Сера с соляной кислотой реакция. Соединения серы. Степени окисления серы в соединениях. Формулы соединения серы

Подгруппа халькогенов включает в себя серу - это второй из элементов, который способен образовывать большое число рудных месторождений. Сульфаты, сульфиды, оксиды прочие соединения серы являются очень широко распространенными, важными в промышленности и природе. Поэтому в данной статье мы рассмотрим, какими они бывают, что собой представляет сама сера, ее простое вещество.

Сера и ее характеристика

Данный элемент имеет следующее положение в периодической системе.

Шестая группа, главная подгруппа.
Третий малый период.
Атомная масса - 32,064.
Порядковый номер - 16, протонов и электронов столько же, нейтронов также 16.
Относится к элементам-неметаллам.
В формулах читается, как "эс", название элемента сера, латинское sulfur.

В природе встречаются четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32,33,34 и 36. Данный элемент шестой по распространенности в природе. Относится к биогенным элементам, так как входит в состав важных органических молекул.

Электронное строение атома

Соединения серы обязаны своим разнообразием особенностям электронного строения атома. Оно выражается следующей конфигурационной формулой: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 .

Приведенный порядок отражает лишь стационарное состояние элемента. Однако известно, что если атому сообщить дополнительную энергию, то возможно расспаривание электронов на 3р и 3s-подуровне, с последующим очередным переходом на 3d, который остается свободным. В результате изменяется не только валентность атома, но и все возможные степени окисления. Их количество значительно увеличивается, равно, как и число различных веществ с участием серы.

Степени окисления серы в соединениях

Можно выделить несколько основных вариантов данного показателя. Для серы это:

Из них наиболее редко встречается S +2 , остальные рассредоточены повсеместно. От степени окисления серы в соединениях зависит химическая активность и окислительная способность всего вещества. Так, например, соединения с -2 - это сульфиды. В них рассматриваемый нами элемент типичный окислитель.

Чем выше значение степени окисления в соединении, тем более выраженными окисляющими способностями будет обладать вещество. В этом легко убедиться, если вспомнить две основные кислоты, которые образует сера:

H 2 SO 3 - сернистая;
H 2 SO 4 - серная.

Известно, что последняя гораздо более стабильное, сильное соединение, обладающее в высокой концентрации очень серьезной способностью к окислению.

Простое вещество

Как простое вещество сера представляет собой желтые красивые кристаллы ровной правильной удлиненной формы. Хотя это лишь одна из ее форм, потому что существует две основные этого вещества. Первая, моноклинная или ромбическая - это и есть желтое не способное растворяться в воде, а лишь в органических растворителях. Отличается хрупкостью и красивой формой структуры, представленной в виде короны. Температура плавления - около 110 0 С.

Если же не пропустить промежуточный момент при нагревании такой модификации, то можно вовремя обнаружить другое состояние - пластическую серу. Она представляет собой резиноподобный тягучий раствор коричневого цвета, который при дальнейшем нагревании или резком охлаждении снова переходит в ромбическую форму.

Если же говорить о химически чистой сере, полученной путем многократных фильтраций, то она представляет собой ярко-желтые небольшие кристаллики, хрупкие и совсем нерастворимые в воде. Способны возгораться при контакте с влагой и кислородом воздуха. Отличаются достаточно высокой химической активностью.

Нахождение в природе

В природе встречаются естественные месторождения, из которых добываются соединения серы и она сама как простое вещество. Кроме того, она содержится:

в минералах, рудах и горных породах;
в организме животных, растений и человека, так как входит в состав многих органических молекул;
в природных газах, нефти и угле;
в горючих сланцах и природных водах.

Можно назвать несколько самых богатых на серу минералов:

киноварь;
пирит;
сфалерит;
антимонит;
галенит и прочие.

Большая часть получаемой сегодня серы уходит на сернокислое производство. Еще одна часть используется для медицинских целей, сельского хозяйства, промышленных процессов производства веществ.

Физические свойства

Их можно описать несколькими пунктами.

В воде нерастворима, в сероуглероде или скипидаре - хорошо растворяется.
При длительном трении накапливает отрицательный заряд.
Температура плавления составляет 110 0 С.
Температура кипения 190 0 С.
При достижении 300 0 С переходит в жидкость, легкоподвижная.
Чистое вещество способно самовозгораться горючие свойства очень хорошие.
Сама по себе запах практически не имеет, однако водородные соединения серы издают резкий запах тухлых яиц. Так же, как и некоторые газообразные бинарные представители.

Физические свойства рассматриваемого вещества были известны людям с древности. Именно за свою горючесть сера и получила такое название. В войнах использовали удушающие и ядовитые испарения, которые формируются при сгорании этого соединения, как оружие против врагов. Кроме того, кислоты с участием серы также всегда имели важное промышленное значение.

Химические свойства

Тема: "Сера и ее соединения" в школьном курсе химии занимает не один урок, а несколько. Ведь их очень много. Это объясняется химической активностью данного вещества. Она может проявлять как окислительные свойства с более сильными восстановителями (металлы, бор и прочие), так и восстановительные с большинством неметаллов.

Однако, несмотря на такую активность, только с фтором взаимодействие идет при обычных условиях. Для всех остальных требуется нагревание. Можно обозначить несколько категорий веществ, с которыми способна взаимодействовать сера:

металлы;
неметаллы;
щелочи;
сильные окисляющие кислоты - серная и азотная.

Соединения серы: разновидности

Разнообразие их будет объясняется неодинаковым значением степени окисления основного элемента - серы. Так, можно выделить несколько основных типов веществ по этому признаку:

соединения со степенью окисления -2;

Если же рассматривать классы, а не показатель валентности, то данный элемент образует такие молекулы, как:

кислоты;
оксиды;
соли;
бинарные соединения с неметаллами (сероуглерод, хлориды);
органические вещества.

Теперь рассмотрим основные из них и приведем примеры.

Вещества со степенью окисления -2

Соединения серы 2 - это ее конформации с металлами, а также с:

углеродом;
водородом;
фосфором;
кремнием;
мышьяком;
бором.

В этих случаях она выступает в роли окислителя, так как все перечисленные элементы более электроположительные. Рассмотрим особо важные из них.

Сероуглерод - CS 2 . Прозрачная жидкость с характерным приятным ароматом эфира. Является токсичным, огнеопасным и взрывающимся веществом. Используется как растворитель, причем для большинства видов масел, жиров, неметаллов, нитрата серебра, смол и каучуков. Также является важной частью в производстве искусственного шелка - вискозы. В промышленности синтезируется в больших количествах.
Сероводород или сульфид водорода - H 2 S. Газ, не имеющий окраски и сладкий на вкус. Запах резкий, крайне неприятный, напоминает тухлое яйцо. Ядовитый, угнетает дыхательный центр, так как связывает ионы меди. Поэтому при отравлении им наступает удушье и смерть. Широко используется в медицине, органических синтезах, производстве серной кислоты, а также в качестве энергетически выгодного сырья.
Сульфиды металлов находят широкое применение в медицине, в сернокислом производстве, получении красок, изготовлении люминофоров и прочих местах. Общая формула - Me x S y .

Соединения со степенью окисления +4

Соединения серы 4 - это преимущественно оксид и соответствующие ему соли и кислота. Все они являются достаточно распространенными соединениями, имеющими определенное значение в промышленности. Могут выступать и как окислители, но чаще проявляют восстановительные свойства.

Формулы соединения серы со степенью окисления +4 следующие:

оксид - сернистый газ SO 2 ;
кислота - сернистая H 2 SO 3 ;
соли имеют общую формулу Me x (SO 3) y.

Одним из самых распространенных является или ангидрид. Он представляет собой бесцветное вещество, обладающее запахом горелой спички. В больших скоплениях формируется при извержении вулканов, его в этот момент легко определить по запаху.

Растворяется в воде с образование легко разлагающейся кислоты - сернистой. Ведет себя, как типичный образует соли, в которые входит в виде сульфит-иона SO 3 2- . Этот ангидрид - основной газ, который влияет на загрязнение окружающей атмосферы. Именно он влияет на образование В промышленности используется в сернокислом производстве.

Соединения, в которых у серы степень окисления +6

К таким относятся, прежде всего, серный ангидрид и серная кислота со своими солями:

сульфатами;
гидросульфатами.

Так как атом серы в них находится в высшей степени окисления, то и свойства этих соединений вполне объяснимы. Они сильные окислители.

Оксид серы (VI) - серный ангидрид - представляет собой летучую бесцветную жидкость. Характерная черта - сильная влагопоглотительная способность. На открытом воздухе дымит. При растворении в воде дает одну из сильнейших минеральных кислот - серную. Концентрированный раствор ее является тяжелой маслянистой слегка желтоватой жидкостью. Если же ангидрид растворить в серной кислоте, то получится особое соединение, называемое олеум. Он используется в промышленности при производстве кислоты.

Среди солей - сульфатов - большое значение имеет такие соединения, как:

гипс CaSO 4 ·2H 2 O;
барит BaSO 4 ;
мирабилит;
сульфат свинца и прочие.

Они находят применение в строительстве, химических синтезах, медицине, изготовлении оптических приборов и стекол и даже пищевой промышленности.

Гидросульфаты находят широкое применение в металлургии, где используются в качестве флюса. А также именно они помогают переводить многие сложные окислы в растворимые сульфатные формы, что используется в соответствующих производствах.

Изучение серы в школьном курсе химии

Когда лучше всего происходит усвоение учащимися знаний о том, что такое сера, каковы ее свойства, что представляет собой соединение серы? 9 класс - лучший период. Это уже не самое начало, когда для детей все новое и непонятное. Это середина в изучении химической науки, когда основы, заложенные ранее, помогут полностью вникнуть в тему. Поэтому на рассмотрение данных вопросов выделяется именно второе полугодие выпускного класса. При этом вся тема делится на несколько блоков, в которых отдельно стоит урок "Соединения серы. 9 класс".

Это объясняется их многочисленностью. Также отдельно рассматривается вопрос о производстве серной кислоты в промышленности. В целом на данную тему отводится в среднем 3 часа.

А вот серы выносятся на изучение только в 10 классе, когда рассматриваются вопросы органики. Также затрагиваются они и на биологии в старших классах. Ведь сера входит в состав таких органических молекул, как:

тиоспирты (тиолы);
белки (третичная структура, на которой происходит формирование дисульфидных мостиков);
тиоальдегиды;
тиофенолы;
тиоэфиры;
сульфоновые кислоты;
сульфоксиды и прочие.

Их выделяют в особую группу сераорганических соединений. Они имеют важное значение не только в биологических процессах живых существ, но и в промышленности. Например, сульфоновые кислоты - основа многих лекарственных препаратов (аспирин, сульфаниламид или стрептоцид).

Кроме того, сера постоянный компонент таких соединений, как некоторые:

аминокислоты;
ферменты;
витамины;
гормоны.

При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.

Взаимодействие с металлами

Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:

Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:

H 2 + S = H 2 S.

Взаимодействие с кислородом

Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:

S + O 2 = SO 2 ;

2S + 3O 2 = 2SO 3 .

Взаимодействие с фосфором и углеродом

При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:

2P + 3S = P 2 S 3 ;

Взаимодействие с фтором

В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

S + 3F 2 = SF 6 .

Взаимодействие со сложными веществами

При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:

S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 .

Реакция диспропорционирования

Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:

3S + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O.

1.7. Получение серы

Из самородных руд

При нагревании пирита без доступа воздуха

FeS 2 = FeS + S.

Окислением сероводорода при недостатке кислорода

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O.

Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора

H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S.

1.8. Сероводород

Водородное соединение серы – сероводород H 2 S . Сероводород – ковалентное соединение. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды, атом серы находится в состоянии sp 3 -гибридизации, однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Атом серы менее электроотрицательный, чем атом кислорода, имеет больший размер и, как следствие, меньшую плотность заряда. Валентный угол HSH составляет 91,1°, длина связи H – S равна 0,133 нм.

Физические свойства

При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, с сильным характерным запахом тухлых яиц. Т пл = -86 °С,Т кип = -60 °С, плохо растворим в воде, при 20 °С в 100 г воды растворяется 2,58 мл H 2 S. Очень ядовит, при вдыхании вызывает паралич, что может привести к смертельному исходу. В природе выделяется в составе вулканических газов, образуется при гниении растительных и животных организмов. Хорошо растворим в воде, при растворении образует слабую сероводородную кислоту.

Химические свойства

В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:

H 2 S = HS - + H + ;

HS - = S 2- + H + .

Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SО 2 .

Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.

Например, он обесцвечивает бромную воду:

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

взаимодействует с хлорной водой:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:

3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.

Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.

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

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.

Сероводород при нормальных условиях представляет собой бесцветный и очень токсичный газ с характерным запахом тухлых яиц.

Для его получения в лабораторных условиях обычно добавляют разбавленную соляную кислоту к сульфиду :

Другой способ получения сероводорода заключается в добавлении холодной воды к сульфиду алюминия:

Сероводород, полученный таким способом, оказывается чище.

Сероводород - ковалентное соединение. Его молекулы имеют изогнутую структуру, подобную структуре молекул воды (см. разд. 2.2). Однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Дело в том, что атом серы менее электроотрицателен, чем атом кислорода, но имеет больший размер. Поэтому атом серы имеет гораздо меньшую плотность заряда, чем атом кислорода. Из-за отсутствия водородных связей сероводород имеет более низкую температуру кипения, чем вода. Отсутствие водородных связей в сероводороде объясняет также его плохую растворимость в воде.

В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:

Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха горение сероводорода сопровождается выделением свободной серы, которая конденсируется на холодной поверхности сосуда:

При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию диоксида серы:

Сероводород обладает восстановительными свойствами. Например, он обесцвечивает бромную воду и восстанавливает ионы до ионов

Сероводород как двухосновная кислота может образовывать два ряда солей - сульфиды и гидросульфиды (см. выше). Сульфиды щелочных металлов растворяются в воде с образованием щелочных растворов. Это происходит в результате гидролиза:

Нерастворимые сульфиды других металлов можно осаждать из водных растворов солей этих металлов, пропуская через раствор сероводород. Например, при пропускании сероводорода через раствор, содержащий ионы образуется черный осадок сульфида

Эта реакция используется в качестве аналитической пробы на сероводород.

Оксиды серы

Сера образует несколько оксидов, из которых наибольшее значение имеют два: диоксид серы и триоксид серы

Диоксид серы представляет собой плотный бесцветный газ с резким удушливым запахом. В лабораторных условиях его можно получить, сжигая серу в воздухе или в кислороде, добавляя теплый разбавленный раствор кислоты к какой-нибудь сульфитной соли либо нагревая концентрированную серную кислоту с медью:

Диоксид серы-кислотный оксид. Он легко растворяется в воде, образуя сернистую кислоту. Эта кислота ионизируется лишь частично и, следовательно, представляет собой слабую кислоту:

При пропускании газообразного диоксида серы через раствор гидроксида натрия образуется сульфит натрия . Сульфит натрия, реагируя с избытком диоксида серы, образует гидросульфит натрия Эти реакции аналогичны реакции диоксида углерода с известковой водой.

И газообразный диоксид серы, и его водный раствор являются восстановителями. Например, газообразный диоксид серы восстанавливает оксид с образованием сульфата а сернистая кислота восстанавливает -ион до иона

Диоксид серы в промышленных условиях получают при обжиге на воздухе серы или сульфидных руд и используют как промежуточный продукт в процессе получения серной кислоты (см. гл. 7). Диоксид серы применяется в целлюлозной промышленности, для отбеливания тканей, а также для обработки фруктов и овощей при длительном хранении.

Диоксид серы играет существенную роль в загрязнении атмосферы и особенно в образовании кислотных дождей. В атмосфере он окисляется до триоксида серы:

При нормальных условиях этот процесс протекает достаточно медленно, но в присутствии катализатора он может значительно ускоряться, подобно тому, как это происходит в контактном процессе получения серной кислоты. Небольшие количества соединений железа и марганца, содержащиеся в атмосфере, по-видимому, катализируют окисление диоксида серы. Образующийся триоксид серы реагирует с влагой воздуха, и поэтому появляются облака, которые несут кислотные дожди (см. также гл. 12).

Твердый триоксид серы является полиморфным соединением. Две его важнейшие формы Первая из них представляет собой тример с циклической структурой (рис. 15.24, а); кристаллы прозрачны. имеет ациклическую полимерную структуру (рис. 15.24,б); она существует в виде игольчатых кристаллов. Температура плавления . В присутствии влаги постепенно превращается в Обе формы кипят при 45°С. Пары триоксида серы состоят из изолированных симметричных плоских молекул.

Рис. 15.24. Триоксид серы, а - циклическая структура, б - ациклическая структура.

Рис. 15.25. Структура молекулы серной кислоты.

В лабораторных условиях триоксид серы получают нагреванием сульфата

Триоксид серы обладает сильно выраженными кислотными свойствами. Он экзотермически реагирует с водой, образуя серную кислоту:

Триоксид серы - сильный окислитель. Например, он окисляет бромоводород до свободного брома.

Серная кислота

Серная кислота - бесцветная маслянистая едкая жидкость. Это один из важнейших промышленных химических продуктов. Ее промышленное получение с помощью контактного процесса и применения описаны в гл. 7.

Неразбавленная серная кислота представляет собой ковалентное соединение. Ее молекулы имеют тетраэдрическое строение (рис. 15.25).

Серная кислота кипит и разлагается при 340°С, образуя триоксид серы и водяной

Высокая температура кипения и большая вязкость серной кислоты, по-видимому, обусловлены наличием водородных связей между атомами водорода и атомами кислорода соседних молекул.

Серная кислота - сильная двухосновная кислота. В воде она полностью ионизируется, образуя гидросульфат- и сульфат-ионы:

Серная кислота принимает участие во всех реакциях, характерных для кислот. Она реагирует с металлами, образуя сульфаты этих металлов и водород, в реакциях с карбонатами образует сульфаты, диоксид углерода и воду, а в реакциях с основаниями и щелочами образует сульфаты либо гидросульфаты.

Концентрированная серная кислота очень бурно реагирует с водой. По этой причине следует всегда разбавлять серную кислоту, наливая ее в воду, а не наоборот. Эта кислота гигроскопична, т. е. способна поглощать влагу из воздуха. Поэтому ее используют для осушения газов, не реагирующих с нею, пропуская их через серную кислоту. Сродство серной кислоты к воде настолько велико, что серная кислота может служить дегидратирующим агентом; под действием концентрированной серной кислоты:

голубые кристаллы пентагидрата сульфата образуют безводный сульфат

углеводы, например сахароза, обугливаются:

бумага тоже обугливается под действием концентрированной серной кислоты, что обусловлено действием кислоты на целлюлозные волокна;

этанол превращается в этилен:

(дегидратация этанола с помощью серной кислоты, проводимая в контролируемых

условиях, приводит к образованию этоксиэтана (диэтилового эфира) , и эта реакция используется для получения этоксиэтана в промышленных масштабах);

смесь хлоробензола и трихлорэтаналя (хлораля) подвергается дегидратации (см. разд. 16.3).

Концентрированная серная кислота - сильный окислитель. Она окисляет металлы и неметаллы. Например

В качестве других примеров, иллюстрирующих окислительные свойства концентрированной серной кислоты, укажем окисление ионов до ионов , а также бромид-ионов до свободного брома в следующих реакциях:

Наконец, серная кислота используется как сульфирующий агент в органической химии (см. гл. 17).

Сульфаты, сульфиты и тиосоединения

Сульфат-ион имеет тетраэдрическую структуру, подобную структуре молекулы серной кислоты.

Соли. Сульфаты образуются в реакциях разбавленной серной кислоты с металлами, их оксидами, гидроксидами либо карбонатами. За исключением сульфатов бария и остальные сульфаты растворимы в воде. Сульфат кальция обладает небольшой растворимостью в воде. Сульфаты обычно устойчивы к нагреванию. Исключениями в этом отношении являются только сульфаты железа. Например, сульфат при нагревании разлагается с образованием оксида железа:

Для обнаружения сульфат-ионов в каком-либо растворе туда добавляют водный раствор хлорида бария. При наличии в исследуемом растворе сульфат-ионов в результате происходит образование белого осадка сульфата бария:

Сульфаты имеют много важных применений. Например, сульфат магния (английская соль, горькая соль) используется в производстве взрывчатых веществ, для изготовления спичек и огнестойких тканей. Насыщенный раствор этой соли используется в медицинской практике как противовоспалительное средство.

Тиосульфат натрия может рассматриваться как аналог сульфата натрия, в котором один атом кислорода замещен на атом серы. Среди подобных тиосоединений следует упомянуть еще одно - тиоцианат калия . Он представляет собой серный аналог цианата калия . Тиоцианат калия можно получить, сплавляя цианид калия с серой:

Тиоцианат калия используется в качественном анализе для обнаружения ионов Если в исследуемом растворе присутствуют эти ионы, добавление к нему раствора тиоцианата калия приводит к появлению кроваво-красной окраски вследствие образования комплексного иона

Итак, повторим еще раз!

1. При перемещении к нижней части VI группы свойства ее элементов постепенно изменяются от неметаллических к металлическим.

2. Элементы VI группы обладают способностью соединяться с водородом и реакционноспособными металлами, образуя соединения, в которых они имеют степень окисления -2.

3. Кислород обладает высокой электроотрицательностью и свойствами сильного окислителя.

4. Озон является еще более сильным окислителем, чем кислород.

5. Кислород играет чрезвычайно важную роль в биологических системах, участвуя в процессах дыхания и метаболических процессах (обмена веществ).

6. Кислород образует с другими соединениями бинарные соединения, оксиды разнообразных типов:

7. Пероксид водорода является сильным окислителем.

8. Сера в свободном виде может существовать в нескольких энантиотропных формах.

9. Для извлечения серы из подземных залежей применяется процесс Фраша, в котором используется сжатый воздух и перегретый пар.

10. Сера образует соединения, в которых она находится в состояниях со степенями окисления +2, +4, +6 и -2.

11. Сероводород - слабая двухосновная кислота и восстановитель.

12. Газообразный диоксид серы и его водный раствор-восстановители.

13. Триоксид серы имеет сильно выраженные кислотные и окислительные свойства.

14. Серная кислота сильная двухосновная кислота, осушитель, дегидратирующий агент и сильный окислитель.

15. Молекулы серной кислоты и сульфат-ионы имеют тетраэдрическую структуру.

Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние S VI считается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,

при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n . Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8 , переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2 .

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:

3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O

При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:

S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,

но в растворе реакция идет в обратную сторону:

I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓

Получение : в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Сероводород H 2 S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2 ]

(sp 3 ‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2‑ (максимальная концентрация S 2‑ равна 1 10 ‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.

Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2 S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.

Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение : в промышленности – прямым синтезом:

Н 2 + S = H 2 S (150–200 °C)

или при нагревании серы с парафином;

в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S

или полным гидролизом бинарных соединений:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S

Сульфид натрия Na 2 S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион S 2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).

Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Na 2 S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2 S

Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)

Na 2 S + H 2 S (насыщ.) = 2NaHS

Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (выше 400 °C)

Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O

S 2‑ + M 2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓

S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)↓

S 2‑ + M 2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓

3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – черн.)↓

3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)

Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 O в присутствии восстановителей:

Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)

Na 2 SO 4 + 4С (кокс) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)

Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СO 2 (600–700 °C)

Сульфид алюминия Al 2 S 3 . Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2 , легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:

Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистый)

Al 2 S 3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S

Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)

2Al 2 S 3 + 9O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)

Получение : взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S = AL 2 S 3 (150–200 °C)

Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.

Соединение железа(III) состава Fe 2 S 3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + S = FeS (600 °C)

Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9FeS + 3H 2 O (700‑1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S

Дисульфид железа FeS 2 . Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.

Уравнения важнейших реакций:

FeS 2 = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)

2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гор.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O

FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)

Гидросульфид аммония NH 4 HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2 S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2 S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).

Уравнения важнейших реакций:

NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (выше 20 °C)

NH 4 HS + НCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 S

NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O

2NH 4 HS (насыщ. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓

Получение : насыщение концентрированного раствора NH 3 сероводородом:

NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS + Н 2 O

В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4 HS и NH 3 Н 2 O, условно считают раствором (NH 4) 2 S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4 HS и NH 3 Н 2 O.

Взаимодействие с металлами

Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:

Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:

H 2 + S = H 2 S.

Взаимодействие с кислородом

Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:

S + O 2 = SO 2 ;

2S + 3O 2 = 2SO 3 .

Взаимодействие с фосфором и углеродом

При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:

2P + 3S = P 2 S 3 ;

Взаимодействие с фтором

В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

S + 3F 2 = SF 6 .

Взаимодействие со сложными веществами

При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:

S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 .

Реакция диспропорционирования

3S + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O.

1.7. Получение серы

Из самородных руд

При нагревании пирита без доступа воздуха

FeS 2 = FeS + S.

Окислением сероводорода при недостатке кислорода

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O.

Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора

H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S.

1.8. Сероводород

Физические свойства

Химические свойства

В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:

H 2 S = HS - + H + ;

HS - = S 2- + H + .

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SО 2 .

Например, он обесцвечивает бромную воду:

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

взаимодействует с хлорной водой:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.

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

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.

Возможно, будет полезно почитать: