Сера и её соединения. Серная,
сероводородная, сернистая кислоты

Опорный конспект № 8.5 Сера и её соединения. Сероводород. Оксиды серы. Серная, сероводородная, сернистая кислоты.
Проверяемый элемент содержания: ОГЭ 4.2. Физические и химические свойства простых веществ-неметаллов: серы. ОГЭ 4.4. Физические и химические свойства водородных соединений неметаллов: сероводорода. ОГЭ 4.5. Физические и химические свойства оксидов неметаллов: серы (IV, VI). ОГЭ 4.8. Химические свойства кислот: серной, сероводородной, сернистой.
Вернуться к Списку конспектов

Характеристика элемента серы

💡 Сера известна человечеству с древнейших времён. Её использовали для отбеливания тканей, в медицине, для изготовления пороха. Сегодня сера — важнейшее сырьё для производства серной кислоты.
📌 Сера S — элемент № 16, 3-го периода, VIA группы.
Электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

На внешнем слое у серы 6 электронов. До завершения слоя не хватает 2 электронов, поэтому сера может проявлять степени окисления –2, 0, +4, +6.

⚠️ Основные степени окисления серы:

• –2 — в сероводороде H₂S и сульфидах (FeS, Na₂S)
• 0 — в простых веществах (ромбическая, пластическая сера)
• +4 — в SO₂, H₂SO₃, сульфитах
• +6 — в SO₃, H₂SO₄, сульфатах

Интересный факт: сера входит в состав многих белков (в цистеине, метионине) и играет важную роль в организме человека.

---

Сера — простое вещество

📌 Сера образует несколько аллотропных модификаций:

• Ромбическая (жёлтые кристаллы, устойчивая форма)
• Моноклинная (игольчатые кристаллы, устойчива выше 96 °С)
• Пластическая (резиноподобная масса, образуется при быстром охлаждении расплава)

Физические свойства:

• Твёрдое вещество жёлтого цвета
• Не растворима в воде
• Плотность 2,07 г/см³
• Температура плавления 113 °С (легкоплавкая)

💡 Сера — хрупкое вещество. При нагревании она плавится, превращаясь в жёлтую жидкость, а затем темнеет и становится вязкой.

---

Химические свойства серы

📌 Сера проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

1. Сера — окислитель

📌 В реакциях с металлами и водородом сера выступает как окислитель (с.о. S понижается до –2):

• С металлами → сульфиды:
  Fe + S → FeS
  2Na + S → Na₂S
  Cu + S → Cu₂S (сульфид меди(I))

• С водородом → сероводород: H₂ + S → H₂S

⚠️ Сера реагирует с ртутью Hg даже при комнатной температуре. Поэтому пролитую ртуть «засыпают» серой.

2. Сера — восстановитель

📌 В реакциях с кислородом, галогенами и другими сильными окислителями сера выступает как восстановитель (с.о. S повышается до +4 или +6):

• С кислородом — сгорает голубым пламенем:
  S + O₂ → SO₂ (степень окисления +4)
  2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (при нагревании, катализатор — +6)

• С хлором: S + Cl₂ → SCl₂

• С концентрированной серной и азотной кислотами:
  S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂↑ + 2H₂O
  S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

3. Окислительно-восстановительная двойственность

⚠️ Сера в степени окисления +4 (SO₂, H₂SO₃) может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

• Как восстановитель: с сильными окислителями:
  2SO₂ + O₂ → 2SO₃

• Как окислитель: с сильными восстановителями:
  SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

---

Сероводород H₂S и сульфиды

📌 Сероводород H₂S — газ с запахом «гнилых яиц», ядовит.

Получение: FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства H₂S:

1. Горение на воздухе:
   2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O (при избытке O₂)
   2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O (при недостатке O₂)

2. Восстановительные свойства: H₂S легко окисляется до S или SO₂.
   2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

3. Сероводородная кислота (раствор H₂S в воде):
   H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻
   HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻

4. Реакция со щелочами (образование солей):
   H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O (средняя соль — сульфид)
   H₂S + NaOH → NaHS + H₂O (кислая соль — гидросульфид)

📌 Сульфиды — соли сероводородной кислоты:

• Растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония.
• Сульфиды многих металлов имеют характерную окраску: PbS — чёрный, CuS — чёрный, CdS — жёлтый.
• Качественная реакция на H₂S и S²⁻: Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ (чёрный осадок).

---

Оксиды серы: SO₂ и SO₃

Сернистый газ (SO₂)

📌 Физические свойства: газ с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.
Получение:
S + O₂ → SO₂
4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ (обжиг пирита)

Химические свойства:

1. Кислотный оксид — реагирует с водой:
   SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃ (сернистая кислота)

2. Реагирует со щелочами:
   SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (сульфит натрия)

3. Окислительно-восстановительная двойственность: может быть и окислителем, и восстановителем.

Серный ангидрид (SO₃)

📌 Физические свойства: летучая жидкость (или твёрдое вещество), дымит на воздухе.

Получение: окисление SO₂:
2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (катализатор V₂O₅, 450 °С)

Химические свойства:

1. Сильный кислотный оксид — реагирует с водой:
   SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2. Реагирует со щелочами:
   SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

3. Сильный окислитель: (особенно в смеси с серной кислотой — олеум).

---

 

Физические и химические свойства сероводорода

📌 Сероводород H₂S — это газ, который часто встречается в природе (вулканические газы, болотные газы, попутные газы нефти). Он образуется при гниении белков и имеет характерный запах «гнилых яиц». Однако в больших концентрациях этот запах перестаёт ощущаться — сероводород парализует обонятельные рецепторы.

Физические свойства сероводорода

Свойство	Характеристика
Агрегатное состояние (н.у.)	Газ
Цвет	Без цвета
Запах	Резкий, неприятный («гнилых яиц»)
Плотность	Тяжелее воздуха (ρ = 1,52 г/л)
Растворимость в воде	Умеренная (в 1 л воды при н.у. растворяется 2,5 л H₂S)
Температура кипения	–60,3 °С
Токсичность	⚠️ Сильный яд! Поражает нервную систему, дыхательный центр. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе — 10 мг/м³.

💡 Интересный факт: сероводород в малых концентрациях обладает лечебным действием (сероводородные ванны в курортных зонах). Однако в больших концентрациях он смертельно опасен — вызывает паралич дыхания. При отравлении сероводородом запах «гнилых яиц» перестаёт ощущаться, что делает его ещё более опасным.

Химические свойства сероводорода

📌 Сероводород проявляет восстановительные свойства и свойства слабой кислоты.

1. Восстановительные свойства

📌 Сероводород — сильный восстановитель. Сера в сероводороде находится в низшей степени окисления –2, поэтому она может только отдавать электроны, повышая свою степень окисления до 0, +4 или +6.

• Горение на воздухе:
  2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O (при избытке кислорода)
  2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O (при недостатке кислорода)

💡 При недостатке кислорода сера выделяется в виде жёлтого налёта на холодных предметах.

• С сильными окислителями (KMnO₄, Cl₂, Br₂, HNO₃, SO₂):
  H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓ (хлор окисляет сероводород до серы)
  2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O (сероводород восстанавливает SO₂ до серы)
  3H₂S + 2HNO₃(разб.) → 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O

• С солями металлов (окислителями):
  2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl

2. Кислотные свойства — Сероводородная кислота H₂S

📌 Водный раствор сероводорода — сероводородная кислота — слабая двухосновная кислота. Диссоциирует ступенчато:
H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻ (1-я ступень, преимущественно)
HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻ (2-я ступень, в очень малой степени)

📌 Сероводородная кислота изменяет цвет индикаторов: лакмус → красный (в растворе есть ионы H⁺).

📌 Реагирует со щелочами, образуя два ряда солей:

• Средние соли (сульфиды) — при избытке щёлочи:
  H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O

• Кислые соли (гидросульфиды) — при недостатке щёлочи:
  H₂S + NaOH → NaHS + H₂O

📌 Реагирует с основными оксидами (образуются сульфиды и вода):
H₂S + ZnO → ZnS + H₂O

📌 Реагирует с солями (взаимодействие с растворимыми солями металлов, сульфиды которых нерастворимы):
H₂S + CuSO₄ → CuS↓ + H₂SO₄

⚠️ Качественная реакция на H₂S и сульфид-ион S²⁻:
Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ (чёрный осадок)
Cu²⁺ + S²⁻ → CuS↓ (чёрный осадок)

💡 Это одна из самых чувствительных качественных реакций. Чёрный осадок сульфида свинца или меди появляется даже при очень малых концентрациях.

---

Серная кислота H₂SO₄

📌 Физические свойства: бесцветная маслянистая жидкость, тяжелее воды, нелетучая, сильная кислота.
⚠️ Важно: при разбавлении водой выделяется много тепла. Лить кислоту в воду (не наоборот!).
Графическая формула:

Химические свойства серной кислоты

📌 1. Как сильная кислота (разбавленная H₂SO₄):

• С металлами (до H₂):
  Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑

• С основными оксидами:
  CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

• С основаниями:
  2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O

• С солями (вытесняет слабые и летучие кислоты):
  Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O

📌 2. Как сильный окислитель (концентрированная H₂SO₄):

• С металлами (стоит и до, и после H₂) — водород не выделяется:
  Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

• С неметаллами:
  C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

• Дегидратация (отнимает воду от органических веществ):
  C₁₂H₂₂O₁₁ → 12C + 11H₂O (сахар обугливается)

💡 Этот опыт — классический: в концентрированную серную кислоту добавляют сахар, и он превращается в чёрную пористую массу (уголь).

Сульфаты — соли серной кислоты

📌 Серная кислота образует два ряда солей:

• Сульфаты (средние соли): Na₂SO₄, CuSO₄, FeSO₄
• Гидросульфаты (кислые соли): NaHSO₄

⚠️ Качественная реакция на сульфат-ион: с ионами бария Ba²⁺ выпадает белый осадок BaSO₄:
Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl

💡 BaSO₄ — нерастворим даже в кислотах, это очень важная качественная реакция.

Получение серной кислоты

📌 Промышленный способ:

1. Обжиг пирита: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
2. Окисление SO₂ до SO₃: 2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (катализатор V₂O₅)
3. Поглощение SO₃ водой: SO₃ + H₂O → H₂SO₄

⚠️ В промышленности SO₃ поглощают концентрированной H₂SO₄, образуя олеум (раствор SO₃ в H₂SO₄).

---

Сернистая кислота H₂SO₃

📌 Сернистая кислота образуется при растворении оксида серы(IV) (сернистого газа SO₂) в воде:
SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃

📌 В водном растворе существует только в виде слабой кислоты — H₂SO₃ не выделена в свободном состоянии.

Физические свойства

• Существует только в водных растворах
• Раствор имеет запах SO₂ (резкий, удушливый)
• Слабая, двухосновная кислота

Химические свойства сернистой кислоты

📌 1. Кислотные свойства (как слабая двухосновная кислота):

Диссоциация (ступенчатая):
H₂SO₃ ⇄ H⁺ + HSO₃⁻ (1-я ступень)
HSO₃⁻ ⇄ H⁺ + SO₃²⁻ (2-я ступень)

Реагирует со щелочами (образует два ряда солей):
H₂SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₃ + 2H₂O (сульфит натрия)
H₂SO₃ + NaOH → NaHSO₃ + H₂O (гидросульфит натрия)

Реагирует с основными оксидами:
H₂SO₃ + CaO → CaSO₃ + H₂O

Реагирует с активными металлами (до H₂):
Mg + H₂SO₃ → MgSO₃ + H₂↑

📌 2. Окислительно-восстановительная двойственность (сера в степени окисления +4):

• Как восстановитель (с сильными окислителями):
  H₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2HCl
  2KMnO₄ + 5H₂SO₃ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄ + 3H₂O

• Как окислитель (с сильными восстановителями):
  H₂SO₃ + 2H₂S → 3S↓ + 3H₂O

⚠️ Важно! Сернистая кислота и её соли — сульфиты — используются как отбеливатели (для шерсти, соломы, бумаги) благодаря своим восстановительным свойствам. Однако в последнее время их применение ограничено из-за токсичности и аллергенности.

---

Сравнительная таблица кислот серы

Признак	Сероводородная H₂S	Сернистая H₂SO₃	Серная H₂SO₄
Степень окисления S	–2	+4	+6
Сила кислоты	Слабая	Слабая	Сильная
Основность	Двухосновная	Двухосновная	Двухосновная
Соли	Сульфиды (S²⁻) и гидросульфиды (HS⁻)	Сульфиты (SO₃²⁻) и гидросульфиты (HSO₃⁻)	Сульфаты (SO₄²⁻) и гидросульфаты (HSO₄⁻)
Летучесть	Летучая (газ)	Не выделена в свободном виде	Нелетучая
Окислительно-восстановительные свойства	Только восстановитель	Двойственность (+4 — промежуточная)	Окислитель (конц.), кислота (разб.)

 

---

Практическое задание

📌 Задание 1. Напишите уравнения реакций, подтверждающих свойства серы:

1. Fe + S →
2. Na + S →
3. H₂ + S →
4. S + O₂ →
5. S + H₂SO₄(конц.) →

📌 Задание 2. Напишите уравнения реакций получения и свойств сероводорода:

1. Получение H₂S из FeS
2. Горение H₂S в избытке O₂
3. Взаимодействие H₂S с NaOH (средняя соль)

📌 Задание 3. Как распознать сульфат-ион? Напишите уравнение реакции.

📌 Задание 4. Напишите уравнение реакции получения серной кислоты в промышленности (все три стадии).

⚡️ Проверьте себя:

• Задание 1: 1) Fe + S → FeS; 2) 2Na + S → Na₂S; 3) H₂ + S → H₂S; 4) S + O₂ → SO₂; 5) S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂ + 2H₂O.
• Задание 2: 1) FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑; 2) 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O; 3) H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O.
• Задание 3: Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl (белый осадок).

---

Памятка

• ✅ Сера (S) — жёлтое твёрдое вещество, легкоплавкая.
• ✅ С.о.: –2 (H₂S, сульфиды), 0 (S), +4 (SO₂, H₂SO₃, сульфиты), +6 (SO₃, H₂SO₄, сульфаты).
• ✅ Окислитель: с металлами и H₂ → сульфиды.
• ✅ Восстановитель: с O₂ → SO₂, с галогенами.
• ✅ Сероводород H₂S — газ с запахом гнилых яиц, восстановитель.
• ✅ SO₂ — кислотный оксид, проявляет окислительно-восстановительную двойственность.
• ✅ H₂SO₄ — сильная кислота, при концентрации — сильный окислитель.
• ✅ Качественная реакция на сульфат-ион: Ba²⁺ → BaSO₄↓ (белый).

 

---

Вы смотрели конспект урока химии по теме «Сера и её соединения». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии