Неорганическая химия

 Главная   Общая  Неорганическая  Органическая  Физическая  Поиск реакции 

СЕРА

Общая характеристика

Сера (символ S - Sulphur) - порядковый номер 16, строение внешнего электронного уровня атома 3s23p4. Сера является электронным аналогом кислорода. Степени окисления серы в соединениях -2, +1, +2, +4, +6.

Сера имеет четыре стабильных изотопа: 32S, 33S, 34S, 35S.

В природе сера встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде соединений, из которых практическое значение имеют минералы сульфидной группы FeS2 - пирит, PbS - свинцовый блеск, ZnS - цинковая обманка, Cu2S - медный блеск, CuFeS2 - халькопирит, и минералы сульфатной группы: CaSO4*2H2O - гипс, CaSO4 - ангидрит, BaSO4 - барит, Na2SO4*10H2O. глауберова соль (мирабилит). Массовая доля серы в земной коре составляет 0,0005.

Простое вещество

Сера имеет несколько аллотропных модификаций. При комнатной температуре устойчива ромбическая сера , при температуре выше 95oС - моноклинная. Обе модификации состоят из циклических молекул S8 и отличаются кристаллической решеткой. При быстром охлаждении расплавленной серы может быть получена липкая эластичная масса коричневого цвета - пластическая сера. Пластическая сера неустойчива (метастабильна) и через несколько часов превращается в ромбическую.

Физические свойства.

Ромбическая и моноклинная сера - кристаллические вещества желтого цвета, температура плавления ромбической серы +113oС, моноклинной +119oС. Плотность ромбической серы 2,07 г/см3, моноклинной - 1,96 г/см3. Жидкая сера красновато-бурого цвета, при 445oС кипит, образуя желто-оранжевые пары. Сера нерастворима в воде, немного растворима в спирте, бензоле, эфире, хорошо растворяется в сероуглероде. Твердая сера водой не смачивается, в результате чего мелко размолотая сера не тонет, а плавает на поверхности воды (“флотация”).

Химические свойства.

Сера проявляет свойства типичного неметалла, взаимодействует с простыми веществами:

а) водородом при нагревании до 150-300oС:

H2 + S = H2S

б) галогенами при нагревании:

S + 3F2 = SF6
S + Cl2 =SCl2
2S + Cl2 = S2Cl2
2S + Br2 = S2Br2

в) с фосфором при нагревании:

2P + 3S = P2S3 - при избытке фосфора
2P + 5S = P2S5 - при избытке серы

г) с углеродом при 600-800oС:

C + 2S = CS2

д) с металлами при комнатной температуре, например:

2Na + S = Na2S
Hg + S = HgS

или после предварительного нагревания, образуя сульфиды:

Cu + S = CuS
Fe + S = FeS
2Al + 3S = Al2S3

Сера реагирует со сложными веществами:

а) с сульфидами щелочных металлов, образуя полисульфиды:

Na2S + nS = Na2Sn+1 - где n = 2-6

б) растворяется при кипячении в растворах щелочей:

S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

в) окисляется кислотами-окислителями:

S + H2SO4 конц. = 3SO2 + 2H2O
S + 6HNO3 конц. = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

г) при кипячении с раствором сульфита натрия образует тиосульфат натрия:

S + Na2SO3 = Na2S2O3


Получение серы.

В промышленности серу получают:

а) добычей самородной серы и отделением ее от примесей

б) окислением сероводорода недостатком кислорода:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

или сернистым газом:

2H2S + SO2 = 2H2O + 3S

в) разложением пирита при 600oС без доступа воздуха:

Fe2S = FeS + S


Применение серы.

Серу применяют:

а) для получения серной кислоты

б) для получения сульфитов

в) для борьбы с болезнями растений

г) при вулканизации каучука

д) в производстве спичек

е) в производстве люминифоров

СЕРОВОДОРОД. СУЛЬФИДЫ.

Связи в молекуле сероводорода H2S ковалентные полярные, валентный угол составляет 92о:Молекула сероводорода полярная.

Физические свойства.

Сероводород - бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц, температура кипения -61оС, плавления -88оС. При 20оС в 1 объеме воды растворяется 3 объема сероводорода, образующийся раствор называют сероводородной водой. Сероводород ядовит, вызывает тяжелые отравления, связывая железо, входящее в состав гемоглобина крови.

Химические свойства.

В водном растворе сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота:

H2S = H+ + HS-
HS- = H+ + S2-

Диссоциация по второй ступени незначительна. Сероводородная кислота дает два ряда солей - гидросульфиды и средние - сульфиды. Все гидросульфиды растворимы в воде и существуют только в водных растворах. Сульфиды делятся на три группы:

1. Растворимые в воде - сульфиды щелочных металлов, например Na2S, K2S.

2. Нерастворимые в воде, но растворимые в разбавленной серной или соляной кислотах: FeS, MnS, ZnS и др.

3. Нерастворимые в воде и кислотах: PbS, CuS, HgS, NiS. Сульфиды этой группы растворяются только в концентрированной азотной кислоте, например:

CuS + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + S + 2NO2 + 2H2O

Растворимые в воде сульфиды сильно гидролизованы, их растворы имеют сильнощелочную реакцию:

S2- + H2O = HS- + OH2-

Некоторые сульфиды, например Al2S3, гидролизуются необратимо:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Сероводород проявляет свойства сильного восстановителя:

а) обесцвечивает бромную и иодную воду:

2S + Br2 = S + 2HBr
H2S + I2 = S + 2HI

б) хлор окисляет сероводород до серной кислоты:

H2S + 4Cl2+ 4H2O = H2SO4 + 8HCl

в) на воздухе сероводород горит голубым пламенем:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2

г) сероводород обесцвечивает подкисленный раствор пермарганата калия:

KМnO4 + H2S + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O

д) сероводородная вода при хранении постепенно мутнеет за счет окисления Н2S растворенным в воде кислородом:

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

В присутствии кислорода сероводород вызывает почернение серебра:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

Сульфиды, также как и сероводород проявляют восстановительные свойства.

Получение сероводорода и сульфидов.

В промышленности сероводород получают при очистке нефти, природного газа и коксового газа.

В лаборатории - действием соляной или разбавленной серной кислоты на сульфиды железа или цинка, например:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Сульфиды в промышленности получают восстановлением сульфатов натрия или кальция коксом при 1000oС:

Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2
CaSO4 + 4C = CaS + 4CO

В лаборатории сульфиды можно получить:

а) сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов - пропуская сероводород в раствор щелочи:

2NaOH + H2S = Na2S + H2O

б) сульфиды второй группы (FeS, MnS, ZnS) - при взаимодействии раствора соли металла с раствором сульфида натрия или калия:

K2S + FeSO4 = K2SO4 + FeS

в) сульфиды третьей группы - пропусканием сероводорода в раствор соли металла, например:

CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4

Реакция протекает практически до конца из-за исчезающе малой растворимости образующегося сульфида.

г) сульфиды, необратимо разлагающиеся водой, например сульфид алюминия, могут быть получены синтезом из простых веществ:

Al + 3S = Al2S4 - после предварительного нагревания

Таким же образом можно получить и все остальные сульфиды, например:

2Na + S = Na2S - при комнатной температуре
Fe + S = FeS - после предварительного нагревания
Cu + S = CuS - при комнатной температуре


Применение сероводорода и сульфидов.

Сероводород применяют в промышленности:

а) для получения серы

б) для осаждения сульфидов (в аналитической химии)

в) для приготовления сероводородных ванн

Сульфиды также находят применение, например ZnS применяется в качестве люминофора в кинескопах и как полупроводниковый материал.

СЕРНИСТЫЙ АНГИДРИД. СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА. СУЛЬФИТЫ.

Молекула сернистого ангидрида SO2 имеет форму треугольника. Атом серы находится в состоянии sp2 гибридизации, степень окисления серы +4, молекула полярна.

Физические свойства.

SO2 - бесцветный газ с резким запахом горящей серы, температура плавления -75oС, кипения -10oС. Хорошо растворим в воде: при 0oС - 80 объемов, при 20oС - 40 объемов в 1 объеме воды.

Химические свойства.

Сернистый газ проявляет свойства восстановителя:

а) обесцвечивает бромную воду:

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr

б) при пропускании SO2 через водный раствор перманганата калия раствор обесцвечивается:

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

в) кислородом SO2 окисляется только в присутствии катализаторов (V2O5, NO):

2SO2 + O2 = 2SO3

г) восстанавливает Pb (+4) до Pb (+2):

PbO2 + SO2 = PbSO4

д) при нагревании в присутствии катализатора - активированного угля - реагирует с хлором, образуя хлористый сульфурил (хлорангидрид серной кислоты):

SO2 + Cl2 = SO2Cl2

- бесцветное вещество с резким запахом, легко гидролизуется:

SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl

При взаимодействии с сильными восстановителями сернистый газ проявляет свойства окислителя:

а) при пропускании SO2 через сероводородную воду происходит помутнение из-за образования свободной серы:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Сернистый газ обесцвечивает фуксин и некоторые другие органические красители.

В водных растворах SO2 устанавливается равновесие:

SO2 + H2O = H2SO3

при этом образуется непрочная сернистая кислота H2SO3, существующая только в разбавленных водных растворах. Сернистая кислота - двухосновная:

H2SO3 = H+ + HSO3-
HSO3- = H+ + SO32-

По первой ступени H2SO3 диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая кислота.Сернистая кислота - сильный восстановитель:

а) окисляется кислородом воздуха в серную кислоту:

2H2SO3 + O2 = 2H2SO4

б) взаимодействует с водными растворами галогенов:

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr

При взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота проявляет свойства окислителя:

а) окисляет сероводородную воду:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 2H2O

Кислые соли сернистой кислоты - гидросульфиты, средние - сульфиты.Соли сернистой кислоты - восстановители:

а) медленно окисляются кислородом:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4

б) обесцвечивают бромную и иодную воду:

K2SO3 + Br2 + H2O = K2SO4 + 2HBr

в) обесцвечивают подкисленный раствор пермарганата калия:

K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + MnSO4 + H2O

г) сульфиты щелочных металлов при прокаливании диспропорционируют:

4Na2SO3 = Na2S + 3Na2SO4

д) восстановительные свойства сульфита натрия проявляются в образованиитиосульфита натрия:

Na2SO3 + S = Na2S2O3 - при кипячении

Тиосульфат натрия содержит серу в степенях окисления -2 и +6:

Получение SO2 и сульфитов.

Сернистый газ в промышленности получают:

а) сжиганием серы:

S + O2 = SO2

б) обжигом пирита:

4FeS + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

В лаборатории - действием серной кислоты на сульфиты:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

или при взаимодействии концентрированной серной кислоты с медными стружками:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Сульфиты (натрия, калия и кальция) получают пропусканием сернистого газа в раствор щелочи или карбоната соответствующего металла.

Применение.

Сернистый газ применяют:

а) в производстве серной кислоты

б) в производстве моющих средств (сульфонаты)

в) в качестве консерванта

г) в производстве целлюлозы

Соли - сульфиты - применяются для отбеливания тканей и бумаги, в фотографии в качестве восстановителей.

СЕРНЫЙ АНГИДРИД. СЕРНАЯ КИСЛОТА. СУЛЬФАТЫ.

Серный ангидрид SO3 содержит серу в степени окисления +6, атом серы находится в состоянии sp2 гибридизации, молекула имеет форму равностороннего треугольника. Серный ангидрид имеет несколько модификаций, отличающихся степенью полимеризации молекул, например a-SO3 является тримером, а b-SO3 - полимер.

В основе строения молекулы серной кислоты лежит тетраэдр, в центре которого находится атом серы, а в вершинах - атомы кислорода:



Физические свойства.

Серный ангидрид в твердом состоянии представляет собой бесцветные кристаллы, плавящиеся при +17oС (a-SO3). Температура кипения +45oС. На воздухе серный ангидрид дымит за счет образования мельчайших капелек серной кислоты. Растворы серного ангидрида в безводной серной кислоте называют олеумом.

Серная кислота (моногидрат, соответствующий формуле H2SO4) - бесцветная жидкость, температура кипения +338oС с частичным разложением. Плотность моногидрата 1,84 г/см3 Растворимость серной кислоты в воде неограничена, могут быть получены растворы H2SO4 в воде с массовой долей от 0 до 1 (от 0 до 100%) .

Химические свойства.

Серный ангидрид активно реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3 + H2O = H2SO4

реакция сопровождается выделением большого количества тепла. SO3 - сильный окислитель, окисляет HBr:

2HBr + SO3 = Br2 + SO2 + H2O

Серная кислота - сильная двухосновная кислота, диссоциация ее протекает по двум ступеням:

H2SO4 = H+ + HSO4- - первая ступень
HSO4- =H+ + SO42- - вторая ступень

В концентрированных растворах диссоциация серной кислоты по второй ступени незначительна.

Серная кислота - сильнейшее дегидратирующее (водоотнимающее) вещество. Она поглощает влагу из воздуха (гигроскопична), отнимает воду от кристаллогидратов:

H2SO4 конц.
CuSO4*5H2O голубой ------------------------> CuSO4 белый + 5H2O

углеводов (обугливает дерево и бумагу):

H2SO4 конц.
C12H22O11 --------------------------> 12C + 11H2O

спиртов:

H2SO4 конц.
C2H5OH -----------------------------> CH2=CH2 + H2O

Серная кислота проявляет все свойства сильных кислот:

а) взаимодействует с основными оксидами, например:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

б) с основаниями, например:

2NaOH + H2SO4= Na2SO4 + 2H2O

в) вытесняет другие кислоты из их солей, например те, которые слабее нее:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O

или более летучие (обладающие температурами кипения ниже, чем у серной кислоты):

NaNO3твердый + H2SO4 конц.= NaHSO4 + HNO3- при нагревании

В окислительно-восстановительных реакциях разбавленная серная кислота проявляетсвойства обычной кислоты (неокислитель) - при этом восстанавливаются ионы Н+, например:

Fe + H2SO4 разб.= FeSO4 + H2

Разбавленная H2SO4 не взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода.

Концентрированная серная кислота - кислота-окислитель, при этом восстанавливается сера (+6).

Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений правее водорода:

Cu + 2H2SO4конц. = CuSO4 + SO2 + 2H2O

и металлы,стоящие левее водорода, при этом сера восстанавливается до степени окисления +4, 0 и -2:

Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O

Железо, алюминий, хром концентрированной серной кислотой пассивируются, однако при сильном нагревании реакция начинается, например:

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Концентрированная серная кислота окисляет неметаллы, например:

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
S +2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

Концентрированная серная кислота окисляет также сложные вещества, например HI и HBr:

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

соли железа (2):

2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O + SO2


Сульфаты.

Серная кислота как двухосновная кислота образует два ряда солей - кислые - гидросульфаты и средние - сульфаты. В безводном состоянии выделены только гидросульфаты щелочных металлов. Средние сульфаты (безводные) - как правило, бесцветные кристаллические вещества, склонные к образованию кристаллогидратов (часто окрашеных), например:

Na2SO4*10H2O - глауберова соль (мирабилит) - бесцветная

MgSO4*7H2O - горькая (английская) соль - бесцветная

CuSO4*5H2O - медный купорос - голубой

FeSO4*7H2O - железный купорос - голубовато-зеленый

CaSO4*2H2O - гипс - белый

Сульфаты при нагревании разлагаются (кроме сульфатов щелочных металлов, которые термически устойчивы), например CaSO4 - при 1400oС:

2CaSO4 = 2CaO + 2SO2 + O2

Сульфаты переходных металлов разлагаются при более низких температурах, напримерFe2(SO4)3 - при 700-800oС:

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3


Получение серной кислоты.

В настоящее время серную кислоту в промышленности получают двумя основными способами: контактным и нитрозным (башенным). Первая стадия - получение SO2 - одинакова в обоих способах (см. промышленное получение сернистого газа).

Главное отличие способов - в последующих стадиях. При контактном способе сернистый газ окисляют в серный ангидрид в присутствии катализатора («контакта») - V2O5 при 450oС:

2SO2 + O2 = 2SO3

Исходный сернистый газ требует тщательной очистки от примесей, которые могут отравить катализатор. Полученный серный ангидрид поглощают концентрированной серной кислотой, в результате получают олеум.

В нитрозном методе SO2 окисляют оксидом азота (4) в присутствии воды:

SO2 + NO2 + H2O = H2SO4 + NO

и затем:

2NO + O2 = 2NO2

Так как реакция образования серной кислоты обратима, то нитрозным методом получают раствор H2SO4 с массовой долей серной кислоты не более 0,7.

Применение серной кислоты.

Серную кислоту применяют:

а) в производстве минеральных удобрений

б) при получении других кислот

в) в органическом синтезе

г) в производстве взрывчатых веществ

д) для очистки нефти

е) раствор серной кислоты в воде - в качестве электролита в кислотных аккумуляторах.



    © Короленко М.В., 2009-2016                      *7732*25*118*

          Индекс цитирования          Эта страница помогла? Покажите ее друзьям!