8.5 Сера и ее важнейшие соединения

8.5.  Сера и ее важнейшие соединения

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°_кип = 445°С

 Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Ромбическая   (a - сера) - S8 t°пл. = 113°C;  ρ = 2,07 г/см3.  Наиболее устойчивая модификация.

Моноклинная  (b - сера) - S8 темно-желтые иглы,   t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более  96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

Пластическая  Sn коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

Строение атома серы

 Размещение электронов по уровням и подуровням

	Основное состояние 1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по орбиталям (последний слой)	Степень окисления	Валентность
	+2, -2	В основном состоянии II
	+4	Первое возбуждённое состояние IV
	+6	Второе возбуждённое состояние VI

Получение серы

1.      Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

3.      Реакция Вакенродера

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

Химические свойства серы

Сера - окислитель S0 + 2ē -> S-2	Сера - восстановитель S - 2ē -> S+2; S - 4ē -> S+4; S - 6ē -> S+6
1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания: 2Na + S -> Na2S  ОПЫТ       c остальными металлами (кроме Au,Pt) - при повышенной t°:  2Al + 3S  –t°->  Al2S3 Zn + S  –t°->  ZnS    Cu + S  –t°->  CuS 2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения: H2 + S -> H2S 2P + 3S -> P2S3 C + 2S -> CS2	1)     c кислородом: S + O2  –t°->  S+4O2 2S + 3O2  –t°;pt-> 2S+6O3  2)     c галогенами (кроме йода): S + Cl2 -> S+2Cl2  3)     c кислотами - окислителями: S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) -> H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O  Реакции диспропорционирования:  4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Применение

Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

Сероводовод

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 3V H₂S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С. 

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.

Получение

1)      H₂ + S  → H₂S↑ (при t) 

2)      FeS + 2HCl →  FeCl₂ + H₂S↑­ 

Химические свойства

1)     Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота.

 Диссоциация происходит в две ступени:

H₂S → H⁺ + HS^- (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)

 HS^-  → 2H⁺ + S^2- (вторая ступень) 

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na₂S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)₂ – гидросульфид кальция.

2)     Взаимодействует с основаниями: 

H₂S + 2NaOH(избыток) → Na₂S + 2H₂O

H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

3)     H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O →  H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) →  3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) →  S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O 

(при нагревании реакция идет по - иному:

H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц)  → 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O

4)     Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2 + O₂ → 2S⁰ + 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2 + 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O 

5)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O 

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

6)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: 

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- → PbS↓ 

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II), соединение чёрного цвета:

PbCO₃ + H₂S = PbS↓ + CO₂ + H₂O

При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O,

при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7)     Реставрация:  

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄(белый) + 4H₂O 

Сульфиды

Получение сульфидов

1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой: 

Hg + S → HgS

2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи: 

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O 

3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями: 

CdCl₂ + Na₂S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO₃)₂ + Na₂S → 2NaNO₃ + PbS↓

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS↓

MnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + MnS↓

2SbCl₃ + 3Na₂S → 6NaCl + Sb₂S₃↓

SnCl₂ + Na₂S → 2NaCl + SnS↓

Химические свойства сульфидов

1)     Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: 

K₂S + H₂O → KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^- + OH^- 

2)     Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах: 

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S­

3)     Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃: 

FeS₂ + 8HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O 

SO₂  (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства 

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 40VSO₂ при н.у.); более чем в два раза тяжелее воздуха, ядовит; t°пл. = -75,5°C; t°кип. = -10°С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O₂ → SO₂ 

2)     Окислением сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂­

3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂­ + H₂O

4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄(конц) → CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Химические свойства 

1)     Сернистый ангидрид - кислотный оксид.

·        взаимодействие с водой 

При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H₂SO₃(существует только в водном растворе)

Видео - эксперимент "Получение сернистой кислоты"

SO₂ + H₂O  ↔  H₂SO₃

Сернистая кислота диссоциирует ступенчато:

H₂SO₃ ↔ H⁺ + HSO₃^- (первая ступень, образуется гидросульфит – анион)

HSO₃^- ↔ H⁺ + SO₃^2- (вторая ступень, образуется анион сульфит)

H₂SO₃ образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (гидросульфиты).

Качественной реакцией на соли сернистой кислоты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO₂ с резким запахом:

     Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl +  SO₂ ↑+ H₂O 

      2H⁺  +  SO₃^2- → SO₂ ↑+ H₂O  

Свойства сернистой кислоты

     Раствор сернистой кислоты H₂SO₃ обладает восстановительными   свойствами. Сернистая кислота взаимодействует с раствором йода, обесцвечивая его. При этом образуются йодоводородная и серная кислоты.

H₂SO₃ + I₂  + H₂O = H₂SO₄ + 2НI

      Как и все кислоты, сернистая кислота меняет цвет растворов индикаторов. Метиловый оранжевый в растворе кислоты становится красным. В старину дамские соломенные шляпки отбеливали сернистой кислотой. Раствор сернистой кислоты отбеливает ткани из растительного материала, шерсти, шелка.

·        взаимодействие со щелочами 

Ba(OH)₂ + SO₂ → BaSO₃↓(сульфит бария) + H₂O

Ba(OH)₂ + 2SO₂ (избыток)→ Ba(HSO₃)₂(гидросульфит бария)

·        взаимодействие с основными оксидами                 

SO₂ + CaO = CaSO₃ 

2)     Реакции окисления, SO₂ - восстановитель  (S⁺⁴ – 2ē → S⁺⁶)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (катализатор – V₂O₅)

      SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

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

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе: 

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄;

2SO₃^2- + O₂ → 2SO₄^2- 

3)     Реакции восстановления,  SO₂ - окислитель  (S⁺⁴ + 4ē → S⁰) 

SO₂ + С  →  S + СO₂ (при нагревании)

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы (VI)  - SO₃  (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая маслянистая жидкость, t°пл. = 17°C; t°кип. = 66°С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

SO₃ хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом. 

Получение

1)      2SO₂ + O₂  →  2SO₃ (катализатор – V₂O₅, при 450˚С)

 2)      Fe₂(SO₄)₃  →  Fe₂O₃ + 3SO₃­ (разложение при нагревании) 

Химические свойства 

1)     Серный ангидрид - кислотный оксид.

Взаимодействие с водой

При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Диссоциация протекает ступенчато:

H₂SO₄→ H⁺ + HSO₄^- (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2-  (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

Взаимодействие со щелочами 

2NaOH + SO₃ → Na₂SO₄ + H₂O

NaOH + SO₃ (избыток) → NaHSO₄

Взаимодействие с основными оксидами

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄

2)     SO₃ - сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА - H₂SO₄

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); r = 1,84 г/см³; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t°пл. = 10,3°C, t°кип. = 296°С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара). 

 Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот! 

Производство серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана 

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q

Процесс гетерогенный:

1)     измельчение железного колчедана (пирита)

2)     метод "кипящего слоя"

3)     800°С; отвод лишнего тепла

4)     увеличение концентрации кислорода в воздухе 

2-я стадия. Контактный аппарат

После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (450°С – 500°С; катализатор V₂O₅):

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

3-я стадия. Поглотительная башня

nSO₃ + H₂SO₄(конц) → (H₂SO₄ • nSO₃)  (олеум) 

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока. 

Химические свойства разбавленной серной кислоты

H₂SO₄ - сильная двухосновная кислота, водный раствор изменяет окраску индикаторов (лакмус и универсальный индикатор краснеют)

1) Диссоциация протекает ступенчато:

H₂SO₄→ H⁺ + HSO₄^- (первая ступень, образуется гидросульфат – ион)

HSO₄^- → H⁺ + SO₄^2-  (вторая ступень, образуется сульфат – ион)

H₂SO₄ образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты)

2)     Взаимодействие с металлами: 

Разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn⁰ + H₂⁺¹SO₄(разб) → Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑ 

Zn⁰ + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂⁰↑ 

3)     Взаимодействие с основными и амфотерными  оксидами:

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

CuO + 2H⁺ → Cu²⁺ + H₂O

4)     Взаимодействие с основаниями:

·        H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O (реакция нейтрализации)

          H⁺ + OH^- → H₂O

Если кислота в избытке, то образуется кислая соль:

H₂SO₄ + NaOH → NaНSO₄ + H₂O

·        H₂SO₄ + Cu(OH)₂ → CuSO₄ + 2H₂O

          2H⁺ + Cu(OH)₂ → Cu²⁺ + 2H₂O 

5)     Обменные реакции с солями:

образование осадка

BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ 

Качественная реакция на сульфат-ион:

Образование белого осадка BaSO₄ (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

Образование газа -  как сильная нелетучая кислота серная вытесняет из солей другие менее сильные кислоты, например, угольную

MgCO₃ + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O + CO₂↑

MgCO₃ + 2H⁺ → Mg²⁺ + H₂O + CO₂­↑

Серную кислоту применяют 

• в производстве минеральных удобрений;
• как электролит в свинцовых аккумуляторах;
• для получения различных минеральных кислот и солей;
• в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих веществ и взрывчатых веществ;
• в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности;
• в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавкиE513(эмульгатор);
• в промышленном органическом синтезе в реакциях:

·         дегидратации (получение диэтилового эфира, сложных эфиров);

·         гидратации (получение этанола);

·         сульфирования (получение СМС и промежуточные продукты в производстве красителей).

Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений. На 1 т P₂O₅ фосфорных удобрений расходуется 2,2-3,4 т серной кислоты, а на 1 т (NH₄)₂SO₄ — 0,75 т серной кислоты. Поэтому сернокислотные заводы стремятся строить в комплексе с заводами по производству минеральных удобрений.

Применение солей серной кислоты

Железный купорос FеSО₄•7Н₂O применяли раньше для лечения чесотки, гельминтоза и опухолей желез, в настоящее время используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Медный купорос CuSO₄•5Н₂O широко используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

«Глауберова соль» (мирабилит) Nа₂SO₄•10Н₂O была получена немецким химиком И. Р. Глаубером при действии серной кислоты на хлорид натрия, в медицине ее используют как слабительное средство.

«Бариевая каша» BaSO₄ обладает способностью задерживать рентгеновские лучи в значительно большей степени, чем ткани организма. Это позволяет рентгенологам при заполнении «бариевой кашей» полых органов определить в них наличие анатомических изменений.

Гипс СаSO₄•2Н₂O находит широкое применение в строительном деле, в медицинской практике для накладывания гипсовых повязок, для изготовления гипсовых скульптур.

Это интересно...

Содержание серы в организме человека  массой 70 кг - 140 г.

В сутки человеку необходимо 1 г серы.

Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.

Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.

Следите за своим здоровьем!

Знаете ли вы...

·         Соединения серы могут служить лекарственными препаратами

·         Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ используется для борьбы с нею

·         Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO₄×7H₂O и  CuSO₄×5H₂O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства

·         Железный купорос FeSO₄×7H₂O используют при анемии

·         BaSO₄ применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника

·         Алюмокалиевые квасцы KAI(SO₄) ₂×12H₂O - кровоостанавливающее средство при порезах

·         Минерал Na₂SO₄×10H₂O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика  Глаубера  И.Р.  Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na₂SO₄×10H₂O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла

·         Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями

·         Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

УПРАЖНЕНИЯ

 1. Запишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: S → Na₂SO₃ → SO₂ →Na₂S₂O₃ → Na₂SO₄.

Решение:

При взаимодействии серы со щелочью образуется сульфид и сульфит:

3S + 6NaOH = Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

Сернистый газ выделяется при взаимодействии сульфита с сильной кислотой:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + 2NaCl + H₂O

При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:

4SO₂ + 2H₂S + 6NaOH = 3Na₂S₂O₃ + 5H₂O

При взаимодействии раствора тиосульфата натрия с хлором образуется сульфат натрия:

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ + 5H₂O = Na₂SO₄ + 8HCl + H₂SO₄

________________________________________________________________

 2. Вычислите объем сернистого газа (н. у.), который образовался при обжиге 300 г цинковой обманки, содержащей 48,5 % (мас.) сульфида цинка.

Решение:

Сернистый газ образуется в результате взаимодействия сульфида цинка с кислородом воздуха:

2ZnS + 3O₂ = 2SO₂ + 2ZnO

Вычислим массу сульфида цинка, содержащегося в 300 г цинковой обманки:

, следовательно,

(г)

По уравнению реакции для образования 2 моль сернистого газа необходимо 2 моль сульфида цинка, то есть соотношение n (ZnS) : n (SO₂) равно 1 : 1. Вычислим количество вещества сульфида цинка:

(моль).

Из 1,5 моль сульфида цинка образуется 1,5 моль сернистого газа. Определим его объем:

V = n · V_m = 1,5 · 22,4 = 33,6 (л).

Ответ: V (SO₂) = 33,6 л.

________________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1. Закончите уравнения реакций:
S + O_{2 →}
S + Na →
S + H₂ →
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

2. Осуществите превращения по схеме:
H₂S → S → Al₂S₃ → Al(OH)₃

3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):

Al + S =  (при нагревании)

S + H₂ = (150-200)

S + O₂ = (при нагревании)

S + F₂ =  (при обычных условиях)

S + H₂SO₄(к) =

S + KOH =

4. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H₂S →SO₂

5. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.

6. Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?

7. Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции. 

8. Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?

9. Осуществите превращения по схеме:
1) Zn →ZnSO₄→Zn(OH)₂ →ZnSO₄ → BaSO₄
2) S →SO₂ →SO₃→H₂SO₄ →K₂SO₄

10. Закончите уравнения практически осуществимых реакций в полном и кратком ионном виде:
Na₂CO₃ + H₂SO₄→
Cu + H₂SO₄ (раствор) →
Al(OH)₃ + H₂SO₄ →
MgCl₂ + H₂SO₄ →

ВИДЕО ОПЫТ

1.     Сера проявляет минимальную степень окисления в составе:
а) сульфатов	б) сульфитов
в) сульфидов	г) пирита
2.     В реакциях с какими веществами сера проявляет окислительные свойства:
а) водородом	б) фосфором
в) железом	г) все ответы верны
3.     Через раствор гидроксида бария пропускают избыток сероводорода и получают:
а) Ba(HS)2	б) Ba(OH)2
в) BaS	г) BaSO3
4.     Какой минимальный объем воздуха (л. н.у.) нужен для полного окисления 10 л (н.у.) сероводорода  (оксид серы (VI) не образуется):
а) 70,0	б) 71,4
в) 15,0	г) 80,0
5.     Отметьте  схему реакции, в которой оксид серы (IV) окислитель:
а) SO2 + O2 →	б) SO2 + H2O →
в) SO2 + H2S →	г) SO2 + CaO →
6.     Укажите формулу глауберовой соли:
а) MgSO4*7H2O	б)Na2SO4 * 10H2O
в) KCl*NaCl	г) CaSO4* 2H2O
7.     При обжиге технического пирита массой 792 г получен оксид серы (IV) объемом 268,8 л (н.у.). Укажите массовую долю (%) примесей в пирите:
а) 8,7	б) 9,6
в) 9,1	г) 10,3
8.     Разбавленная серная кислота не реагирует с:
а) медью	б) карбонатом калия
в) карбонатом кальция	г) гидросульфитом натрия
9.     Какой минимальный объем (л, н.у.) оксида серы (IV) нужен для полной нейтрализации раствора, содержащего 14 г гидроксида калия:
а) 2,8	б) 5,6
в) 7,2	г) 1,4
10.                        Серная кислота может образоваться:
а) при растворении оксида серы (IV) в воде в отсутствии кислорода	б) все ответы верны
в) при растворении оксида серы (VI) в воде	г) в результате реакции между растворами сульфата калия и хлороводорода

Ответы:

1	в
2	г
3	а
4	б
5	в
6	б
7	в
8	а
9	а
10	в