Сера.
Нагревают и резко охлаждают
Сера кристаллическая S8 Сера пластическая Sn
(ромбическая и моноклинная)
|
|
Желтое кристаллическое вещество, не растворяется в воде, растворяется в CS2, не смачивается, tплавл. 112,8оС(молекулярная кристаллическая решетка) 
В природе:
сера самородная
сульфидов FeS2 – серный колчедан(пирит)
HgS - киноварь
ZnS – цинковая обманка
CuS – медный блеск
Ag2S – серебряный блеск
PbS – свинцовый блеск
сульфатов Na2SO4 . 10H2O - глауберова соль
СaSO4 . 2H2O – гипс природный
MgSO4 . 7H2O - горькая (английская) соль
в белках
Получение серы:
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
H2S + O2 → 2 H2O + 2S – неполное сгорание
Химические свойства серы.
Окислитель t S + Na, Mg, Al…→ сульфиды t 2S + C → CS2 – сероуглерод t 2P + 3S → P2S3 H2 + S → H2S | Восстановитель S + O2 → SO2↑ V2O5 2SO2 + O2 → 2SO3 S + Cl2 → SCl2 S + 3F2 → SF6 S + 2H2SO4(K) → 3SO2 + 2H2O S + 2HNO3(P) → H2SO4 + 6NO + 2H2O S + 6HNO3(K) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O |
Диспропорционирование:
3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
Сероводород (H2S).
Газ с запахом тухлых яиц, его раствор слабая летучая кислота (2,5 л H2S в 1л H2O)
H2S↔Н+ + НS-
НS - ↔ Н+ + S2-
Проявляет свойства слабых кислот( + активные металлы, оксиды металлов, щелочи); образует средние и кислые соли – сульфиды и гидросульфиды.
МеHS – растворимы
MeS – щелочных и щелочноземельных металлов – растворимы; CuS (черный), PbS(черный), Ag2S и др. тяжелых металлов – нерастворимы.
Характерные окраски: CdS (желтый), ZnS, MgS (белая), MnS(розовая)
Качественная реакция на сульфиды: S2- + Pb2+ → PbS↓(черный)
Восстановительные свойства H2S:
2 H2S + O2 → 2 H2O + 2S
2 H2S + 3O2 → 2SO2 + 2 H2O
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
SO2 + 2 H2S → 3S↓ + 2 H2O
5 H2S + 2KmnO4 + 3H2SO4 → K2SO4 + 2MnSO4 + 5S + 8 H2O
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
Способен реагировать с Ag
2 H2S + 4Ag + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Взаимодействие с серой:
Na2S + nS → Na2Sn+1 - полисульфиды (1<n<5)
Na2S2 + 3O2 → 2Na2S2O3 тиосульфат
Соединения серы S+4
SO2 - сернистый газ, бесцветный, с резким запахом, ядовит, кислотный оксид, растворим в воде( 40л SO2 в 1 л H2O).
H2SO3 – сернистая кислота, слабая, существует только в растворе, взаимодействует с оксидами активных металлов, щелочами с образованием кислых(гидросульфитов) и средних (сульфитов) солей.
Окислительные и восстановительные свойства:
S+4 – окислитель: SO2 + 2 H2S → 3S↓ + 2 H2O
S+4 – восстановитель: V2O5
2SO2 + O2 → 2SO3
SO2 + Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl
На воздухе со временем: 2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4
Качественная реакция на сульфиты
Получение:
В промышленности: S + O2 → SO2
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
Лабораторный способ: Na2SO3 + 2HCl → NaCl + H2O + SO2↑
Cu + 2H2SO4(K) → CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Применение: отбеливание в текстильной промышленности, уничтожение вредных микроорганизмов, получение H2SO4)
Соединения серы S+6
Серный ангидрид SO3
SO3 – серный ангидрид – бесцветная жидкость, темп. пл. 170С, кислотный очень гигроскопичен, кислотный оксид, окислительные свойства.
Кислотные свойства: взаимодействует с основными оксидами, основаниями, водой.
SO3 + H2O → H2SO4 + Q
Олеум: раствор SO3 в концентрированной H2SO4
nSO3 + H2SO4 → H2SO4. nSO3 – олеум
если n+1, то H2S2O7 - пиросерная кислота H2S2O7 + Н2О → 2 H2SO4
Окислительные свойства: 3SO3 + H2S → 4SO2 + H2O
Получение: V2O5
2SO2 + O2 → 2SO3
Серная кислота (H2SO4)
Тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха, гигроскопична, хорошо растворяется в воде с выделением тепла.
H2SO4(р) < 70% < H2SO4(K)
Разбавленная серная кислота – проявляет свойства сильной кислоты: необратимо диссоциирует, реагирует с металлами до водорода с выделением водорода, реагирует с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами c образованием средних(сульфатов) и кислых(гидросульфатов) солей.
H2SO4 → 2Н+ + SO42-
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑
(20%)
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑
(20%)
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O↑
(20%)
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
NaOH + H2SO4(изб.) → NaНSO4 + H2O
Качественная реакция на ион SO42-
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
нерастворимый
в кислотах
Свойства концентрированной серной кислоты:
1. 98%-ная H2SO4 не проводит электрический ток
2. Вытесняет кислоты их их солей:
H2SO4(к) + NaCl cлабое нагревание NaНSO4 + HCl
H2SO4(к) + 2 NaCl сильное нагревание Na2SO4 + 2HCl
3. H2SO4(к) с металлами:
H2SO4(конц) пассивирует на холоду : Fe, Al, Co, Ni.
 |
Акт. Ме( доZn)
 |
H2SO4(к)
Ост. Ме
кроме Au и Pt
4. H2SO4(к) с неметаллами
С + 2 H2SO4(к) = СО2 ↑ + 2SO2↑ + 2 H2O
S + 2 H2SO4(к) = 3 SO2 + 2 H2O
5. С органическими веществами:
Дает сложные эфиры со спиртами: С2Н5ОН + H2SO4 ↔ С2Н5-О-SO3H + H2O
Обугливание углеводородов H2SO4(к)
H2SO4(к)
С12Н22О11 12С + 11Н2О
С + 2 H2SO4(к) = СО2 ↑ + 2SO2↑ + 2 H2O
Получение серной кислоты:
+ О2 + О2 (V2O5) + H2SO4(к) + Н2О
FeS2 SO2 SO3 олеум H2SO4
Применение серной кислоты: осушка газов, получение других кислот, удобрений, крисителей.
Соли серной кислоты:
KAl(SO H2O - алюмокалиевые квасцы
FeSO4 . 7 H2O - железный купорос
CuSO4 . 5 H2O – медный купорос
Сульфаты активных металлов не разлагаются при 10000С. Остальные разлагаются:
CuSO4 = CuO + SO3 ( а также SO2 + О2)
CаSO4 = CаO + SO3 ( а также SO2 + О2)
