Сера — один из самых распространенных элементов в земной коре. Она используется в различных областях, включая производство удобрений, пищевой промышленности, производство батарей и многих других промышленных процессов. Кроме того, сера и ее соединения играют важную роль в окислительно-восстановительных реакциях, которые происходят в природе и промышленности.
Окислительно-восстановительные свойства серы
Сера может быть как окислителем, так и восстановителем в реакциях окисления-восстановления. Она может принимать на себя электроны от других веществ или отдавать их. Кроме того, сера может образовывать соединения с различными элементами, включая металлы, неметаллы и галогены.
Соединения серы
Соединения серы имеют различные свойства и применения. Некоторые из них являются окислителями, а другие — восстановителями. В таблице ниже приведены некоторые соединения серы и их окислительно-восстановительные свойства:
| Диоксид серы | SO2 | Окислитель |
| Триоксид серы | SO3 | Окислитель |
| Сернистый ангидрид | SO2 | Восстановитель |
| Сероводород | H2S | Восстановитель |
| Сульфаты | Множество соединений | Окислитель |
Как очистить серебро / Отбеливаем серебро после сероводорода
Диоксид серы (SO2) и триоксид серы (SO3) обладают сильными окислительными свойствами. Они могут окислять многие органические и неорганические соединения, такие как алкены, алканы, аммиак, сероводород и многие другие. Кроме того, они могут использоваться в производстве серной кислоты и других серных соединений.
Сернистый ангидрид (SO2) и сероводород (H2S) являются восстановителями. Они могут восстанавливать многие соединения, включая некоторые окислители, такие как хлор и бром. Кроме того, они могут использоваться в производстве серной кислоты, каменного угля и других продуктов.
Сульфаты — это соединения, которые содержат группу SO4. Они также могут действовать как окислители. Некоторые сульфаты, такие как медный сульфат, могут использоваться в качестве катализаторов в окислительных реакциях.
Изменение окислительно восстановительных свойств в группе серы
Группа серы включает элементы, которые имеют различные окисления, например, сера может находиться в состояниях +6, +4, +2 и -2.
При изменении окислительно-восстановительных свойств в группе серы, происходит изменение степени окисления. Например, сера может окисляться до более высоких степеней окисления (например, от -2 до +4 или +6), либо восстанавливаться до более низких степеней окисления (например, от +6 до +4 или +2).
Изменение окислительно-восстановительных свойств в группе серы может происходить в химических реакциях, таких как окисление серы воздухом, при котором сера превращается в оксид серы (SO2) или триоксид серы (SO3), а также восстановление оксидов серы с помощью водорода или других веществ.
Как легко очистить серебро в домашних условиях.
Также, изменение окислительно-восстановительных свойств серы может влиять на ее свойства в различных соединениях. Например, сера с более высокой степенью окисления может образовывать более кислотные оксиды, а сера с более низкой степенью окисления может образовывать более основные оксиды.
В целом, изменение окислительно-восстановительных свойств в группе серы влияет на ее химические и физические свойства, а также на ее реакционную способность в различных условиях.
Применение соединений серы в промышленности
Соединения серы широко используются в различных отраслях промышленности. Серная кислота, которая производится путем окисления сернистого ангидрида, является одним из самых важных промышленных химических продуктов. Она используется в производстве удобрений, пластмасс, текстиля, бумаги и других продуктов.
Серная кислота также используется в качестве катализатора в различных промышленных процессах, таких как производство этилового спирта и синтез нитрата аммония.
Другие соединения серы, такие как сероводород и сероуглерод, используются в производстве резины, пластмасс и других продуктов. Кроме того, они используются в нефтяной промышленности для удаления сероводорода из нефти и газа.
Выводы
Сера и ее соединения играют важную роль в окислительно-восстановительных реакциях, которые происходят в природе и промышленности. Они могут действовать как окислители и восстановители, а также образовывать соединения с различными элементами. Некоторые соединения серы, такие как серная кислота, имеют широкое применение в промышленности. Понимание окислительно-восстановительных свойств серы и ее соединений поможет улучшить производственные процессы и разработать новые технологии.
Часто задаваемые вопросы о свойствах и применении серы
1. Что такое сера и где она используется?
Сера — это один из самых распространенных элементов в земной коре. Она используется в различных областях, включая производство удобрений, пищевую промышленность, производство батарей и другие промышленные процессы.
2. Какие окислительно-восстановительные свойства имеет сера?
Сера может выступать как окислителем, так и восстановителем в реакциях окисления-восстановления. Она может принимать или отдавать электроны другим веществам. Сера также образует соединения с различными элементами, включая металлы, неметаллы и галогены.
3. Какие соединения серы существуют и какие у них окислительно-восстановительные свойства?
Существует несколько соединений серы с различными окислительно-восстановительными свойствами. Некоторые из них являются окислителями, например, диоксид серы (SO2) и триоксид серы (SO3), а другие — восстановителями, например, сернистый ангидрид (SO2) и сероводород (H2S). Также сульфаты, множество соединений серы, могут действовать как окислители.
4. Какие применения имеют соединения серы в промышленности?
Соединения серы широко используются в различных отраслях промышленности. Например, серная кислота, получаемая путем окисления сернистого ангидрида, используется в производстве удобрений, пластмасс, текстиля, бумаги и других продуктов. Серная кислота также используется в качестве катализатора в различных процессах. Другие соединения серы, такие как сероводород и сероуглерод, используются в производстве резины, пластмасс и других продуктов, а также в нефтяной промышленности.
5. Как изменяются окислительно-восстановительные свойства серы в группе?
Группа серы включает элементы с различными окислениями. Например, сера может находиться в состояниях +6, +4, +2 и -2. При изменении окислительно-восстановительных свойств в группе серы происходит изменение степени окисления. Это означает, что сера может окисляться до более высоких степеней окисления, например, от -2 до +4 или +6, либо восстанавливаться до более низких степеней окисления, например, от +6 до +4 или +2.
Изменение окислительно-восстановительных свойств в группе серы может происходить в химических реакциях, таких как окисление серы воздухом, при котором сера превращается в оксид серы (SO2) или триоксид серы (SO3), а также восстановление оксидов серы с помощью водорода или других веществ.
Также, изменение окислительно-восстановительных свойств серы может влиять на ее свойства в различных соединениях. Например, сера с более высокой степенью окисления может образовывать более кислотные оксиды, а сера с более низкой степенью окисления может образовывать более основные оксиды.
В целом, изменение окислительно-восстановительных свойств в группе серы влияет на ее химические и физические свойства, а также на ее реакционную способность в различных условиях. Это позволяет использовать серу и ее соединения в широком спектре промышленных процессов и технологий.
Что можно почитать на эту тему
«Химическая энциклопедия» под редакцией Н. П. Абрамова и др. — это обширное справочное издание, которое содержит информацию о свойствах, применении и реакциях серы и её соединений.
«Химия серы» — книга под редакцией В. Я. Кучера и В. С. Мирошниченко, в которой рассматриваются основные аспекты химии серы, включая окислительно-восстановительные свойства, реакции и применение соединений серы.
«Химическая связь серы в органической и неорганической химии» — книга авторства Н. С. Зеленкова, где подробно рассматриваются химические свойства и реакции серы и её соединений, включая окислительно-восстановительные свойства.
«Химия элементов» — книга под редакцией Н. Н. Гладкова, где в главе, посвященной сере, можно найти информацию о её химических свойствах, соединениях и окислительно-восстановительных реакциях.
«Сера и её соединения» — книга авторства Б. А. Фёдорова, в которой подробно описываются физические и химические свойства серы, а также рассматриваются различные аспекты её применения.
Помимо этих источников, также рекомендуется обратиться к учебникам по неорганической химии, органической химии или общей химии, где также можно найти информацию о сере и её соединениях.
Источник: himichu.ru
Реакция взаимодействия серебра и серы
Реакция взаимодействия серебра и серы.
В результате реакции образуется сульфид серебра (I).
Реакция протекает при условии: при температуре выше 200 °C.
Формула поиска по сайту: 2Ag + S → Ag2S.
Коэффициент востребованности 285
- ← Реакция взаимодействия серебра и серной кислоты
- Реакция взаимодействия серебра и селена →
Вам также может понравиться
Реакция взаимодействия пероксида натрия и оксида висмута (III)
Реакция взаимодействия золота, азотной кислоты и хлороводорода
Реакция взаимодействия кальция и этанола
Разделы
- Определения
- Соли
- Списки химических реакций
- Списки химических реакций сложных веществ
- Справочники
- Статьи на общие темы
- Химические вещества
- Химические реакции
- Химические элементы
ТОП 5 записей
- Таблица оксидов
- Таблица молярных масс химических элементов
- Таблица электроотрицательности химических элементов
- Таблица валентности химических элементов
- Таблица кислот и кислотных остатков
Популярные записи
- Таблица оксидов
- Таблица молярных масс химических элементов
- Таблица электроотрицательности химических элементов
- Таблица валентности химических элементов
- Таблица кислот и кислотных остатков
- Таблица молярной теплоемкости химических элементов
- Количество протонов, нейтронов и электронов химических элементов
- Таблица электронных формул атомов химических элементов
- Таблица и формулы оснований
- Таблица степеней окисления химических элементов
Элементы, реакции, вещества
- Химические элементы
- Химические реакции
- Химические вещества
Предупреждение.
Все химические реакции и вся информация на сайте предназначены для использования исключительно в учебных целях — только для решения письменных, учебных задач. Мы не несем ответственность за проведение вами химических реакций.
Химические реакции и информация на сайте
не предназначены для проведения химических и лабораторных опытов и работ.
Определения
Наши сайты и проекты
ты и проекты
18+
На сайте показывается реклама.
Сера и ее соединения
t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см3
Наиболее устойчивая модификация.
2) моноклинная (b — сера) — темно-желтые иглы
t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см3
Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
3) пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса
Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
Размещение электронов по уровням и подуровням
1s22p22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)
1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 ® 2S + 2H2O
3. Реакция Вакенродера
2H2S + SO2 ® 3S + 2H2O
Окислительные свойства серы
(S0 + 2e ® S-2)
1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:
c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:
2Al + 3S –t°® Al2S3
Zn + S –t°® ZnS
2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:
H2 + S ® H2S
2P + 3S ® P2S3
C + 2S ® CS2
Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S — 2e ® S+2; S — 4e ® S+4; S — 6e ® S+6)
S + O2 –t°® S+4O2
2S + 3O2 –t°;pt® 2S+6O3
4) c галогенами (кроме йода):
5) c кислотами — окислителями:
S + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S0 + Na2S+4O3 ® Na2S2O3 тиосульфат натрия
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S
1) Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:
H2S « H+ + HS- « 2H+ + S2-
K1 = ([H+] • [HS-]) / [H2S] = 1 • 10-7
K2 = ([H+] • [S2-]) / [HS-] = 1,3 • 10-14
Сероводородная кислота образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).
2) Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O
3) H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
H2S-2 + Br2 ® S0 + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 ® 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O ® H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2 + 8HNO3(конц) ® 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O
H2S-2 + H2S+6O4(конц) ® S0 + S+4O2 + 2H2O
(при нагревании реакция идет по — иному:
H2S-2 + 3H2S+6O4(конц) –t°® 4S+4O2 + 4H2O)
4) Сероводород окисляется:
при недостатке O2
2H2S-2 + O2 ® 2S0 + 2H2O
2H2S-2 + 3O2 ® 2S+4O2 + 2H2O
5) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S + 2H2O
6) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды — образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
H2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2HNO3
Na2S + Pb(NO3)2 ® PbS¯ + 2NaNO3
Pb2+ + S2- ® PbS¯
Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.
PbS + 4H2O2 ® PbSO4(белый) + 4H2O
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H2S + 2KOH ® K2S + 2H2O
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl2 + Na2S ® 2NaCl + CdS¯
Pb(NO3)2 + Na2S ® 2NaNO3 + PbS¯
ZnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + ZnS¯
MnSO4 + Na2S ® Na2SO4 + MnS¯
2SbCl3 + 3Na2S ® 6NaCl + Sb2S3¯
SnCl2 + Na2S ® 2NaCl + SnS¯
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K2S + H2O « KHS + KOH
S2- + H2O « HS- + OH-
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H2SO4 ® ZnSO4 + H2S
HgS + H2SO4 –®
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
FeS2 + 8HNO3 ® Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O
3) Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:
Na2S + nS ® Na2Sn+1 (1 £ n £ 5)
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
2Na2S2 + 3O2 ® 2Na2S2O3
На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.
ОКСИДЫ СЕРЫ
SO2 (сернистый ангидрид; сернистый газ)
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.
Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.
1) При сжигании серы в кислороде:
2) Окислением сульфидов:
4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2
3) Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:
Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2 + H2O
4) При окислении металлов концентрированной серной кислотой:
Cu + 2H2SO4(конц) ® CuSO4 + SO2 + 2H2O
1) Сернистый ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)
SO2 + H2O « H2SO3 ¬K1® H+ + HSO3- ¬K2® 2H+ + SO32-
K1 = ([H+] • [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 • 10-2
K2 = ([H+] • [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 • 10-7
H2SO3 образует два ряда солей — средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).
Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3¯(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-
SO2 + С –t°® S + СO2
SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O
SO3 (серный ангидрид)
Бесцветная летучая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе «дымит», сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3 + H2O ® H2SO4
Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
2SO2 + O2 ¬кат;450°C® 2SO3
Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3
1) Серный ангидрид — кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:
SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-
H2SO4 образует два ряда солей — средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):
2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ® NaHSO4
2) SO3 — сильный окислитель.
Тяжелая маслянистая жидкость («купоросное масло»); r = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).
Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!
Производство серной кислоты
1-я стадия. Печь для обжига колчедана.
4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 + Q
Процесс гетерогенный:
1) измельчение железного колчедана (пирита)
2) метод «кипящего слоя»
3) 800°С; отвод лишнего тепла
4) увеличение концентрации кислорода в воздухе
2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V2O5):
3-я стадия. Поглотительная башня:
nSO3 + H2SO4(конц) ® (H2SO4 • nSO3)(олеум)
Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.
H2SO4 — сильная двухосновная кислота
H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
K2 = ([H+] • [SO42-]) / [HSO4-] = 1,2 • 10-2
1) Взаимодействие с металлами:
a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn0 + H2+1SO4(разб) ® Zn+2SO4 + H2O
b) концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr — пассивируются):
2Ag0 + 2H2+6SO4 ® Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O
8Na0 + 5H2+6SO4 ® 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O
2) концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):
С0 + 2H2S+6O4(конц) ® C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O
S0 + 2H2S+6O4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O
2P0 + 5H2S+6O4(конц) ® 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O
3) с основными оксидами:
CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O
4) с гидроксидами:
H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O
H+ + OH- ® H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 ® CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 ® Cu2+ + 2H2O
5) обменные реакции с солями:
BaCl2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2HCl
Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.
MgCO3 + H2SO4 ® MgSO4 +
MgCO3 + 2H+ ® Mg2+ + H2O + CO2
Источник: www.examen.ru