Неметаллы: сера, её соединения и вода

Цели урока

• Описывать аллотропные модификации серы и их свойства.
• Составлять уравнения реакций серы с металлами, неметаллами, щелочами (диспропорционирование), с окислителями.
• Характеризовать сероводород ($H_2S$) как кислоту и сильный восстановитель; записывать реакции с участием сульфидов.
• Объяснять кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства оксидов серы ($SO_2$, $SO_3$) и соответствующих кислот.
• Анализировать особые свойства концентрированной $H_2SO_4$ как окислителя; сравнивать продукты восстановления в зависимости от активности металла.
• Проводить качественные реакции на сульфид-, сульфит-, сульфат-ионы и на тиосульфат-ион.
• Характеризовать воду как наиболее распространённое соединение: физические свойства, слабую электролитическую диссоциацию, реакции с металлами и оксидами.

Зачем это нужно на ЕГЭ

Сера и её соединения — неотъемлемая часть заданий 6–8 (реакции с участием серы, $H_2S$, $SO_2$, $H_2SO_4$). В задании 24 встречаются качественные реакции на сульфаты, сульфиты и сульфиды. В задании 31 (цепочки) сера часто присутствует. Концентрированная серная кислота и её окислительные свойства проверяются в заданиях на ОВР (задание 19, 20). Свойства воды и её участие в реакциях (в том числе образование $H_2SO_3$ из $SO_2$) связаны с заданием 21 (среда раствора, $K_w$). Кроме того, сернистый газ ($SO_2$) рассматривается в теме «Химическая промышленность» (задание 25).

Теория

1. Сера как простое вещество

Сера находится в VIA группе (халькогены). Электронная конфигурация: $[Ne]3s^2\,3p^4$. Характерные степени окисления: –2, 0, +4, +6.

Аллотропия серы:

• Ромбическая (α-сера) – наиболее устойчивая, жёлтые кристаллы, $S_8$ (циклические молекулы).
• Моноклинная (β-сера) – игольчатые кристаллы, также $S_8$, устойчива при $t > 96°C$.
• Пластическая сера – аморфная, образуется при быстром охлаждении расплава, неустойчива.

Химические свойства серы: Сера может быть как окислителем (с металлами и водородом), так и восстановителем (с более электроотрицательными неметаллами).

• Взаимодействие с металлами (сера – окислитель): $Fe + S \xrightarrow{t^\circ} FeS$ (сульфид железа(II)) $2Al + 3S \xrightarrow{t^\circ} Al_2S_3$ (сульфид алюминия)

• Взаимодействие с водородом (обратимо): $H_2 + S \rightleftharpoons H_2S$ (сероводород).

• Взаимодействие с неметаллами (сера – восстановитель): С кислородом: $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$ (сернистый газ). С галогенами: $S + Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} S_2Cl_2$ (дихлорид серы). С углеродом: $C + 2S \xrightarrow{t^\circ} CS_2$ (сероуглерод).

• Диспропорционирование серы в щелочах (при нагревании):

  $$3S + 6NaOH \rightarrow 2Na_2S + Na_2SO_3 + 3H_2O$$

  (образуются сульфид и сульфит натрия).

• Сера как восстановитель в окислительных кислотах:

  $$S + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} 3SO_2 + 2H_2O$$ $$S + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} H_2SO_4 + 6NO_2 + 2H_2O$$

2. Сероводород и сульфиды

Сероводород ($H_2S$)

Бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. В лаборатории получают действием кислот на сульфиды: $FeS + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2S\uparrow$.

Химические свойства:

• Слабая двухосновная кислота в водном растворе: $H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$, $HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$ (константы очень малы).

• Сильный восстановитель:

  • Горит на воздухе: $2H_2S + 3O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2SO_2 + 2H_2O$ (избыток кислорода).
  • При недостатке кислорода: $2H_2S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2S\downarrow + 2H_2O$ (жёлтый осадок серы).
  • Окисляется галогенами, перманганатом, дихроматом: $$H_2S + I_2 \rightarrow S\downarrow + 2HI$$ $$5H_2S + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5S\downarrow + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O$$

• Реакция с $SO_2$ (способ получения серы в промышленности):

  $$2H_2S + SO_2 \rightarrow 3S\downarrow + 2H_2O$$

Сульфиды

• Соли сероводородной кислоты. Средние сульфиды ($Na_2S$, $K_2S$) растворимы в воде, сильно гидролизуются, создавая щелочную среду.
• Многие сульфиды цветные и нерастворимы в воде (качественные реакции на катионы металлов): $CuS$ (чёрный), $ZnS$ (белый), $PbS$ (чёрный), $FeS$ (чёрный), $HgS$ (красный).
• Сульфиды металлов средней активности (ZnS, FeS) растворимы в сильных кислотах с выделением $H_2S$.
• Сульфиды малоактивных металлов ($CuS$, $HgS$) не растворяются в неокисляющих кислотах – их обрабатывают $HNO_3$ (окисление).

3. Оксид серы(IV) – сернистый газ ($SO_2$) и сернистая кислота

Получение:

• Сжигание серы: $S + O_2 \xrightarrow{t^\circ} SO_2$
• Обжиг сульфидных руд: $4FeS_2 + 11O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2Fe_2O_3 + 8SO_2$
• В лаборатории: $Cu + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

Химические свойства:

• Кислотный оксид: реагирует с водой, щелочами, основными оксидами: $SO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_3$ (сернистая кислота, существует только в растворе) $$SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$$ $$SO_2 + Na_2O \rightarrow Na_2SO_3$$
• Проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства. Чаще всего – восстановитель (окисляется до $SO_3$ или до сульфат-иона): $2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, t^\circ} 2SO_3$ (основа производства серной кислоты) $5SO_2 + 2KMnO_4 + 2H_2O \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 2H_2SO_4$ (обесцвечивание раствора $KMnO_4$) Окислительные свойства проявляет по отношению к сильным восстановителям, например, сероводороду: $SO_2 + 2H_2S \rightarrow 3S\downarrow + 2H_2O$

Сернистая кислота ($H_2SO_3$) и её соли

• Двухосновная кислота средней силы, неустойчива.
• Соли: сульфиты ($Na_2SO_3$) и гидросульфиты ($NaHSO_3$).
• Сульфиты – сильные восстановители, используются в аналитике.

Качественная реакция на сульфит-ион ($SO_3^{2-}$): Действие сильной кислоты (например, $HCl$) → выделяется $SO_2$ с резким запахом: $Na_2SO_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + SO_2\uparrow + H_2O$.

4. Оксид серы(VI) – серный ангидрид ($SO_3$) и серная кислота

$SO_3$ – бесцветные кристаллы или жидкость (tкип = 45°C). Получают окислением $SO_2$ в присутствии катализатора (контактный способ).

Химические свойства:

• Энергично реагирует с водой: $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$ (с большим выделением тепла).
• Раствор $SO_3$ в $H_2SO_4$ называется олеум.
• Сильный окислитель (например, окисляет фосфор).

Серная кислота ($H_2SO_4$)

Разбавленная и концентрированная $H_2SO_4$ ведут себя по-разному.

Разбавленная $H_2SO_4$ (проявляет свойства кислоты-неокислителя):

• Реагирует с металлами до водорода (стоящими в ряду активности левее водорода): $$Zn + H_2SO_4(\text{разб.}) \rightarrow ZnSO_4 + H_2\uparrow$$
• Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями (с образованием $BaSO_4\downarrow$ – качественная реакция).

Концентрированная $H_2SO_4$ (сильный окислитель за счёт $S^{+6}$):

• Пассивирует железо, алюминий, хром на холоду (хранят в стальных цистернах).
• При нагревании реагирует с большинством металлов (включая Cu, Ag, Hg) без выделения водорода; продукты восстановления серы зависят от активности металла и концентрации:
  • $Cu + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} CuSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$ (обычно $SO_2$)
  • С более активными металлами (Zn, Fe) могут выделяться $S$ или $H_2S$: $$3Zn + 4H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow 3ZnSO_4 + S\downarrow + 4H_2O$$ $$4Zn + 5H_2SO_4(\text{конц.}) \rightarrow 4ZnSO_4 + H_2S\uparrow + 4H_2O$$
• Окисляет неметаллы: $C + 2H_2SO_4 \xrightarrow{t^\circ} CO_2 + 2SO_2 + 2H_2O$

Качественная реакция на сульфат-ион ($SO_4^{2-}$): Образование белого осадка $BaSO_4$, нерастворимого в кислотах и щелочах: $BaCl_2 + H_2SO_4 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2HCl$ (или $Na_2SO_4 + BaCl_2 \rightarrow BaSO_4\downarrow + 2NaCl$).

Тиосульфат натрия ($Na_2S_2O_3$)

Получают кипячением сульфита натрия с серой: $Na_2SO_3 + S \xrightarrow{t^\circ} Na_2S_2O_3$.

• При реакции с кислотами разлагается с выделением серы и $SO_2$: $Na_2S_2O_3 + 2HCl \rightarrow 2NaCl + S\downarrow + SO_2\uparrow + H_2O$ (качественная реакция).
• Восстановитель: используется в фотографии (фиксаж – растворение галогенидов серебра) и для нейтрализации остатков хлора.

5. Вода — свойства и химические реакции

Вода ($H_2O$) — самое распространённое на Земле вещество. Молекула полярна, между молекулами действуют водородные связи, поэтому у воды аномально высокие температуры плавления и кипения, теплоёмкость и теплота парообразования.

Физические свойства:

• Бесцветная, без запаха жидкость (при н. у.).
• Максимальная плотность — 4 °C (≈ 1 г/см³); при замерзании объём увеличивается (лёд плавает).
• $t_\text{пл} = 0\ °\text{C}$, $t_\text{кип} = 100\ °\text{C}$.
• Универсальный растворитель для полярных и ионных веществ.

Химические свойства:

1. Слабый электролит. Чистая вода слабо диссоциирует (автопротолиз):

   $$2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-$$

   Ионное произведение воды: $K_w = [H^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}$ (при 25 °C).
   В чистой воде $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ моль/л — среда нейтральная ($pH = 7$).

2. Реакции с активными металлами (восстановление воды, выделение $H_2$):

   • Щелочные металлы: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2\uparrow$ (бурная реакция).
   • Щелочноземельные: $Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2\uparrow$.
   • Металлы средней активности (Fe, Zn) с водяным паром при нагревании: $$3Fe + 4H_2O \xrightarrow{t^\circ} Fe_3O_4 + 4H_2\uparrow$$

3. Реакции с оксидами (образование кислот и оснований):

   • С кислотными оксидами: $SO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2SO_3$, $SO_3 + H_2O \rightarrow H_2SO_4$, $CO_2 + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3$.
   • С основными оксидами: $CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2$, $Na_2O + H_2O \rightarrow 2NaOH$.

4. Разложение (электролиз) — при электролизе водных растворов, где ионы соли не разряжаются на электродах:

   $$2H_2O \xrightarrow{\text{электролиз}} 2H_2\uparrow + O_2\uparrow$$

Жёсткость воды — содержание растворённых солей $Ca^{2+}$ и $Mg^{2+}$. Временная жёсткость (гидрокарбонаты) устраняется кипячением; постоянная — добавлением $Na_2CO_3$ или ионообменными смолами.

Примеры

1. Взаимодействие серы с концентрированной серной кислотой (сера – восстановитель):

   $$S + 2H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} 3SO_2 + 2H_2O$$

2. Реакция сульфита натрия с перманганатом калия (окисление сульфита в кислой среде):

   $$5Na_2SO_3 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5Na_2SO_4 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 3H_2O$$

   (сульфит-ион окисляется до сульфат-иона, $Mn^{+7}$ восстанавливается до $Mn^{+2}$).

3. Качественная реакция на сульфид-ион $S^{2-}$ (в растворе $Na_2S$): При добавлении раствора $Pb(NO_3)_2$ выпадает чёрный осадок $PbS$:

   $$Na_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS\downarrow + 2NaNO_3$$

4. Действие концентрированной серной кислоты на железо при нагревании (образование $SO_2$ и соли $Fe^{3+}$):

   $$2Fe + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Fe_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$$

5. Реакция натрия с водой: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2\uparrow$ — металл «бегает» по поверхности воды, выделяется водород.

Вопросы для самопроверки

1. Почему сера при сплавлении с щелочами диспропорционирует, а при реакции с кислородом проявляет только восстановительные свойства?
2. Напишите уравнение реакции сероводорода с недостатком кислорода. Какой цвет имеет осадок?
3. Как можно отличить растворы сульфита натрия и сульфата натрия? Напишите уравнения реакций.
4. Почему концентрированную серную кислоту можно перевозить в стальных цистернах, а разбавленную – нет?
5. Запишите уравнение реакции концентрированной $H_2SO_4$ с медью. Укажите окислитель и восстановитель. Почему при этом не выделяется водород?
6. Напишите реакцию тиосульфата натрия с соляной кислотой. Какие признаки реакции наблюдаются?
7. Почему у воды максимальная плотность при 4 °C, а не при 0 °C?
8. Чем объясняется высокая температура кипения воды? Каково ионное произведение воды при 25 °C?
9. Напишите уравнения реакций воды с $CaO$ и с $SO_3$. Какие классы соединений образуются?

Краткий конспект

• Сера проявляет двойственность: с металлами и $H_2$ – окислитель ($S^{-2}$), с кислородом и галогенами – восстановитель ($S^{+4}$, $S^{+6}$). В щелочах диспропорционирует.
• Сероводород ($H_2S$) – слабая кислота и очень сильный восстановитель (окисляется до $S$ или $SO_4^{2-}$). Сульфиды часто нерастворимы и окрашены.
• $SO_2$ и $H_2SO_3$ – типичные восстановители, $SO_2$ также проявляет слабые окислительные свойства (с $H_2S$).
• $H_2SO_4$ конц. – сильный окислитель, восстанавливается до $SO_2$, $S$ или $H_2S$ в зависимости от металла. Пассивирует $Fe$, $Al$, $Cr$.
• Качественные реакции: $S^{2-}$ → $PbS$ (чёрный); $SO_3^{2-}$ → $SO_2$ (запах); $SO_4^{2-}$ → $BaSO_4$ (белый, нерастворим); $S_2O_3^{2-}$ → $S$ (жёлтый) + $SO_2$.
• Вода ($H_2O$): полярная молекула, водородные связи → высокие $t_\text{пл}$, $t_\text{кип}$, max плотность при 4 °C. Слабый электролит: $K_w = 10^{-14}$, $pH$ чистой воды = 7. Реагирует с активными металлами ($H_2$), кислотными и основными оксидами. Электролиз: $2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2$.

Что изучать дальше

• Урок 27 «Неметаллы: азот и его соединения» — важный элемент VA группы, с более разнообразными ОВР.
• Урок 70 «Химическая промышленность. Производство важнейших веществ» — производство серной кислоты контактным способом, роль $V_2O_5$.
• Урок 34 «Генетическая связь между классами неорганических соединений» — где вы будете связывать серу и её соединения в цепочки.