Урок 13

Оксид серы (IV). Сероводородная и сернистая кислоты и их соли

Цели урока:

1. Охарактеризовать химические свойства оксида серы (IV), сероводородной и сернистой кислот и их солей, качественные реакции на соединения серы (предметный результат).

2. Продолжить развивать умение генерировать идеи, выявлять причинно-следственные связи, искать аналогии и работать в команде, пользоваться альтернативными источниками информации (метапредметный результат).

3. Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, подготовка к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории (личностный результат).

Ход урока

Подготовка к восприятию нового материала (10 мин)

Опрос учащихся по домашнему заданию.

Изучение нового материала (20 мин)

Сероводород H 2 S – бесцветный газ тяжелее воздуха, запах тухлых яиц. Очень ядовит. Содержится в вулканических газах и минеральных водах.

Получают обменной реакцией:

Химические свойства:

1. Горение на воздухе голубым пламенем:

2H 2 S + 3O 2( изб .) = 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2( недост .) = 2H 2 O + 2S

2. Восстановительные свойства:

3. При растворении в воде образуется сероводородная кислота, которая диссоциирует:

4. Взаимодействие со щелочами. Образует два типа солей: сульфиды и гидросульфиды:

Сернистый газ SO 2 : бесцветный, с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.

Кислотный оксид.

1. При вз-и с водой образует сернистую к-ту:

Сернистая к-та неустойчива, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Существует только в водных растворах. Образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты.

Качественная реакция на сульфиты

Сера - элемент шестой группы третьего периода периодической системы Менделеева. Поэтому строение атома серы изображается так:

Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е. атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электронов:

Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содержащие атомы серы с данными степенями окисления.

Простое вещество «сера » - твёрдый хрупкий минерал жёлтого цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты. Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом, кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:

Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет сера в этих реакциях.

Как типичный неметалл простое вещество сера может быть и окислителем, и восстановителем:

Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:

Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одинаковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три атома серы.

Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом уравнении.

Сера может реагировать с кислотами - сильными окислителями:

Таким образом, являясь активным неметаллом, сера образует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводорода, оксидов серы и их производных.

Сероводород

H 2 S - сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.

Задание 15.4 . Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.

Поскольку сероводород - восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:

Сероводород горит:

Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H 2 S ). Она образует соли сульфиды :

Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?

Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H 2 S ) кислотами, например:

Сернистый газ и сернистая кислота

SO 2 - сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит. Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:

Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существует только в растворах. Поэтому при действии на её соли - сульфит ы - другими кислотами можно получить сернистый газ:

При кипячении полученного раствора эта кислота разлагается полностью.

Задание 15.5. Определите степень окисления серы в сернистом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.

Поскольку степень окисления +4 для серы является промежуточной, все перечисленные соединения могут быть и окислителями и восстановителями:

Например:

Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах методом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявляет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.

Восстановительные свойства сернистого газа применяются на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кислород из воды, а именно кислород является «виновником» коррозии:

Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ превращается в серный ангидрид SO 3 :

Серный ангидрид и серная кислота

Серный ангидрид SO 3 - бесцветная жидкость, бурно реагирующая с водой:

Серная кислота H 2 SO 4 - сильная кислота, которая в концентрированном виде активно поглощает влагу из воздуха (это свойство применяется при осушении различных газов) и из некоторых сложных веществ:

Слайд 2

Сера

Сера – халькоген, довольно активный неметалл. Сущетсвует три аллотропных модификации серы: ромбическая S8 пластическая моноклинная

Слайд 3

Характеристика серы

Серав ПСХЭ: положение (период, группа) строение атома свойства элемента по периоду / в главной п/гр высший оксид высший гидроксид ЛВС

Слайд 4

Получение

При сливании растворов сероводородной и сернистой кислот: H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O При неполном сгорании сероводорода (при недостатке воздуха): 2H2S + O2 = 2S + 2H2O

Слайд 5

Химические свойства

Не смачивается и не реагирует с водой. Какокислитель реагирует с: металлами (кроме золота) Hg + S = HgS (обезвреживание разлитой ртути) водородоми неметаллами, у которых с.о. меньше (углеродом, фосфором и т.п.)

Слайд 6

Каквосстановитель реагирует с: кислородом хлором фтором

Слайд 7

S-2(с ме, C, P, H2): C + 2S = CS2 H2 + S = H2S S0 S S+2 S + Cl2 = SCl2 S+4 S + O2 = SO2H2SO3 S+6 S + 3F2 = SF6H2SO4 усиление окислительной способности ионов

Слайд 8

Сероводород

H2S – сероводород. Его раствор в воде называется сероводородной кислотой. Кислота слабая двухосновная, поэтому диссоциирует ступенчато: I: H2S ↔ H+ + HS– II: HS– ↔ H+ + S–

Слайд 9

Проявляет все свойства кислот. Реагирует с: основными оксидами: H2S + CaO = CaS + H2O основаниями: H2S + KOH ↔ KHS + H2O H2S + OH– ↔ HS– + H2O H2S + 2KOH ↔ K2S + H2O H2S + 2OH– ↔ S2– + H2O

Слайд 10

солями: CuCO3 + H2S = CuS + H2CO3 металлами: Ca + H2S = CaS + H2

Слайд 11

Свойства солей

Кислые соли сероводородной кислоты – гидросульфиды (KHS, NaHS) хорошо растворимы в воде. Растворимыми также являются сульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов. Сульфиды остальных металлов в воде нерастворимы, а сульфиды меди, свинца, серебра, ртути и др. тяжёлых ме нерастворимы даже в кислотах (кроме азотной).

Слайд 12

Окисление сероводорода

Сероводород легко окисляется кислородом (какпри избытке O2и недостатке?). Бромной водой Br2: H2S + Br2 = 2HBr + S↓ желто- оранжевая бесцветная

Слайд 13

Оксид серы (IV)

SO2 – сернситый газ. Реагирует с водой с образование H2SO3. Типичный кислотный оксид. Взаимодействует с основаниями (образуется соль (сульфит или гидросульфит) и вода) и основными оксидами (образуется только соль).

Слайд 14

Получают: горением серы обжигом пирита действием кислот на сульфиты взаимодействием конц. серной кислоты и тяжелых ме

Слайд 15

Оксид серы (VI)

SO3 - кислотный оксид.Реагирует с водой с образование H2SO4, с основаниями (образуется соль (сульфат или гидросульфат) и вода) и основными оксидами. Получают окислением сернистого газа. Растворяется в серной кислоте с образованием олеума: H2SO4 + nSO3 = H2SO4·nSO3 олеум

Слайд 16

Серная кислота

Серная кислота H2SO4– тяжёлая маслянистая жидкость без запаха и цвета. При концентрации > 70% –серная кислота называется концентрированной, менее 70% - разбавленной. Диссоциация серной кислоты выражается уравнением: H2SO4 ↔ 2H++ SO42–

Слайд 17

Кислота реагирует с амофотерными и основными оксидами и гидроксидами, солями: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + HCl Последняя реакция является качественной на SO42–ион (образуется нерастворимый осадок белого цвета).

Слайд 18

H2SO4 H2SO4 +1 +6 -2 H2SO4 +1 +6 -2 разбавленная концентрированная H+ ― окислитель 2H+ + 2e– = H2 S+6 ― окислитель S+6 +8e– +6e– +2e– S-2 (H2S) S0 (S) S+4 (SO2)

Слайд 19

C разбавленной серной кислотой реагируют все металлы, стоящие в ряду активности до водорода. При реакции образуется сульфат металла и выделяется водород: H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2 Металлы, стоящие после водорода с разбавленной кислотой не реагируют: Cu + H2SO4 ≠

Слайд 20

Концентрированная серная кислота

Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, взаимодействуют с концентрированной серной кислотой по следующей схеме: H2SO4(конц.) + Ме = МеSO4 + SO2 + H2O Т.е. образуются: сульфат металла оксид серы(IV) - сернистый газ SO2 вода

Слайд 21

Более активными ме серная кислота при определённых условиях может восстанавливаться до серы в чистом виде или сероводорода. На холоде конц. серная кислота пассивирует железо и алюминий, поэтому их перевозят в железных цистернах: H2SO4(конц.) + Fe ≠ (на холоде)

Слайд 22

Получение серной кислоты

получение SO2(обычно обжигом пирита) окисление SO2 в SO3 в присутсвии катализатора – оксида ванадия(V) растворение SO3 в серной кислоте с получением олеума

Слайд 23

Сульфаты

Соли серной кислоты имеют все свойства солей. Особенным является их отношение к нагреванию: сульфаты активных ме (Na, K, Ba) не разлагаются даже при t > 1000˚C другие (Cu,Al, Fe) даже при небольшом нагревании распадаются на оксид серы(VI) и оксид металла

Слайд 24

Вопросы

в каких реакциях сера играет роль окислителя? восстановителя? какие степени она при этом проявляет? чем обусловлено различие свойств концентрированной и разбавленной серной кислоты? напишите уравнения реакции конц. и разбавленной кислот с медью и цинком. как отличить растворы иодида натрия и сульфата натрия? предложите два способа и напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

Слайд 25

Задания

Какое кол-во сернистого газа можно получить из 10 кг руды, содержащей 48% пирита? Какой объем занимают: а)4 моль SO2? б) 128 г SO3? Осуществите реакции: O2 → S → SO2 → SO3 → H2SO4 → Na2SO4 → BaSO4

Посмотреть все слайды

ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.

Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:

И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.

Окислительные свойства серной кислоты

– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха

За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.

Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:

H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.

Есть два нюанса:

1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.

2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.

Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель

• значит, сама будет восстанавливаться;
• то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.

Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :

• До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .

Реакции будут идти вот так:

8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S

4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S

8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S

• при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :

3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓

2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓

3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S↓

• все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:

2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2

(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)

Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2

Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.

SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.

H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:

C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2

2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2

Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:

2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2

То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:

2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2

Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .

Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:

Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:

2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O

Но в случае с сероводородом:

Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:

H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O

Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.

H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:

CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl

CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HF

А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:

2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2

H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2

5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓

Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).

И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .

Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:

Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».

Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):

H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O

H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O

Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.

В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:

FeS + 2HCl → Fe­Cl₂ + H₂S

Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.

Свойства сероводорода

При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).

Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На этой реакции основан промышленный способ получения серы.

При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.

Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.

Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2H­NO₃

Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.

Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:

H₂S → Н₂ + S

Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂­SO₄ + 8HCl

Сероводород в природе и жизнедеятельности человека

Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.

Сероводород применяют :

• в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
• в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
• в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
• в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.

Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода

Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.

Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.

С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.