Читайте также:
|
Содержание серы в земной коре – 5∙10-2%, то есть весьма распространенный элемент. Встречается в больших количествах в свободном состоянии (самородная сера), а также в виде сульфидов и сульфатов. В виде сульфидов: особое значение имеет пирит FeS2 (железный колчедан), ZnS (цинковая обманка), РвS (свинцовый блеск), Cu2S (медный блеск), HgS и др. В виде сульфатов: CaSO4 ∙ 2H2O – гипс, Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова соль или мирабилит, BaSO4 и др. Большое количество сульфатов растворено в природных водах (сульфат магния и др.). Кроме того, сера содержится в организме животных и растений, входит в состав белков и незаменимых аминокислот. Так как самородная сера встречается в больших количествах, то её получение сводится к отделению её от пустой породы. Это достигается выплавкой самородной серы в местах её залегания под землёй. Кроме того, серу получают из газов, содержащих H2S или SO2 (природный газ или газы, получившиеся при обжиге сульфидных руд). Важным источником получения серы является FeS2. Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые гомоцепи. Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, так как в их образовании участвуют электроны взаимно перпендикулярно расположенных р-орбиталей атома серы:.... S S \.. /¨\.. /¨\ S S ¨ ¨ Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми цепями (S6, S4) и открытыми цепями S∞. В обычных условиях устойчивы ромбическая и частично моноклинная модификации серы. Их кристаллы отличаются взаимной ориентацией кольцевых молекул S8. Малоустойчивая в обычных условиях пластическая сера состоит из нерегулярно расположенных зигзагообразных цепочек S∞ (где ∞ достигает нескольких тысяч). Другие неустойчивые модификации серы построены из молекул S2 (пурпурная), S6 (оранжево-желтая) и др. В воде сера практически нерастворима, некоторые её модификации растворяются в органических растворителях и в особенности в сероуглероде.
Химические свойства серы.
Сера – типичный неметалл, причём достаточно активный, особенно при нагревании. Но при обычных условиях малоактивна. При комнатной температуре сера быстро реагирует со фтором и медленно со ртутью. Но уже при умеренном нагревании она активно взаимодействует со многими простыми и сложными веществами. Так, она окисляет многие простые вещества, причем металлы окисляет с выделением большого количества тепла и легче, чем неметаллы, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. Соединений серы с галогенами много, они получаются при непосредственном взаимодействии простых веществ, причём сера реагирует со всеми галогенами, кроме йода.
S + O2 → SO2 (и SO3) 3S + 2P → P2S3 (P2S5)
S + Me → Na2S, CaS, ZnS, FeS
S + H2 ↔ H2S 2S + C → CS2
2S + Si → SiS2 2B + 3S → B2S3
2S + Cl2 → S2Cl2
S + 3F2 → SF6 S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
При нагревании в кипящей воде или в кипящих растворах щелочей сера диспропорционирует:
3S + 6NaOH ↔ 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
Сера применяется для получения серной кислоты, при вулканизации каучука, производстве сероуглерода, спичек. В медицине сера применяется как наружное средство (серная мазь) для лечения кожных заболеваний.
С водородом сера при обычных условиях не реагирует. Лишь при нагревании протекает обратимая реакция: H2 + S ↔ H2S.
Практически сероводород получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов (чаще FeS): FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑. Молекула H2S имеет угловую форму (угол HSH = 92о), поэтому она полярна. Сероводород – это газ (Ткип. = -60оС) с очень неприятным запахом тухлых яиц. Очень ядовит, взаимодействует в организме с железом гемоглобина (образуется FeS, то есть Fe блокируется), поэтому вызывает отравление. При вдыхании Н2S в больших количествах может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания. Предельно допустимая концентрация в воздухе – 0,01 мг/л. В 1 литре воды при 20о растворяется примерно 2,5 литра H2S. При нагревании растворимость сероводорода уменьшается. Раствор H2S в воде называется сероводородной водой и водный раствор – это слабая двухосновная кислота, называемая сероводородной. H2S ↔ H+ + HS-. Диссоциация по второй ступени (HS- ↔ H+ + S2-) практически не идёт. Сероводородная кислота проявляет все свойства слабых кислот. Кроме кислотных свойств Н2S (сероводород и кислота), а также соли (сульфиды) проявляют восстановительные свойства, причём – это сильные восстановители. В зависимости от условий продуктами окисления могут быть So, SO2 и H2SO4. Так, например, на воздухе Н2S (газ) сгорает: 2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2. При недостатке О2 (например, в растворе) сероводород медленно окисляется О2 воздуха: 2H2S + O2 → 2S↓ + 2H2О. Поэтому при стоянии на воздухе сероводородная вода мутнеет вследствие выделения серы. При действии сильного окислителя: H2S + 4Br2 + 4H2O → H2SO4 + 8HBr. Как двухосновная кислота H2S образует средние и кислые соли, которые называются соответственно сульфидами и гидросульфидами – Na2S, NaHS. Большинство сульфидов металлов в воде не растворяется; растворяются в воде лишь сульфиды щелочных металлов и аммония. Сульфиды, как и оксиды, бывают основные, кислотные и амфотерные. Основные свойства проявляют сульфиды наиболее типичных металлов, кислотные – неметаллов. Различие в сульфидах проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной химической природы между собой. Так, сульфиды S-элементов I группы (как и их оксиды) растворяются в воде и при гидролизе дают щелочную среду: Na2S + HOH ↔ NaHS + NaOH. Сульфиды неметаллов обычно гидролизуются необратимо с образованием соответствующих кислот: SiS2 + 3HOH = H2SiO3 + 2H2S. При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли: Na2S + CS2 = Na2CS3 (аналогично Na2O + CO2 → Na2CO3). Отвечающие им тиокислоты неустойчивы и распадаются необратимо на H2S и сульфид: Na2CS3 + 2HCl = 2NaCl + H2CS3 и далее H2CS3 = H2S + CS2. Этот распад аналогичен разложению кислородсодержащих кислот на кислотный оксид и воду: H2CO3 = CO2 + H2O.
Оксид серы (IV) SO2 (сернистый ангидрид) – строение молекулы аналогично строению О3 (ОО2), но молекула отличается высокой термической устойчивостью. Молекула SO2 имеет угловую форму (Sp2-гибридизация атома серы). Пунктирной линией изображена трёхцентровая π-связь. Молекула SO2 полярна. Валентный угол равен 119,5о. В промышленности SO2 получают сжиганием серы и обжигом пирита: to S + O2 → SO2 to 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 в лаборатории: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + SO2. SO2 – это бесцветный газ с характерным резким запахом. Хорошо растворяется в воде (40 объёмов SO2 растворяется в 1 объёме воды при 20оС), при этом частично реагирует с водой с образованием сернистой кислоты H2SO3. SO2 + H2O ↔ H2SO3 ↔ H+ + HSO3- ↔ 2H+ + SO32-. При нагревании растворимость SO2 уменьшается и равновесие смещается влево (←), постепенно весь SO2 улетучивается из раствора. В присутствии щелочи указанное равновесие легко смещается в сторону образования анионов, то есть образуются два типа солей: сульфиты M2SO3 и гидросульфиты MHSO3. SO2 проявляет все свойства кислотных оксидов. IV. Сернистая кислота H2SO3 – непрочное соединение, существует лишь в растворе. При выделении кислоты из раствора распадается на SO2 и Н2О. Двухосновная кислота средней силы. Образует два ряда солей: средние – сульфиты, кислые – гидросульфиты. В воде расторимы лишь cульфиты S-элементов I группы и гидросульфиты. Соли подвергаются гидролизу: Na2SO3 + HOH ↔ NaOH + NaHSO3 (в основном по I ступени). Так как степень окисления S+4 – промежуточная степень окисления, то SO2, H2SO3 и её соли проявляют окислительно-восстановительную двойственность, но более характерны для них восстановительные свойства и это – сильные восстановители. Поэтому, например, сульфиты в растворах постепенно окисляются даже кислородом воздуха до сульфатов: 2SO32- + O2 = 2SO42- 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4. to 2SO2 + O2 ↔ 2SO3. При взаимодействии же с более сильными восстановителями производные серы (IV) проявляют окислительные свойства: SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O или SO2 + 2CO = 2CO2 + S. При нагревании сульфиты диспропорционируют:
4Na2S+4O3 = 3Na2S+6O4 + Na2S-2. SO2 применяется для получения серной кислоты, как отбеливающее средство (бумага, ткани), как дезинфицирующее средство (окуривают хранилища), используется как неводный растворитель для проведения синтезов.
Серная кислота и её соли H2SO4 – это один из важнейших химических продуктов. Строение молекулы: Н – О О \ // S / \\ Н – О О
Серная кислота – это маслянистая нелетучая бесцветная жидкость, плотность 1,84 г/см3, хорошо растворяется в воде. В твердом и жидком состояниях молекулы кислоты связаны водородными связями. В промышленности концентрированную H2SO4 (98%) получают растворением оксида серы (VI) в разбавленной серной кислоте. В водном растворе H2SO4 – это сильная двухосновная кислота и по первой ступени диссоциирует практически нацело. Концентрированная H2SO4 – сильный окислитель, окисляет многие металлы и сложные вещества. Например:
8HJ + H2SO4(конц.) = 4J2 + H2S + 4HOH. 2HBr + H2SO4(конц.) = Br2 + SO2 + 2HOH.
Cu + 2H2SO4(конц.) → СuSO4 + SO2 + 2H2O.
Серная кислота образует 2 ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты). Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде. К практически нерастворимым соединениям относятся сульфаты бария, стронция и свинца. Малорастворимый сульфат кальция. Из водных растворов сульфаты обычно выделяются в виде кристаллогидратов. Соединения типа CuSO4∙5H2O и FeSO4∙7H2O называются купоросами. Сульфаты подвергаются гидролизу лишь по катиону слабого основания.
Дата добавления: 2015-02-16; просмотров: 114 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |