Свойства серы и ее соединений

На холоду сера сравнительно инертна (энергична соединяясь только со фтором), но при нагревании становится весьма химически активной — реагирует с хлором и бромом (но не с иодом), кислородом, водородом и металлами например:

Fe + S = FeS

С водородом сера в обычных условиях не соединяется. Лишь при нагревании протекает обратимая реакция:

Н₂ + S ↔ H₂S

Сероводород представляет собой бесцветный и весьма ядовитый газ. Один объём воды растворяет в обычных условиях около 3 объемов сероводорода.

Подожженный на воздухе сероводород сгорает по одному из следующих уравнений:

2 H₂S + 3 O₂ = 2 H₂O + 2 SO₂ (при избытке кислорода)

2 H₂S + O₂ = 2 H₂O + 2 S (при недостатке кислорода).

На воздухе сероводород воспламеняется при температуре около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45 об. % H₂S.

В водном растворе H₂S ведёт себя как весьма слабая кислота. Средние соли (с анионом S^2-) называются сульфидами, кислые (с анионом HS^-) — гидросульфидами. Несмотря на бесцветность самих ионов S^2- и HS^-, многие соли сероводорода окрашены в характерные цвета. Подавляющее большинство сульфидов практически нерастворимо в воде.

По отношению к нагреванию в отсутствие воздуха большинство сульфидов весьма устойчиво. Прокаливание их на воздухе сопровождается переходом сульфида в оксид или сульфат.

При внесении в крепкий раствор сульфида мелко растертой серы она растворяется с образованием соответствующего полисульфида:

(NН₄)₂S + (n-1)S = (NН₄)₂S_n.

Обычно образуется смесь полисульфидов с различным содержанием серы.

Если крепкий раствор полисульфида небольшими порциями вылить в избыток раствора НСl, на дне сосуда собирается тяжелое желтое масло, представляющее собой смесь сульфанов (многосернистых водородов) общей формулы Н₂S_n. Они более или менее устойчивы лишь в сильнокислой среде, а при других условиях разлагаются с выделением серы.

Дисульфан по строению подобен пероксиду водорода. Жидкий двусернистый водород хорошо растворяет серу. Из природных многосернистых соединений наиболее известен минерал пирит (FеS₂), представляющий собой железную соль двусернистого водорода. Подобную же структуру имеет и МnS₂.

Взаимодействие серы с кислородом наступает лишь при повышенных температурах. Будучи подожжена на воздухе она сгорает синим пламенем с образованием оксида серы (IV) по реакции:

S + O₂ = SO₂

Оксид серы (IV) (сернистый газ) представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. Растворимость его составляет при обычных условиях около 40 объёмов на 1 объём воды.

Сернистый газ химически весьма активен. Характерные для него реакции можно разбить на три группы:

а) протекающие без изменения валентности;

б) связанные с её понижением, то есть восстановление;

в) идущие с её повышением, то есть окисление.

Процессом первого типа является, прежде всего, взаимодействие SO₂ c водой, ведущее к образованию сернистой кислоты H₂SO₃. Последняя, будучи кислотой средней силы, вместе с тем неустойчива, поэтому в её водном растворе имеют место равновесия:

H₂O + SO₂ Û H₂SO₃ Û H⁺ + HSO₃^- Û 2 H⁺ + SO₃^2-

Постоянное наличие диоксида серы обуславливает резкий запах растворов сернистой кислоты. В свободном состоянии она не выделена.

Будучи двухосновной, сернистая кислота дает два ряда солей: средние (сульфиты) и кислые (гидро- или бисульфиты).

Степень окисления серы не изменяется также при переходе от SO₂ к галогенидным тионилам (SОГ₂). Важнейшим из них является хлористый тионил, который может быть получен, например, по реакции:

SO₃ + SCl₂ Û SOСl₂ + SO₂

Хлористый тионил представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Нагревание выше температуры кипения ведет к его распаду на SO₂, S₂Cl₂ и Сl₂. Он применяется при изготовлении красителей, фармацевтических препаратов и т. д.

Химические процессы, сопровождающиеся понижением валентности серы – т.е. восстановление, для диоксида серы малохарактерны. Примером может служить восстановление сернистого газа сероводородом:

SO₂ + 2 H₂S = 2 H₂O + 3 S

Реакция эта самопроизвольно протекает уже при обычных условиях, однако, с заметной скоростью лишь в присутствии следов (т. е. очень малых количеств иода).

В присутствии больших количеств воды взаимодействие SО₂ и Н₂S идет весьма сложно: кроме свободной серы образуется смесь сульфандисульфоновых кислот общей формулы Н₂S_nO₆, обычно называемых п олитионовыми. Атомы серы в них непосредственно связаны друг с другом, образуя цепочку. В соответствии с этим, например, тетратионовой кислоте отвечает структурная формула

НО-SО₂-S-S-SO₂-OH.

В водных растворах политионовые кислоты сильно диссоциированы и постепенно гидролитически разлагаются с образованием H₂SO₄, Н₂SО₃ и свободной серы.

Наиболее характерны для производных четырёхвалентной серы реакции связанные с повышением её валентности: и сернистый газ, и сернистая кислота, и её соли являются сильными восстановителями. Растворы сульфитов уже при стоянии на воздухе постепенно (очень медленно) присоединяют кислород:

2 Na₂SO₃ + O₂ = 2 Na₂SO₄

Несравненно быстрее протекает окисление сернистой кислоты и сульфитов при действии таких окислителей, как КMnO₄, Br₂, I₂ и т. п. В результате окисления образуется серная кислота или её соль.

Наряду с кислородом сульфиты способны присоединять также серу, переходя при этом в соли тиосерной кислоты, например по реакции:

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃

Тиосерной кислоте отвечает формула:

или

И в той, и в другой молекуле атомы серы имеют разную степень окисления (+6 и -2).

По силе тиосерная кислота близка к серной, но в свободном состоянии она неустойчива и при выделении (путём подкисления растворов солей) распадается на сернистую кислоту и серу. Напротив, многие её соли устойчивы. Как правило, они бесцветны и хорошо растворимы в воде. Наибольшее значение имеет тиосульфат натрия (гипосульфит) Na₂S₂O₃·5H₂O. Соль эта используется главным образом в фотографии и как сильный восстановитель, легко окисляющийся, например, по реакции:

Na₂S₂O₃ + 4 Cl₂ + 5 H₂O = 2 H₂SO₄ + 2 NaCl + 6 HСl

Для самого сернистого газа процессы, ведущие к повышению валентности серы, протекают значительно труднее, чем для сернистой кислоты и её солей. Наиболее важными из подобных реакций являются взаимодействия SO_2­ с хлором и кислородом.

С хлором диоксид серы непосредственно соединяется (на прямом солнечном свету) по реакции:

SO₂ + Cl₂ = SO₂Cl₂ + 92 кДж

Образующийся хлористый сульфурил представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Холодная вода действует на него лишь медленно, но горячей он быстро разлагается с образованием серной и соляной кислот:

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HСl

Труднее, чем с хлором идёт соединение SO₂ с кислородом, хотя сама по себе реакция экзотермична, процесс с заметной скоростью пропекает только при достаточно высокой температурах и присутствии катализатора:

SO₂ + O₂ Û 2 SO₃

Оксид серы (VI) характеризуется сильными окислительными свойствами (восстанавливаясь обычно до SO₂). Oн взаимодействует с водой с образование серной кислоты.

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

Чистая 100 %-ная серная кислота представляет собой бесцветную маслянистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. При добавлении даже малых количеств воды преобладающей становится диссоциация по схеме:

Н₂О + Н₂SО₄ Û Н₃О⁺ + НSO₄^-

Концентрированная H₂SO₄ является довольно сильным окислителем, особенно при нагревании. Например, она окисляет HI и частично HВr (но не HСl) до свободных галогенов. Окисляются ею и многие металлы — Cu, Hg и др. (тогда как золото и платина по отношению к H₂SO₄ устойчивы). Так взаимодействие с медью идёт по уравнению:

Cu + 2 H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂­ + H₂O

Практически важно то обстоятельство, что очень крепкая (выше 75 %) серная кислота не действует на железо. Это позволяет хранить и перевозить её в стальных цистернах. Напротив, разбавленная H₂SO₄ легко растворяет железо с выделением водорода. Окислительные свойства для неё вовсе не характерны.

Действуя в качестве окислителя, серная кислота обычно восстанавливается до SO₂. Однако наиболее сильными восстановителями она может быть восстановлена до S и даже H₂S. С сероводородом концентрированная серная кислота реагирует по уравнению:

H₂SO₄ + H₂S = 2H₂O + SO₂ + S

Концентрированная серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому часто применяется для осушки газов.

Как сильная двухосновная кислота, H₂SO₄ даёт два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты), причём последние в твёрдом состоянии выделены лишь для немногих самых активных металлов (Na, K и др.). Большинство сернокислых солей бесцветно, хорошо кристаллизуется и легкорастворимо в воде. Из производных наиболее обычных металлов малорастворим CaSO₄, ещё менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄.

Кроме серной кислоты для серы (VI) известно еще около 20 кислот, например:

H2SO5		Пероксомоносерная кислота. Соль называется пероксосульфат
H2S2O8		Пероксодисерная кислота. Соль ‑ пероксодисульфат
H2S2O7		Дисерная кислота. Соль ‑ дисульфат

Вопросы для самоподготовки

1. Промышленные и лабораторные методы синтеза кислорода.

2. Способы синтеза озона. Как образуется О₃ в природе?

3. Характерные степени окисления кислорода. Бинарные соединения с кислородом, их классификация. Примеры.

4. Особенности воды. Уникальные ее свойства, как растворителя.

5. Пероксид водорода. Получение. Применение.

6. Hахождение серы в природе.

7. Применение серы и ее соединений.

8. Структура и физические свойства различных модификаций серы.

9. Характерные степени окисления серы, её химические свойства (отношение к кислотам, воде, щелочам).

10. Сероводород. Физические и химические свойства.

11. Оксид серы (IV). Получение, свойства.

12. Оксид серы (VI). Применение, получение, физические и химические свойства.

13. Сернистая кислота. Ее свойства

14. Серная кислота. Способы получения. Свойства, применение.

15. Поликислоты серы, тиокислоты, политионовые кислоты и их соли.

Вопросы для самоподготовки

16. Промышленные и лабораторные методы синтеза кислорода.

17. Способы синтеза озона. При каких химических реакциях он получается как побочный продукт? Как образуется О₃ в природе? Что угрожает озоновому слою?

18. Характерные степени окисления кислорода. Бинарные соединения с кислородом, их классификация. Примеры.

19. Особенности воды. Уникальные ее свойства, как растворителя.

20. Почему щелочные металлы и щелочноземельные металлы не встречаются в природе в виде оксидов, хотя их сродство к кислороду очень велико?

21. Почему лед, хотя и имеет алмазоподобную структуру, далеко не так прочен, как алмаз?

22. Пероксид водорода. Получение. Применение.

23. Почему разбавленный раствор пероксида более устойчив, чем концентрированный, а безводный – взрывается?

24. Hахождение серы в природе.

25. Применение серы и ее соединений

26. Структура и свойства различных модификаций серы.

27. Характерные степени окисления серы, её химические свойства (отношение к кислотам, воде, щелочам).

28. Сероводород. Физические и химические свойства. Почему сероводородная вода при стоянии мутнеет?

29. Каковы продукты сгорания серы на воздухе?

30. Оксид серы (IV). Получение, свойства.

31. Оксид серы (VI). Применение, получение, физические и химические свойства.

32. Сернистая кислота. Ее свойства

33. Серная кислота. Способы получения. Свойства, применение. Какие химические реакции лежат в основе нитрозного способа получения серной кислоты. Почему при поглощении SO₃ используют не воду, а концентрированную серную кислоту?

34. Можно ли получить серную кислоту действием соляной кислоты на сульфат?

35. Поликислоты серы, тиокислоты, политионовые кислоты и их соли.

36. Техника безопасности при работе с пероксидными соединениями, кислородом, озоном.