СЕРА
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.
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.
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:
б) галогенами при нагревании:
в) с фосфором при нагревании:
г) с углеродом при 600-800oС:
д) с металлами при комнатной температуре, например:
или после предварительного нагревания, образуя сульфиды:
Сера реагирует со сложными веществами:
а) с сульфидами щелочных металлов, образуя полисульфиды:
б) растворяется при кипячении в растворах щелочей:
в) окисляется кислотами-окислителями:
г) при кипячении с раствором сульфита натрия образует тиосульфат натрия:
В промышленности серу получают:
а) добычей самородной серы и отделением ее от примесей
б) окислением сероводорода недостатком кислорода:
или сернистым газом:
в) разложением пирита при 600oС без доступа воздуха:
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.
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.
В водном растворе сероводород ведет себя как слабая двухосновная кислота:
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:
Растворимые в воде сульфиды сильно гидролизованы, их растворы имеют сильнощелочную реакцию:
Некоторые сульфиды, например Al2S3, гидролизуются необратимо:
Сероводород проявляет свойства сильного восстановителя:
а) обесцвечивает бромную и иодную воду:
б) хлор окисляет сероводород до серной кислоты:
в) на воздухе сероводород горит голубым пламенем:
г) сероводород обесцвечивает подкисленный раствор пермарганата калия:
д) сероводородная вода при хранении постепенно мутнеет за счет окисления Н2S растворенным в воде кислородом:
В присутствии кислорода сероводород вызывает почернение серебра:
Сульфиды, также как и сероводород проявляют восстановительные свойства.
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:
Сульфиды в промышленности получают восстановлением сульфатов натрия или кальция коксом при 1000oС:
В лаборатории сульфиды можно получить:
а) сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов - пропуская сероводород в раствор щелочи:
б) сульфиды второй группы (FeS, MnS, ZnS) - при взаимодействии раствора соли металла с раствором сульфида натрия или калия:
в) сульфиды третьей группы - пропусканием сероводорода в раствор соли металла, например:
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:
Таким же образом можно получить и все остальные сульфиды, например:
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.
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.
Сернистый газ проявляет свойства восстановителя:
а) обесцвечивает бромную воду:
б) при пропускании SO2 через водный раствор перманганата калия раствор обесцвечивается:
в) кислородом SO2 окисляется только в присутствии катализаторов (V2O5, NO):
г) восстанавливает Pb (+4) до Pb (+2):
д) при нагревании в присутствии катализатора - активированного угля - реагирует с хлором, образуя хлористый сульфурил (хлорангидрид серной кислоты):
- бесцветное вещество с резким запахом, легко гидролизуется:
При взаимодействии с сильными восстановителями сернистый газ проявляет свойства окислителя:
а) при пропускании SO2 через сероводородную воду происходит помутнение из-за образования свободной серы:
Сернистый газ обесцвечивает фуксин и некоторые другие органические красители.
В водных растворах SO2 устанавливается равновесие:
при этом образуется непрочная сернистая кислота H2SO3, существующая только в разбавленных водных растворах. Сернистая кислота - двухосновная:
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:
б) взаимодействует с водными растворами галогенов:
При взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота проявляет свойства окислителя:
а) окисляет сероводородную воду:
Кислые соли сернистой кислоты - гидросульфиты, средние - сульфиты.Соли сернистой кислоты - восстановители:
а) медленно окисляются кислородом:
б) обесцвечивают бромную и иодную воду:
в) обесцвечивают подкисленный раствор пермарганата калия:
г) сульфиты щелочных металлов при прокаливании диспропорционируют:
д) восстановительные свойства сульфита натрия проявляются в образованиитиосульфита натрия:
Тиосульфат натрия содержит серу в степенях окисления -2 и +6:
Сернистый газ в промышленности получают:
а) сжиганием серы:
б) обжигом пирита:
В лаборатории - действием серной кислоты на сульфиты:
или при взаимодействии концентрированной серной кислоты с медными стружками:
Сульфиты (натрия, калия и кальция) получают пропусканием сернистого газа в раствор щелочи или карбоната соответствующего металла.
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:
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%) .
Серный ангидрид активно реагирует с водой с образованием серной кислоты:
реакция сопровождается выделением большого количества тепла. SO3 - сильный окислитель, окисляет HBr:
Серная кислота - сильная двухосновная кислота, диссоциация ее протекает по двум ступеням:
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:
углеводов (обугливает дерево и бумагу):
спиртов:
Серная кислота проявляет все свойства сильных кислот:
а) взаимодействует с основными оксидами, например:
б) с основаниями, например:
в) вытесняет другие кислоты из их солей, например те, которые слабее нее:
или более летучие (обладающие температурами кипения ниже, чем у серной кислоты):
В окислительно-восстановительных реакциях разбавленная серная кислота проявляетсвойства обычной кислоты (неокислитель) - при этом восстанавливаются ионы Н+, например:
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:
и металлы,стоящие левее водорода, при этом сера восстанавливается до степени окисления +4, 0 и -2:
Железо, алюминий, хром концентрированной серной кислотой пассивируются, однако при сильном нагревании реакция начинается, например:
Концентрированная серная кислота окисляет неметаллы, например:
Концентрированная серная кислота окисляет также сложные вещества, например HI и HBr:
соли железа (2):
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:
Сульфаты переходных металлов разлагаются при более низких температурах, напримерFe2(SO4)3 - при 700-800oС:
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:
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:
и затем:
Так как реакция образования серной кислоты обратима, то нитрозным методом получают раствор H2SO4 с массовой долей серной кислоты не более 0,7.
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.