Кислород и сера, их важнейшие соединения

Аллотропия кислорода, строение и свойства серы, оксиды серы, сернистая и серная кислоты, качественная реакция на сульфат-ион

Кислород: строение атома и аллотропия

Кислород — элемент VIA группы 2-го периода, электронная конфигурация атома 1s²2s²2p⁴, на внешнем уровне 6 электронов, до завершения уровня не хватает двух — поэтому в подавляющем большинстве соединений кислород проявляет степень окисления −2. Исключения: пероксиды (степень окисления −1, например H₂O₂), надпероксиды (−1/2) и соединения со фтором, где кислород, встретив более электроотрицательный элемент, проявляет положительную степень окисления (+2 в OF₂).

Кислород образует две аллотропные модификации: обычный дикислород O₂ (то, что мы называем просто «кислород») и озон O₃. Озон — более сильный окислитель, чем O₂, обладает характерным резким запахом, образуется из кислорода под действием электрических разрядов или ультрафиолетового излучения: 3O₂ ⇌(разряд) 2O₃. Озоновый слой атмосферы поглощает жёсткое ультрафиолетовое излучение, защищая живые организмы Земли.

Сера: строение атома и аллотропия

Сера — элемент VIA группы 3-го периода, электронная конфигурация 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Как и кислород, сера чаще всего проявляет степень окисления −2 в соединениях с металлами и водородом, но, в отличие от кислорода, благодаря наличию свободных 3d-орбиталей может проявлять и положительные степени окисления: +4 (SO₂, H₂SO₃) и +6 (SO₃, H₂SO₄) в соединениях с более электроотрицательным кислородом.

Наиболее устойчивая при обычных условиях аллотропная модификация серы — жёлтая кристаллическая ромбическая сера, состоящая из циклических молекул S₈. При нагревании выше 95 °C она переходит в моноклинную серу, а при плавлении и последующем резком охлаждении образуется пластическая сера — аморфная, каучукоподобная модификация с длинными цепочечными молекулами.

Химические свойства серы

Сера проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Как окислитель она реагирует с металлами и водородом, понижая степень окисления до −2:

$F e + S \to F e S$

$H_{2} + S \to H_{2} S$

Как восстановитель сера реагирует с кислородом и другими сильными окислителями, повышая степень окисления:

$S + O_{2} \to {S O}_{2}$

Сероводород H₂S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, его водный раствор — слабая двухосновная сероводородная кислота, соли которой (сульфиды) в большинстве своём нерастворимы в воде и часто ярко окрашены, что используется в качественном анализе на катионы тяжёлых металлов.

Оксид серы(IV) и сернистая кислота

Оксид серы(IV), сернистый газ SO₂, — бесцветный газ с резким удушливым запахом, образуется при горении серы на воздухе (S + O₂ → SO₂) и при обжиге сульфидных руд: 4FeS₂ + 11O₂ →(t) 2Fe₂O₃ + 8SO₂. SO₂ — типичный кислотный оксид, при растворении в воде образует нестойкую сернистую кислоту:

${S O}_{2} + H_{2} O ⇌ H_{2} {S O}_{3}$

Сернистая кислота H₂SO₃ и её соли (сульфиты) проявляют окислительно-восстановительную двойственность, поскольку сера в них имеет промежуточную степень окисления +4: они могут окисляться до сульфатов (более сильными окислителями) либо восстанавливаться до серы или сероводорода (более сильными восстановителями). Именно способность SO₂ окисляться до бесцветных продуктов лежит в основе его отбеливающего действия.

Оксид серы(VI) и серная кислота

Оксид серы(VI) SO₃ получают каталитическим окислением SO₂ кислородом (ключевая стадия промышленного производства серной кислоты, контактный способ):

${2 S O}_{2} + O_{2} ⇌ (t, к а т . V_{2} O_{5}) {2 S O}_{3}$

SO₃ — сильный кислотный оксид, при растворении в воде образует серную кислоту: SO₃ + H₂O → H₂SO₄. В промышленности, однако, SO₃ поглощают не водой, а концентрированной серной кислотой (во избежание образования трудноуловимого тумана), получая олеум, который затем разбавляют водой до нужной концентрации.

Свойства разбавленной серной кислоты

Разбавленная серная кислота проявляет все типичные свойства сильных кислот: реагирует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода (с выделением H₂, степень окисления серы не меняется), с основными и амфотерными оксидами, с основаниями и с солями более слабых кислот:

$Z n + H_{2} {S O}_{4} (р а з б .) \to {Z n S O}_{4} + H_{2} ↑$

$H_{2} {S O}_{4} + 2 N a O H \to {N a}_{2} {S O}_{4} + {2 H}_{2} O$

$H_{2} {S O}_{4} + {N a}_{2} {C O}_{3} \to {N a}_{2} {S O}_{4} + H_{2} O + {C O}_{2} ↑$

Особые окислительные свойства концентрированной серной кислоты

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель за счёт серы в степени окисления +6 (а не за счёт иона H⁺, как в разбавленной кислоте), поэтому она реагирует даже с металлами, стоящими после водорода, а водород при этом не выделяется — вместо него образуются продукты восстановления серы (SO₂, S или H₂S в зависимости от активности металла и условий):

$C u + {2 H}_{2} {S O}_{4} (к о н ц .) \to (t) {C u S O}_{4} + {S O}_{2} ↑ + {2 H}_{2} O$

Холодная концентрированная серная кислота, как и азотная, пассивирует железо, алюминий и хром, поэтому такие кислоты можно перевозить в стальных цистернах. Концентрированная серная кислота — также сильный водоотнимающий агент, обугливающий органические вещества (сахар, бумагу, ткани) за счёт отнятия воды из их состава.

Качественная реакция на сульфат-ион

Сульфат-ион SO₄²⁻ обнаруживают раствором соли бария (обычно BaCl₂): образуется белый мелкокристаллический осадок сульфата бария, нерастворимый ни в воде, ни в сильных кислотах, что отличает эту реакцию от многих других осадков, растворяющихся в кислотах:

${B a C l}_{2} + H_{2} {S O}_{4} \to {B a S O}_{4} ↓ + 2 H C l$

${B a}^{2 +} + {S O}_{4}^{2 -} \to {B a S O}_{4} ↓$

Нерастворимость BaSO₄ в кислотах позволяет надёжно отличить сульфат-ион от, например, карбонат- или сульфит-иона, осадки бариевых солей которых (BaCO₃, BaSO₃) растворяются при добавлении сильной кислоты с выделением газа.

Применение серной кислоты и её солей

Серная кислота — один из важнейших продуктов химической промышленности, применяется в производстве минеральных удобрений, в нефтепереработке, металлургии (травление металлов), в производстве взрывчатых веществ и красителей, в свинцовых аккумуляторах. Сульфаты широко распространены в природе и технике: гипс CaSO₄·2H₂O (строительство, медицина), глауберова соль Na₂SO₄·10H₂O, медный купорос CuSO₄·5H₂O (протравливание семян, борьба с вредителями растений).

Пример 1: расчёт массы осадка сульфата бария

Условие. К раствору, содержащему 9,8 г серной кислоты, добавили избыток раствора хлорида бария. Вычислите массу образовавшегося осадка.

Решение. Находим количество вещества серной кислоты: M(H₂SO₄) = 98 г/моль, n(H₂SO₄) = 9,8/98 = 0,1 моль. Уравнение реакции:

$H_{2} {S O}_{4} + {B a C l}_{2} \to {B a S O}_{4} ↓ + 2 H C l$

По уравнению n(BaSO₄) = n(H₂SO₄) = 0,1 моль (BaCl₂ в избытке). Молярная масса BaSO₄ = 137 + 32 + 64 = 233 г/моль. Масса осадка: m = n·M = 0,1·233 = 23,3 г.

Ответ: 23,3 г сульфата бария.

Пример 2: реакция меди с концентрированной серной кислотой

Условие. Вычислите объём газа (н.у.), выделившегося при взаимодействии меди массой 6,4 г с избытком концентрированной серной кислоты при нагревании.

Решение. Количество вещества меди: n(Cu) = 6,4/64 = 0,1 моль. Уравнение реакции:

$C u + {2 H}_{2} {S O}_{4} (к о н ц .) \to (t) {C u S O}_{4} + {S O}_{2} ↑ + {2 H}_{2} O$

По уравнению n(SO₂) = n(Cu) = 0,1 моль. Объём газа: V(SO₂) = n·Vₘ = 0,1·22,4 = 2,24 л.

Ответ: 2,24 л оксида серы(IV).

Типичные ошибки

Частая ошибка — считать, что концентрированная серная кислота при взаимодействии с металлами, как и разбавленная, выделяет водород; на самом деле окислителем выступает сера (+6), а не ион H⁺, поэтому продукт восстановления — SO₂ (или S, H₂S), а не H₂. Также нередко путают продукты реакции меди с концентрированной и разбавленной кислотой — медь вообще не реагирует с разбавленной серной кислотой, так как стоит в ряду активности после водорода. Ещё одна ошибка — забывать проверять растворимость осадка сульфата бария в кислотах при написании качественной реакции: именно нерастворимость BaSO₄ в HCl и HNO₃ отличает эту реакцию от аналогичных реакций на карбонат- и сульфит-ионы.

Краткий словарь терминов

Озон — аллотропная модификация кислорода O₃, более сильный окислитель, чем O₂, образующий защитный озоновый слой атмосферы.

Контактный способ — промышленный способ получения серной кислоты через каталитическое окисление SO₂ до SO₃ с последующим поглощением концентрированной серной кислотой.

Олеум — раствор оксида серы(VI) в концентрированной серной кислоте, промежуточный продукт производства H₂SO₄.

Пассивация — образование защитной оксидной плёнки на металле (например, железе) при действии холодной концентрированной серной или азотной кислоты.

Качественная реакция на сульфат-ион — образование белого осадка BaSO₄, нерастворимого в кислотах, при действии солей бария.

Заключение

Кислород и сера — соседи по VIA группе, оба проявляют степень окисления −2 в большинстве соединений, но сера, в отличие от кислорода, способна проявлять и высокие положительные степени окисления благодаря доступным d-орбиталям, что определяет богатую химию её кислородных соединений — от сернистого газа до серной кислоты, важнейшего продукта химической промышленности. Ключевое отличие концентрированной серной кислоты от разбавленной — окислитель в ней сама сера, а не водород, что меняет и набор продуктов реакции с металлами. В следующей теме мы рассмотрим азот и фосфор — элементы VA группы.