uzluga.ru
добавить свой файл
1
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ




Сера

Сероводород

Оксиды серы

Серная кислота


ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

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 ( - сера) - S8

tпл. = 113C; r = 2,07 г/см3

Наиболее устойчивая модификация.





  1. моноклинная ( - 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.


  1. пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса





Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

Строение атома



Размещение электронов по уровням и подуровням




1s22p22p63s23p4

Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)

Степень
окисления

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


  1. 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


  1. 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)





  1. c кислородом:

S + O2t°® S+4O2

2S + 3O2t°;pt® 2S+6O3


  1. c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 ® S+2Cl2


  1. c кислотами - окислителями:

S + 2H2SO4(конц) ® 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

Реакции диспропорционирования:







3S0 + 6KOH ® K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O


  1. 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.


ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

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







H2 + S t°H2S




FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2

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).


  1. Взаимодействует с основаниями:


H2S + 2NaOH ® Na2S + 2H2O


  1. 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) –® 4S+4O2 + 4H2O)


  1. Сероводород окисляется:

при недостатке O2

2H2S-2 + O2 ® 2S0 + 2H2O

при избытке O2

2H2S-2 + 3O2 ® 2S+4O2 + 2H2O


  1. Серебро при контакте с сероводородом чернеет:


4Ag + 2H2S + O2 ® 2Ag2S + 2H2O


  1. 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.


  1. Реставрация:

PbS + 4H2O2 ® PbSO4(белый) + 4H2O

Сульфиды

Получение





  1. Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:


Hg + S ® HgS


  1. Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:


H2S + 2KOH ® K2S + 2H2O


  1. 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-


  1. Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:


ZnS + H2SO4 ® ZnSO4 + H2

HgS + H2SO4 –\®


Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:


FeS2 + 8HNO3 ® Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O


  1. 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.


ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

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


  1. Окислением сульфидов:


4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2­


  1. Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:


Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2­ + H2O


  1. 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)


  1. 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-


  1. Реакции восстановления (S+4 + 4ē ® S0)


SO2 + С –® 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







2SO2 + O2 ¬кат;450°C® 2SO3




Fe2(SO4)3® 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


  1. SO3 - сильный окислитель.



ПОДГРУППА КИСЛОРОДА

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:




  1. разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2+1SO4(разб) ® Zn+2SO4 + H2


  1. концентрированная H2+6SO4сильный 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


  1. 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


  1. с основными оксидами:

CuO + H2SO4 ® CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O


  1. с гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH ® Na2SO4 + 2H2O

H+ + OH- ® H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 ® CuSO4 + 2H2O

2H+ + Cu(OH)2 ® Cu2+ + 2H2O


  1. 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