = 2 S + 2 H_{2} O$
$2 H_{2} S + S O_{2} = 3 S + 2 H_{2} O$ [i]

Применение некоторых соединений

Формула вещества	Тривиальные/ систематические названия вещества	Область применения
S	Сера	Получения оксида серы(IV), серной кислоты, сероуглерода $C S_{2}$ ; для вулканизации резины; в производстве пороха
$C S_{2}$	Сероуглерод или сульфид углерода(IV)	Растворитель
$F e S_{2}$	Дисульфид железа(II) или пирит	Получение серной кислоты
$S O_{2}$	Оксид серы(IV) или сернистый газ	В пищевой промышленности используется как консервирующее и антибактериальное вещество
$Н_{2} S O_{4}$	Серная кислота	Серная кислота широко используется в химической промышленности для производства синтетических моющих средств, пластмасс, удобрений и лекарственных препаратов, также это водоотнимающее средство
$C a S O_{4} \times 2 H_{2} O$	Дигидрат сульфата кальция или гипс	Строительный материал

Заключение

Изучив свойства серы и её соединений, можно сделать важный вывод: сера образует разнообразные вещества, и каждое из них имеет свои особенности. Эти соединения по-разному проявляют себя в химических реакциях и отличаются физическими свойствами. Понимание этих закономерностей помогает лучше разобраться в химических процессах и уверенно применять знания на практике.

Свойства и способы получения серы и её соединений

Введение

Халькогены

Химическая активность халькогенов

Физические свойства халькогенов

Сера

Степени окисления серы

Аллотропные модификации серы

Химические свойства серы

Соединения серы

Сероводород

Сернистый газ

Серный ангидрид

Серная кислота

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и металлами

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и сложными веществами

Промышленное получение серной кислоты

Способы получения серы

Промышленные способы.

Промышленные способы.

Применение некоторых соединений

Заключение

Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования

Классификация и номенклатура неорганических веществ: тривиальная и международная

Классификация химических реакций в неорганической химии: подготовка к заданию 17 ЕГЭ по химии

Электролитическая диссоциация, гидролиз и среда водных растворов: всё для ЕГЭ по химии

Окислительно-восстановительные реакции: метод электронного баланса и алгоритм решения заданий ЕГЭ

Алканы: строение, химические свойства и получение в заданиях ЕГЭ

Введение

Халькогены

Химическая активность халькогенов

Физические свойства халькогенов

Сера

Степени окисления серы

Аллотропные модификации серы

Химические свойства серы

Соединения серы

Сероводород

Сернистый газ

Серный ангидрид

Серная кислота

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и металлами

Обобщение ОВР с концентрированной серной кислотой и сложными веществами

Промышленное получение серной кислоты

Способы получения серы

Промышленные способы.

Промышленные способы.

Применение некоторых соединений

Заключение

Похожие статьи

Ковалентная химическая связь, её разновидности и механизмы образования

Классификация и номенклатура неорганических веществ: тривиальная и международная

Классификация химических реакций в неорганической химии: подготовка к заданию 17 ЕГЭ по химии

Электролитическая диссоциация, гидролиз и среда водных растворов: всё для ЕГЭ по химии

Окислительно-восстановительные реакции: метод электронного баланса и алгоритм решения заданий ЕГЭ

Алканы: строение, химические свойства и получение в заданиях ЕГЭ

С нами ты получишь высокие баллы на ЕГЭ и ОГЭ

Мы знаем, как забрать максимум на экзамене

Сложно готовиться самостоятельно? Мы поможем!

Химфак с Катей Строгановой | ЕГЭ-2027

Сложно готовиться самостоятельно?
Мы поможем!