Сульфид-ион характеризуется сильными восстановительными свойствам

_{-2 +7}

3Na₂S +2KMnO₄+4H₂O=3S⁰+2Mn⁺⁴O₂+2KOH+2NaOH

2 MnO^-₄+3e+2H₂O=MnO₂+4OH^-

3 _ S^2- -2е=S__________________________

2MnO^-₄+4H₂O+3S^{2 -}=2MnO₂+8OH^-+3S.

Способность серы к образованию гомоцепей проявляется в полисульфидах водорода или сульфанах H₂Sn где n= 2- 23, которые образуются при взаимодей-ствии серы с сульфидом активного металла:

Na₂S+2S Na₂S₃

Ион S^2-₃ имеет строение

 

Степень окисления +2 для серы не характерна; соединения малочисленны и большого практического значения не имеют.

Степень окисления +4

Степень окисления +4 сера проявляет в соединениях с более электроотри-цательными элементами: кислородом в оксиде серы IV- S0₂, сульфит- S0₃^2- и гидросульфит HSO₃^- -ионах, а также в тетрагалогенидах например, SF₄ и оксогалогенидах – SOCl₂.

Важнейшим из соединений серы (IV) является оксид SO₂.

Его получают в промышленности:

1) сжиганием свободной серы S

S+O₂ SO₂;

2) обжигом пирита FeS (персульфид железа).

4 FeS₂ + 11O₂ = 2 Fe₂O₃ + 8SO₂

11 O₂ +4e = 2O^-2

4 FeS₂ -11e = Fe³⁺ + 2S⁺⁴

Большое количество SO ₂ выделяется при горении топлива, при производстве чугуна и стали, поэтому улавливание SО₂ является важнейшей природоохранной задачей.

В лабораторных условиях оксид серы (II) получают:

1)при взаимодействии неактивных металлов с концентрированной H₂SO₄:

Cu+2H₂SO_{4 КОНЦ} =CuSO₄+2H₂O+SO₂;

2) при взаимодействии сульфитов с разбавленными кислотами:

Na₂SO₃+2HCl=2NaCl+H₂O+SO₂;

3) при действии концентрированной H₂SO₄ на уголь, серу:

C+2H₂SO_{4 КОНЦ} =CO₂+2SO₂+2H₂O.

Оксид серы (IV) применяется для обесцвечивания органических красящих веществ при отбеливании тканей, бумаги, кож, для дезинфекции помещений. Дезинфици-рующие свойства SО₂ основаны на его способности убивать микроорганизмы. В связи с этим его применяют для окуривания винных и пивных бочек, складов, под-валов, тары и т.д.

SO₂ − бесцветный газ, обладающий сильным удушающим действием, легко сжижается, имеет т. пл. - 75 °С; т. кип. - 10 °С. Угол связи в молекуле SO₂ составляет 119,5 °, поэтому показать строение молекулы можно следующим образом:

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде, при этом образуется сернистая кислота, которая существует только в растворе:

SO₂+H₂O H₂SO₃; H₂SO₃ H⁺+HSO₃^-; HSO₃^- H⁺+SO₃^2-

Константы ионизации при 20 °С по I ступени - 2.10 ^–2, по II ступени - 6.10^-8. Сернистая кислота образует два ряда солей: средние – сульфиты и кислые – гидросульфиты.

Сульфиты, представляют собой бесцветные вещества, мало растворимы в воде (за исключением сульфитов щелочных металлов). Растворимые в воде сульфиты подвергаются гидролизу:

Na₂SO₃+HO NaHSO₃+NaOH рH>7.

В окислительно-восстановительных реакциях соединения серы (1У) могут проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства, способны к реакциям диспропорционирования:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O 2 MnO₄¯+5e + 8Н⁺ → Mn²⁺ +4H₂O

5 SO₃^2- – 2ē + Н₂О → SO₄ ^2- + 2Н⁺

2 MnO₄¯+16Н⁺ +5 SO₃^2- + 5Н₂О → Mn²⁺ +8H₂O + SO₄ ^2- + 10Н⁺

 

Na₂SO₃ + Na₂S + H₂SO₄ → 2 S + 5Na₂SO₄ + 3H₂O

1 SO₃^2-+4e+6H⁺= S⁰+3H₂O

2 S ^2- -2e = S⁰

4SO₃^2- +6 H⁺ + 2S^2- = S⁰+3H₂O+ 2S⁰

 

4 Na₂SO₃= Na₂S +3Na₂SO₄

 

Степень окисления +6

Высшую степень окисления сера проявляет в оксиде серы(VI), гекса-фториде серы, в оксогалогенидах, серной кислоте и ее производных. Оксид серы (VI) - летучая жидкость с т. кип.44,8⁰С. Известно несколько кристаллических форм SO₃. Находящиеся в газовой фазе молекулы SO₃ неполярны, имеют вид равностороннего треугольника, угол связи равен 120⁰.

При нагревании SO₃ разлагается

2SO₃ 2SO₂+O₂.

С водой реагирует, выделяя большое количество тепла:

SO₃+H₂O=H₂SO₄+Q.

При взаимодействии с HCl образуется хлорсульфоновая кислота, которая легко гидролизуется:

HSO₃Cl+H₂O=H₂SO₄+HCl.

SOз - сильный окислитель:

2KJ+SO₃=J⁰₂+K₂SO₃.

Важнейшим соединением шестивалентной серы является серная кислота. Химически чистая H₂SO₄ - маслянистая, бесцветная жидкость, замерзавшая при 10,4 °С.

В промышленных условиях серную кислоту получают контактным и нитрозным методами. При контактном способе оксид серы (IV) при нагревании в присутствии катализатора V₂O₅, Рt окисляют кислородом воздуха до оксида серы (VI), а затем его направляют в поглотительные башни, где SO₃ растворяется в серной кислоте, образуя олеум.

75-процентную кислоту получают нитрозным способом по уравнению:

NO₂+SO₂+H₂O=H₂SO₄+NO.

Выделившийся NО окисляется в оздухом до NО₂ и снова используется в

производстве. Работа с концентрированной H₂SO₄ требует большой осторожнос-ти, так как попадание кислоты на кожу вызывает болезненные ожоги.

H₂SO₄ - это сильная двухосновная кислота, образующая два ряда солей – гидросульфаты и сульфаты. Разбавленная H₂SO₄ проявляет все типичные свойства кислот – неокислителей.

Концентрированная H₂SO₄ является очень сильным окислителем, при нагревании она растворяет почти все металлы (кроме драгоценных), сама же восстанавливается до SО₂, S и H₂S в зависимости от активности металла (следует помнить, что в данном случае окислителем является оксид серы (У1).

С малоактивными металлами:

 

2H₂SO_{4 конц+}Cu⁰=CuSO₄+S0₂+2H₂O

1 SO₄^2-+ 2e+ 4H⁺= SO₂ + 2H₂O

2 Cu - 2e = Cu ²⁺

SO₄^2- + 2 Cu + 4H⁺= SO₂ + 2H₂O + Cu ²⁺.

С металлами средней активности:

4H₂SO_4конц+3Zn⁰=3ZnSO₄+S+4H₂O

1 SO₄^2-+ 6e + 8 H⁺= S + 4H₂O

3 Zn - 2e = Zn ²⁺

SO₄^2- + 3 Zn + 4H⁺= S + 4H₂O + 3 Zn ²⁺.

 

С очень активными металлами:

5H₂SO_4конц+4Mg=4MgSO₄+H₂S+4H₂O

1 SO₄^2-+ 8e+ 10H⁺ = H₂S + 4H₂O

4 Mg - 2e = Mg ²⁺

SO₄^2- + 4 Mg + 10H⁺= H₂S + 4H₂O +Mg ²⁺.

 

Концентрированная H₂SO₄ взаимодействует с неметаллами (C,S, Р и др.):

2 P+ 5H₂SO_4конц =2H₃PO₄+ 5SO₂+2H₂O

5 SO₄^2-+ 2e+ 4H⁺= SO₂ + 2H₂O

2 P - 5e + 4 H₂O = H₃ PO₄ + 5H⁺

5SO₄^2-+ 20H⁺ + 2 P + 4 H₂O = 5SO₂ + 10H₂O +2H₃ PO₄ + 10H⁺

Kонцентрированная H₂SO₄ обугливает органические вещества:

C₁₂H₂₂O₁₁=12C+11H₂O,

При насыщении, серной кислоты 45-процентным избыточным количеством SО₃ образуемся пиросерная кислота H₂S₂O₇.

 

При кипячении раствора сульфата натрия с порошкообразной серой образуется соль тиосерной кислоты:

Na₂SO₃+S =Na₂S₂O₃.

В тиосульфате натрия сера имеет различные степени окисления, это хорошо можно проиллюстрировать с помощью графической формулы

.

Тиосерная кислота неустойчива из-за внутримолекулярного окислительно-восста-новительного процесса:

.

Поэтому при окислении тиосульфатов выделятся свободная сера и оксид серы (IV):

Na₂S₂O₃+2HCl=H₂S₂O₃+NaCl

H₂S₂O₃=H₂O+SO₂ +S

Соли тиосерной кислоты - тиосульфаты - вполне устойчивы, бесцветны и хорошо растворимы в воде. Наиболее практическое значение имеет тиосульфат натрия (гипосульфит) Na₂S₂O₃.

Восстановительные свойства тиосульфатов обусловлены присутствием атомов серы в степени окисления –2. Хлор окисляет тиосульфат до свободной серы:

 

Na₂S₂O₃+Cl₂+H₂O=Na₂SO₄+2HCl+S

1 Cl₂+2e=2Cl^-

1 (SO₃S)^2—2e+H₂O=S+SO₄^2-+2H⁺________

Cl₂+(SO₃S)^2-+H₂O=2Cl^-+S+ SO ₄^2-+2H⁺.

Реакция тиосульфата с иодом, сравнительно слабым окислителем, протекает с образованием соли тетратионовой кислоты - тетратионат натрия Na₂S₄O₆:

2Na₂S₂O₆+J₂=2NaJ+Na₂S₄O₆

1 J₂+2e=2J^-

1 (S₂O₃)^2—2e=(S₄O₆)^2-_________

J₂+(S₂O₃)^2-=2J^-+(S₄O₆)^2-.

Эта реакция используется в аналитической химии в одном из методов тит-риметрического анализа - иодометрии.