Сера

Общие сведения

Сера. 1s2 2s2 p6 3s2 p4d0

В природе либо в виде вулканической серы или в виде сульфидоф и сульфатов

КатеCuFeS - халькоперит

ZnS - сфалерит

FeAsS - арсенит

CaSO4 × 2H2O - гипс

Na2SO4 × 10H2O - мирабилит (глауберова соль)

катенация - способность атомов одного и того же элемента образовывать разветвлённые или неразветвленные цепи (гомоцепи)

Применение:

Элементарная сера применяется для получения кислоты, для вулканизации каучука. Соединения серы используются в органическом синтезе. Растворы гидросульфитов используются в производстве целлюлозы. Тиосульфат натрия – фиксанал в серебряной фотографии.

Токсическое действие:

Сера относится к элементам, имеющим особо важное значение в жизненном процессе, так как входит в состав белковых веществ. В организме - 140 г серы. Прием с пищей – 850 – 930 мг – ежедневно. Токсическое действие пыли серы слабое, отравления исключены. Сероводород – сильный яд, сильно токсичен, в организме связывается с гемоглобином. Микродоза имеет лечебное воздействие. 10-5 мг/л – ощущение запаха. Диоксид серы - раздражает дыхательные пути, вызывает нарушение углеводного и белкового обменов, снижает иммунитет. Селен – аналог серы – очень ядовит.

Аллотропия

Степени окисления: -2 , +2, +4, +6 Аллотропия серы: . Известны несколько аллотропных модификаций серы. В обычных условиях устойчивы ромбическая α-S и моноклинная β-S. Их кристаллы отличаются различным расположением кольцевых молекул S8.

Сера. Физические и химические свойства серы

Ромбическая сера кристаллизуется из раствора в CS2, моноклинная - из расплава. Малоустойчива пластическая сера - S - представляет собой нерегулярные зигзагообразные цепи со степенью полимеризации несколько тысяч, получается при быстром охлаждении расплава, со временем становится хрупкой, переходя в более устойчивые модификации.

tпл. 112 – 119 , t кип. = 444 .

В воде не растворяется, растворима в некоторых органических растворителях.

Способность серы образовывать цепочки проявляется в существовании полисульфидов водорода – сульфанов и полисульфидов щелочных металлов: H2Sn – сульфаны, Na2Sn – полисульфиды

Химические свойства:

Активный элемент; может выступать и восстановителем, и окислителем.

В парах серы раскаленные металлы горят:

Zn + S = ZnS;

Cu + S = CuS;

S + O₂ = SO₂ - окисляется кислородом.

Реагирует со всеми галогенами:

S + 3F₂ = SF₆

Сера диспропорционирует при нагревании в щелочи:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Оксиды серы

Степень окисления: +4, +6 – в соединениях с кислородом: SO₂; SO₃.

S + O₂ = SO₂

2FeS₂ + 5,5O₂ = Fe₂O₃ + 4SO₂ (обжиг феррита в промышленности)

Na₂SO₃ + HCl = NaCl + H₂O + SO₂ (в лабораторных условиях).

SO₂ – сернистый газ, без цвета, имеет удушливый запах, ядовит, сжижается при t_кип.= -10С, хорошо растворим в воде:

H₂O + SO₂ =H₂SO₃ – сернистая кислота (слабая, неустойчивая).

K_I = 2*10^-2, K_II = 6*10^-8

Соли сернистой кислоты: сульфиты.

SO₂ + NaOH = NaHSO₃ – гидросульфит

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O (при избытке щелочи).

Сернистый газ и сульфиты проявляют восстановительные свойства:

NaHSO₃ + Cl₂⁰ +H₂O = Na₂SO₄ + NaCl + 2HCl

Но может быть и окислителем, если присутствует сильный восстановитель:

H₂SО₃⁺⁴ + H₂S = S⁰ + H₂O (реакция контрдиспропорционирования).

Na₂S⁺⁴O₃ =(600t) Na₂S^-2 + Na₂SO₄⁺⁶ (реакция диспропорционирования)

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃– тиосульфат.

H₂S₂O₃ – тиосерная кислота – неустойчивая , достаточно сильная.

H₂S₂O₃ = H₂SO₃ + S

K_II = 2*10^-2

Na₂S₂O₃ – тиосульфат натрия, сильный восстановитель.

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O= Na₂SO₄ + NaCl

2 Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2 NaI – дитионат натрия

2моль - 1моль (основано количественное определение окислителей)

Политионовые кислоты: H₂S_nO₆, соли – политионаты:

SO₃ – серный ангидрит (оксид серы (VI))

Получение серной кислоты:

При растворении SO3 в концентрированной серной кислоте получается олеум:

H2SO4 + SO3 = H2S2O7 – (пиросерная кислота).

H2S2O7 + H2O = 2H2SO4

Cерная кислота, безцветная, сиропообразная жидкость, сильная двухосновная кислота.

(SO3 не добавляют в воду, так как образуется туман серной кислоты, который разъедает стенки реактора)

В растворе диссоциирует полностью. С водой образует гидраты, при образовании которых выделяется большое количество теплоты. Концентрированная серная кислота - сильнейший окислитель:

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 + 2H2O

2Ag + 2H2SO4(конц.) = Ag2SO4 + SO2 + 2H2O + 4H2O

4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S

Концентрированная серная кислота при комнатной температуре пассивирует железо, хром, алюминий.

Пассивация металлов - образование плотной оксидной пленки, не растворимой в кислоте при 200С.

Металлы, обладающие отрицательным электродным потенциалом, реагируют с разбавленной серной кислотой с выделением водорода:

Zn + H2SO4(разб.) = ZnSO4 + H2

Соли серной кислоты – сульфаты :

NaHSO4 – активные металлы, образуют с кислотой гидросульфаты.

CaSO4 , SrSO4 , BaSO4 - нерастворимые сульфаты. падает растворимость.

Сульфаты.

CuSO4 5H2O – медный купорос.

FeSO4 7H2O - железный купорос.

KAl(SO4)2 - квасцы алюмокалиевые.

(NH4)2Fe(SO4)26H2O – железо-аммонийные квасцы (соль Мора).

Сульфаты щелочных металлов при нагревании плавятся без разложения, другие – разлагаются:

CuSO4 = CuO + SO3

Гидросульфаты при нагревании дают соли дисерной кислоты:

NaHSO4 = Na2S2O7 + H2O (при нагревании)

Na2S2O7 = Na2SO4 + SO3

Соединения серы с галогенами:

Сера окисляется галогенами (кроме йода):

SF6 (гексафторид серы),

S2Cl2 (дихлорид серы),

SCl2, SCl4.

В воде гидролизуются, кроме SF6 (устойчив).

2SCl2 + 3H2O = 4HCl + S + H2SO3

SCl4 + 3H2O = H2SO3 +4HCl

Значительное применение имеют оксогалогениды серы:

SOCl2 - хлористый тионил (хлорангидрид сернистой кислоты),

SO2Cl2 – хлористый сульфурил (хлорангидрид серной кислоты).

Это активные хлорирующие агенты, ядовиты.

SOCl2 + 2H2O = H2SO3 + 2HCl

SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl