СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ
СЕРА
S
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t╟кип = 445╟С
═Аллотропия
1) ромбическая (a - сера) - S8
t╟пл. = 113╟C; r = 2,07 г/см3
Наиболее устойчивая модификация.
2) моноклинная (b - сера) - темно-желтые иглы
t╟пл. = 119╟C; r = 1,96 г/см3
Устойчивая при температуре более 96╟С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
3) пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса
Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
Строение атома
Размещение электронов по уровням и подуровням
|
|
1s22p22p63s23p4 |
|
|
Размещение электронов по |
Степень |
Валентность |
|
|
+2, -2 |
II |
|
|
+4 |
IV |
|
|
+6 |
VI |
Получение
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
Окислительные свойства серы
(S0 + 2ē ╝ S-2)
1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:
2Na + S ╝ Na2S
═════ c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t╟:
2Al + 3S═ √t╟╝ ═Al2S3
Zn + S═ √t╟╝ ═ZnS
2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:
H2 + S ╝ H2S
2P + 3S ╝ P2S3
C + 2S ╝ CS2
Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē ╝ S+2; S - 4ē ╝ S+4;
S - 6ē ╝ S+6)
3) c кислородом:
S + O2═ √t╟╝ ═S+4O2
2S + 3O2═ √t╟;pt╝═ 2S+6O3
4) c галогенами (кроме йода):
S + Cl2 ╝ S+2Cl2
5) c кислотами - окислителями:
S + 2H2SO4(конц) ╝ 3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц) ╝ H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
Реакции диспропорционирования:
6)
3S0 + 6KOH ╝ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
S0 + Na2S+4O3 ╝ Na2S2O3 тиосульфат натрия
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.
СЕРОВОДОРОД
Физические свойства
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.
Получение
1)
H2 + S═ ╛t╟╝═H2S
2)
FeS + 2HCl ╝ FeCl2 + H2S╜
Химические свойства
1) Раствор H2S в воде √ слабая двухосновная кислота:
H2S ╚ H+ + HS- ╚ 2H+ + S2-
K1 = ([H+] ∙ [HS-]) / [H2S] = 1 ∙ 10-7
K2 = ([H+] ∙ [S2-]) / [HS-] = 1,3 ∙ 10-14
Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).
2) Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH ╝ Na2S + 2H2O
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)═ √t╟╝═ 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
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+ + S2- ╝ PbS¯
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.
7) Реставрация:
PbS + 4H2O2 ╝ PbSO4(белый) + 4H2O
Сульфиды
Получение
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
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
K2S + H2O ╚ KHS + KOH
S2- + H2O ╚ HS- + OH-
2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H2SO4 ╝ ZnSO4 + H2S╜
HgS + H2SO4 √\╝
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
FeS2 + 8HNO3 ╝ Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O
3) Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:
Na2S + nS ╝ Na2Sn+1 (1 £ n £ 5)
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
2Na2S2 + 3O2 ╝ 2Na2S2O3
На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.
ОКСИДЫ СЕРЫ
Оксид серы IV
SO2═ (сернистый ангидрид; сернистый газ)
Физические свойства
Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); 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. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)
SO2 + H2O═ ╚═ H2SO3═╛K1╝═H+ + HSO3- ═╛K2╝═2H+ + SO32-
K1 = ([H+] ∙ [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 ∙ 10-2
K2 = ([H+] ∙ [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 ∙ 10-7
H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).
Ba(OH)2 + SO2 ╝ BaSO3¯(сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 ╝ Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
2) Реакции окисления═ (S+4 √ 2ē ╝ S+6)
SO2 + Br2 + 2H2O ╝ H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ╝ K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:
2Na2SO3 + O2 ╝ 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ╝ 2SO42-
3) Реакции восстановления (S+4 + 4ē ╝ S0)
SO2 + С═ √t╟╝═ S + СO2
SO2 + 2H2S ╝ 3S + 2H2O
Оксид серы VI
SO3═ (серный ангидрид)
Физические свойства
Бесцветная летучая жидкость, t╟пл. = 17╟C; t╟кип. = 66╟С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).
SO3 + H2O ╝ H2SO4
Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.
Получение
1)
2SO2 + O2═ ╛кат;450╟C╝═ 2SO3
2)
Fe2(SO4)3═ √t╟╝═ Fe2O3 + 3SO3╜
Химические свойства
1) Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:
SO3 + H2O ╝ H2SO4 ╚ H+ + HSO4- ╚ 2H+ + SO42-
H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):
2NaOH + SO3 ╝ Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ╝ NaHSO4
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. 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
H2SO4 - сильная двухосновная кислота
H2SO4 ╚ H+ + HSO4- ╚ 2H+ + SO42-
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:
K2 = ([H+] ∙ [SO42-]) / [HSO4-] = 1,2 ∙ 10-2
1) Взаимодействие с металлами:
a) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
Zn0 + H2+1SO4(разб) ╝ Zn+2SO4 + H2O╜
b) концентрированная H2+6SO4 √ сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):
2Ag0 + 2H2+6SO4 ╝ Ag2+1SO4 + S+4O2╜ + 2H2O
8Na0 + 5H2+6SO4 ╝ 4Na2+1SO4 + H2S-2╜ + 4H2O
2) концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):
С0 + 2H2S+6O4(конц) ╝ C+4O2╜ + 2S+4O2╜ + 2H2O
S0 + 2H2S+6O4(конц) ╝ 3S+4O2╜ + 2H2O
2P0 + 5H2S+6O4(конц) ╝ 5S+4O2╜ + 2H3P+5O4 + 2H2O
3) с основными оксидами:
CuO + H2SO4 ╝ CuSO4 + H2O
CuO + 2H+ ╝ Cu2+ + H2O
4) с гидроксидами:
H2SO4 + 2NaOH ╝ Na2SO4 + 2H2O
H+ + OH- ╝ H2O
H2SO4 + Cu(OH)2 ╝ CuSO4 + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 ╝ Cu2+ + 2H2O
5) обменные реакции с солями:
BaCl2 + H2SO4 ╝ BaSO4¯ + 2HCl
Ba2+ + SO42- ╝ BaSO4¯
Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.
|
MgCO3 + H2SO4 ╝ MgSO4 + |
H2O + CO2╜ |
|
|
H2CO3 |
MgCO3 + 2H+ ╝ Mg2+ + H2O + CO2╜
КОНЕЦ РАЗДЕЛА