Химические свойства кислорода и серы

Сера при нагревании реагирует со многими металлами, а также с неметаллическими элементами: F, CI, O, C. Она окисляется концентрированной азотной и серной кислотами:

S _(тв) +H₂SO₄ (ж) → 3SO₂(г) +2H₂O_(ж)

Гидриды кислорода и серы

Н₂О – полярная молекула, хороший растворитель. Н₂О₂ – пероксид водорода, вязкость жидкости: Н₂О₂ кипит при 150⁰С и замерзает при – 0,9⁰С.

В лаборатории перекись водорода можно получить действием серной кислоты на пероксид бария при 0⁰С:

ВаО_{2 (водн)}+ H₂SO₄(ж) → ВаSO_4(тв) + Н₂О_2(водн)

Нерастворимый ВаSO₄ отделяют фильтрованием. Водный раствор может быть сконцентрирован перегонкой при пониженном давлении.

Пероксид водорода легко разлагается, выделяя кислород:

2Н₂О_2(водн) → 2Н₂О (ж) +О₂(г)

Катализатором этой реакции является MnO₂.

Окислительно-восстановительные свойства

Н₂О₂ может быть как окислителем, так и восстановителем

Н₂О₂ +2Н⁺ +2е ↔2Н₂О    Е⁰=+1,77 В

О₂(г) +2Н⁺ +2е ↔2Н₂О₂   Е⁰=0,68 В

Сероводород H₂S - газ, неприятно пахнущий, ядовитый при концентрации 1часть на 10 частей. Он содержится в природных газах, выделяется при гниении яиц, образуется при распаде белков.

В лаборатории можно получить действуя на сульфид железа П разбавленной соляной кислотой:

FeS _(тв) + 2H⁺ _(водн) → H₂S_(г) +Fe²⁺

H₂S двухосновная, слабая кислота – диссоциирует на Н⁺, HS^-, S^2-., H₂S - хороший восстановитель.

Оксиды

1. Нормальные, некоторые ионные, например СаО, другие ковалентные, например СО₂.

2. Пероксиды. Связи между Э и О, а также между атомами кислорода. Некоторые ионные, например Na₂O₂, другие ковалентные, например  Н-О-О-Н.

3. Субоксиды, например С₃О₂:    О=С=С=С=О.

4. Супероксиды. Содержат ион О₂^-, например К⁺ + О₂^-

5. Смешанные оксиды. Например: Pb ₃ O ₄, который реагирует как смесь 2PbO·PbO₂ и Fe ₃ O ₄, реагирующий как FeO·Fe₂O₃.

6. Нестехиометрические оксиды. Переходные металлы образуют оксиды формулы М_0-1О, например Fe_0,9.

Оксиды серы

SO ₂ – это удушливый тяжелый газ, дымящийся на воздухе. Исключительно хорошо растворим в воде. Температура кипения -10⁰С. Под давлением в 3 атм. SO₂ сжижается, при комнатной температуре связь S=O является двойной, и атом серы имеет в валентной оболочке 10 электронов. SO₂ является ангидридом слабой сернистой кислоты: SO₂ + Н₂О ↔ Н₂SO_{3 (водн).}  Она диссоциирует на гидросульфит-ион НSO₃^- и сульфит-ион SO₃^2-. Попытки концентрирования сернистой кислоты приводят к ее разложению и выделению сернистого газа SO₂.

SO₂ реагирует с водным NaOH, образуя раствор сульфита натрия.

SO_{2 (г)} + 2NaOH _(водн) → Na ₂ SO₃ + Н₂О

Na₂SO₃ + SO₂ + Н₂О → 2 NaНSO₃

SO₂ и SO₃^2- - являются восстановителями. Качественной реакцией на SO₂ являются реакции с растворами дихромата или перманганата. В первом случае,  происходит изменение окраски с оранжевой до голубой.  Во втором – обесцвечивание раствора. Сероводород, как более сильный восстановитель, чем сернистый газ, восстанавливает его до серы:

2Н₂S + SO₂ → 3 S +2Н₂О

Оксид серы (VI) SO₃ в газообразном состоянии существует в виде мономерных молекул SO_3(г), а в твердом – в виде триммера (SO₃)₃ или мономера (SO₃)_4. Оксид серы (VI) SO₃ ангидрид серной кислоты.

SO_{3 (г)} + Н₂О _(ж) → Н₂SO_{4 (ж).}

Оксид серы (VI) спокойно поглощается 98% Н₂SO_4,образуя дымящую серную кислоту – олеум Н₂S₂O₇ – которая реагирует далее с водой с образованием серной кислоты: 

SO_{3 (г)} + Н₂ SO _{4  (ж).} → Н₂S₂O_7(ж)

Н₂S₂O_7(ж) + Н₂О _(ж) → 2Н₂SO₄

Физические свойства

Н₂SO₄ – вязкая жидкость, температура кипения 270⁰С, объясняется водородными связями между молекулами:

С водой, серная кислота образует нераздельную кипящую смесь, содержащую 98,3% кислоты.

Химические свойства

Как типичная кислота Н₂SO₄ (разбавленная) она реагирует с металлами и их оксидами, гидроксидами и карбонатами.

Концентрированную серную кислоту следует разбавлять с осторожностью. Она экзотермически взаимодействует с водой. При приготовлении раствора необходимо приливать кислоту к воде, так как выделяющаяся при этом теплота рассеивается по всему объему раствора. В случае добавления воды к кислоте она легко вскипает и разбрызгивается. Газы сушат пропусканием их через концентрированную серную кислоту. Н₂SO₄ отнимает воду от веществ и в результате образуется новое соединение. Например, это свойство проявляется в следующих реакциях:

С₆Н₁₂О_6(тв) → сахарный уголь С (тв) +Н₂О

НСООН (ж) →СО (ж) +Н₂О

Н₂С₂O_4(тв) →СО (г) +СО_2(г) +Н₂О

С₂Н₅ОН → этилен СН₂ = СН₂ или диэтиловый эфир С₂Н₅ОС₂Н₅(г), в зависимости от условий.

Горячая серная концентрированная кислота является окислителем. Она может восстанавливаться до сернистой кислоты, которая, разлагаясь, образует диоксид серы и воду. Примеры некоторых окислительно-восстановительных реакций:

1. Металлы окисляются до сульфатов:

Cu (тв) + 2H₂SO₄ (ж)→ CuSO₄(водн) + SO₂ (г) +2H₂O(ж)

2. Неметаллы, например SO₂, Н₂S, С и S окисляются до оксидов:

С (тв) + 2H₂SO₄(ж)→ СО_2(г) +2 SO₂ (г) +2H₂O(ж)

3. 3H₂S(г) + 2H₂SO₄(ж)→ 4 S(тв) +4Н₂О (ж)

При нагревании конц. H ₂ SO ₄ из нитратов вытесняет азотную кислоту, при этом азотная кислота отгоняется при температуре 120⁰С, температура кипения серной 270⁰С, поэтому она остается:

NO₃^-(тв) + H₂SO₄ (ж) ↔ HNO_{3 (ж)} + HSO₄^-(тв)

Концентрированная серная кислота является хорошим сульфирующим агентом, с помощью которого можно ввести группу SO₃Н в ароматическое кольцо. Ее используют при нитровании и,  как катализатор реакций с алкенами.

Качественной реакцией на сульфат ионы является реакция с хлоридом бария: SO₄^2-(водн) +Ва²⁺ (водн) → Ва SO_4↓