ЕГЭ. Правила составления окислительно-восстановительных реакций (сера)

2. Химические свойства соединений серы с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки ЕГЭ, но также являются полезными.

 

Правило 2.1. Соединения S⁺⁴ преимущественно проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с большинством окислителей, т.е. довольно легко окисляются до S⁺⁶ :

С такими окислителями как кислород, пероксид водорода и оксиды азота:

2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (t, kt = V₂O₅)

SO₂ + H₂O₂ → H₂SO₄

 

С солями Fe⁺³ и Cu⁺²:

SO₂ + 2FeCl₃ + 2H₂O → 2FeCl₂ + H₂SO₄ + 2HCl

SO₂ + 2CuCl₂ + 2H₂O → 2CuCl + H₂SO₄+ 2HCl

 

С растворами галогенов (кроме F₂):

SO₂ + Cl₂ + H₂O → H

2SO₄ + 2HCl

SO₂ + Br₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + I₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2HI

 

С раствором перманганата калия в различных средах:

5SO₂ + 2KMnO₄ +2H₂O → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

SO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH → 2K₂MnO₄ +K₂SO₄ + 2H₂O

 

Примеры реакций окисления сульфита натрия до сульфата различными окислителями:

Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl

Na₂SO₃ + H₂O₂ → Na₂SO₄ + H₂O

Na₂SO₃ + H₂SO₄(к) → Na₂SO₄

+ SO₂ + H₂O

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 2Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH → Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂O → 3Na₂SO₄ + 2Cr(OH)₃ + 2KOH

 

Только очень сильными восстановителями S⁺⁴

восстанавливается до S⁰:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

SO₂ + 2C → S + 2CO₂

SO₂ + 4HI → S + 2I₂ + 2H₂O

SO₂ + 2CO → S + 2CO₂ (Al₂O₃, 500°C)

 

Серная кислота (конц.)

Правило 2.2.

• При взаимодействии H₂SO₄(к) со слабыми восстановителями (неметаллами: S, P, C, средне- и малоактивными металлами: Fe, Cu, Ag, сложными веществами: H₂S, сульфидами металлов, солями Fe²⁺ и т.д.) образуются SO₂ и H₂O.
• При взаимодействии H₂SO₄(к) с сильными восстановителями (активными металлами: Li-Zn, некоторыми сложными веществами: HI, KI) образуются H₂S или S.

 

4Zn + 5H₂SO₄

(конц.) → 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O (возможно образование SO₂ и S, так как Zn — хороший восстановитель)

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O (только при нагревании)

Al, Cr, Fe пассивируются холодной концентрированной серной кислотой (т.е. покрываются оксидной пленкой, препятствующей дальнейшей реакции). Реакции идут только при нагревании.

 

C + H₂SO₄(конц.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O (t)

S + H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O (t)

2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O (t)

 

Из галогеноводородов концентрированная серная кислота может окислить только ионы Br

– и I^– :

HF + H₂SO₄(конц.) → реакция не идет

HCl + H₂SO₄(конц.) → реакция не идет

 

2HBr + H₂SO₄(конц.) → Br₂ + SO₂ + 2H₂O

8HI + H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S + 4H₂O

 

2CuI + 4H₂SO₄(конц.) → 2CuSO₄ + I₂ + 2SO₂ + 4H₂O

2CrCl₂ + 4H₂SO₄(конц.) → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + 4HCl + 2H₂O

 

Соли меди восстанавливают кислоту до SO₂, тогда как соли активных металлов до H₂S:

2CuI + 4H₂SO₄(конц.) → 2CuSO₄ + I₂ + 2SO₂

+ 4H₂O

8KI + 5H₂SO₄(конц.) → 4K₂SO₄ + 4I₂ + H₂S + 4H₂O

 

Примеры реакций с солями (окисляем анион):

4H₂SO₄(конц., гор.) + CuS → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

 

Примеры реакций с солями (окисляем катион):

2H₂SO₄(к) + 2FeSO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 2H₂O

4H₂SO₄ + 2CrCl₂ → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + 4HCl + 2H₂O

 

Правило 2.3. Окисление соединений S^–2 до S⁺⁶ происходит под действием следующих окислителей: H₂O₂, Cl₂(водн.), HNO₃(конц.)

:

H₂S + Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

 

H₂S + 8HNO₃(конц.) →  H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O (образование S будет считаться ошибкой!)

CuS + 8HNO₃(конц., гор.) → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Na₂S + 8HNO₃(конц, гор.) → Na₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

 

С H₂SO₄(к) при нагревании сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO₂, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O (t)

H₂S + 3H₂SO₄(конц.) → 4SO₂ + 4H₂O (t)

CuS

оксид серы(IV) и три типа реакций

Оксид серы(IV) обладает кислотными свойствами, которые проявляются в реакциях с веществами, проявляющими основные свойства. Кислотные свойства проявляются при взаимодействии с водой. При этом образуется раствор сернистой кислоты:

SO2 + h3O=h3SO3

Степень окисления серы в сернистом газе (+4) обусловливает восстановительные и окислительные свойства сернистого газа:

вос-тель: S+4 – 2e => S+6

ок-тель: S+4 + 4e => S0

Восстановительные свойства проявляются в реакциях с сильными окислителями: кислородом, галогенами, азотной кислотой, перманганатом калия и другими. Например:

2SO2 + O2 = 2SO3

S+4 – 2e => S+6             2

O20 + 4e => 2O-2          1

С сильными восстановителями газ проявляет окислительные свойств. Например, если смешать сернистый газ и сероводород, то они взаимодействуют при обычных условиях:

2h3S + SO2 = 3S + 2h3O

S-2 – 2e => S0                                      2

S+4 + 4e => S0                                     1

Сернистая кислота существует только в растворе. Она неустойчива и разлагается на сернистый газ и воду. Сернистая кислота не относится к сильным кислотам. Она является кислотой средней силы и диссоциирует ступенчато. При добавлении к сернистой кислоте щёлочи образуются соли. Сернистая кислота даёт два ряда солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты.

Оксид серы(VI)

Триоксид серы проявляется кислотные свойства. Он бурно реагирует с водой, при этом выделяется большое количество теплоты. Эту реакцию используют для получения важнейшего продукта химической промышленности – серной кислоты.

SO3 + h3O = h3SO4

Поскольку сера в триоксиде серы имеет высшую степень окисления, то оксид серы(VI) проявляет окислительные свойства. Например, он окисляет галогениды, неметаллы с низкой электроотрицательностью:

2SO3 + C = 2SO2 + CO2

S+6 + 2e => S+4              2

C0 – 4e => C+4               2

Серная кислота вступает в реакции трёх типов: кислотно-основные, ионообменные, окислительно-восстановительные. Так же активно она взаимодействует с органическими веществами.

Кислотно-основные реакции

Серная кислота проявляет кислотные свойства в реакциях с основаниями и основными оксидами. Эти реакции лучше проводить с разбавленной серной кислотой. Поскольку серная кислота является двухосновной, то она может образовывать как средние соли (сульфаты), так и кислые (гидросульфаты).

Ионообменные реакции

Для серной кислоты характерны ионообменные реакции. При этом она взаимодействует с растворами солей, образуя осадок, слабую кислоту либо выделяя газ. Эти реакции осуществляются с большей скоростью, если брать 45%-ную или ещё более разбавленную серную кислоту. Выделение газа происходит в реакциях с солями неустойчивых кислот, распадающихся с образованием газов (угольной, сернистой, сероводородной) либо с образованием летучих кислот, таких как соляная.

Окислительно-восстановительные реакции

Наиболее ярко серная кислота проявляет свои свойства в окислительно-восстановительных реакциях, так как в её составе сера имеет высшую степень окисления +6. Окислительные свойства серной кислоты можно обнаружить в реакции, например, с медью.

В молекуле серной кислоты два элемента-окислителя: атом серы с С.О. +6 и ионы водорода H+. Медь не может быть окислена водородом в степени окисления +1, но сера может. Это является причиной окисления серной кислотой такого неактивного металла, как медь.

В разбавленных растворах серной кислоты окислителем является преимущественно ион водорода H+. В концентрированных растворах, особенно в горячих, преобладают окислительные свойства серы в степени окисления +6.

Нужна помощь в учебе?

Предыдущая тема: Химические свойства кислорода и серы: реакции с металлами и неметаллами
Следующая тема:&nbsp&nbsp&nbspСвойства сложных веществ с содержанием азота: оксиды азота

Все неприличные комментарии будут удаляться.

Объясните, в каких случаях сера может проявлять свойства

Cера проявляет свойства окислителя с менее электроотрицательными элементами, например, при взаимодействии с цинком и водородом.

Zn + S ⟶ ZnS
S0 + 2ē ⟶ S-2	1	окислитель (восстановление)
Zn0 — 2ē ⟶ Zn+2	1	восстановитель (окисление)

H2 + S ⟶ H2S
S0 + 2ē ⟶ S-2	1	окислитель (восстановление)
H20 — 2ē ⟶ 2H+	1	восстановитель (окисление)

Cера проявляет свойства восстановителя с более электроотрицательными элементами, например, при взаимодействии с кислородом и фтором.

S + O2 ⟶ SO2
O20 + 4ē ⟶ 2O-2	1	окислитель (восстановление)
S0 — 4ē ⟶ S+4	1	восстановитель (окисление)

S + 3F2 ⟶ SF6
F20 + 2ē ⟶ 2F—	3	окислитель (восстановление)
S0 — 6ē ⟶ S+6	1	восстановитель (окисление)

gomolog.ru1https://gomolog.ru/reshebniki/9-klass/rudzitis-i-feldman-2019/18/zadanie-1.html

Характерные химические свойства кислорода и серы.

Химические свойства кислорода

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества. Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O₂ и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O₃.

Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O₂, прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств. Действительно, список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию. Чаще всего сильный нагрев требуется в самом начале реакции (поджиг) после чего многие реакции идут далее уже самостоятельно без подвода тепла извне.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 ^oC и является обратимой:

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

а калий – надпероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N2. Например:

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

Химические свойства озона:

Озон является более сильным окислителем, чем кислород. Обусловлено это тем, что одна из кислород-кислородных связей в молекуле озона легко рвется и в результате образуется чрезвычайно активный атомарный кислород. Озон в отличие от кислорода не требует для проявления своих высоких окислительных свойств нагревания. Он проявляет свою активность при обычной и даже низкой температурах:

PbS + 4O₃ = PbSO₄ + 4O₂

Как было сказано выше, серебро с кислородом не реагирует, однако, реагирует с озоном:

2Ag + O₃ = Ag₂O + O₂

Качественной реакцией на наличие озона является то, что при пропускании исследуемого газа через раствор иодида калия наблюдается образование йода:

2KI + O₃ + H₂O = I₂↓ + O₂ + 2KOH

Химические свойства серы

Сера как химический элемент может существовать в нескольких аллотропных модификациях. Различают ромбическую, моноклинную и пластическую серу. Моноклинная сера может быть получена при медленном охлаждении расплава ромбической серы , а пластическая напротив получается при резком охлаждении расплава серы, предварительно доведенного до кипения. Пластическая сера обладает редким для неорганических веществ свойством эластичности – она способна обратимо растягиваться под действием внешнего усилия, возвращаясь в исходную форму при прекращении этого воздействия. Наиболее устойчива в обычных условиях ромбическая сера и все иные аллотропные модификации со временем переходят в нее.

Молекулы ромбической серы состоят из восьми атомов, т.е. ее формулу можно записать как S₈. Однако, поскольку химические свойства всех модификаций достаточно схожи, чтобы не затруднять запись уравнений реакций любую серу обозначают просто символом S.

Сера может взаимодействовать и с простыми и со сложными веществами. В химических реакциях проявлет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, а также неметаллами, образованными атомами менее электроотрицательного элемента (водород, углерод, фосфор):

Как восстановитель сера выступает при взаимодействии с неметаллами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены), а также сложными веществами с ярко выраженной окислительной функцией, например, серной и азотной концентрированной кислотами:

Также сера взаимодействует при кипячении с концентрированными водными растворами щелочей. Взаимодействие протекает по типу диспропорционирования, т.е. сера одновременно и понижает, и повышает свою степень окисления:

когда сера является окислителем, когда окислителем и восстановителем, когда восстановителем

Восстановителем когда реагирует с веществом правее и выше себя по таблице, кислород, фтор, хлор. Окислитель — когда с вещством левее и ниже свое положения — все металлы, водород. Этот ответ немного примитивен, но нагляден

Вроде бы, если в реакции сера отдаёт электроны, то востановитель, а если заберае, то окислитель

Сера обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами: S + Na = Na2S 2S + C(графит) = CS2 а как восстановитель — с фтором, кислородом и кислотами: S + 3F2 = SF6 S + 2h3SO4(конц. ) = 2SO2↑ + 2h3O S + 6HNO3(конц. ) = h3SO4 + 6NO2↑ + 2h3O Подвергается дисмутации в растворах щелочей: 3S + 6KOH(конц. ) = 2K2S−II + K2SIVO3 + 3h3O