Галогены

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)[10]:

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl2.[11]

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора[12], среди которых — высший сульфид P2S5:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)

(сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

.

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

.

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании:

(конц.)

(конц.)

Сера	Соединения серы
	оксиды серы	серная кислота
1. При обычных условиях твёрдое  жёлтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде:   S + O2 = SO2 (проявляет восстановительные свойства) 3. Взаимодействует с металлами и водородом:   Fe + S = FeS   H2 + S = H2S (проявляет окислительные свойства) В природе:   самородная сера S.   Сульфиды: FeS2 (пирит), CuS.   Сульфаты: CaSO4 * 2H2O (гипс), Na2SO4	1. При обычных условиях SO2 - газ, SO3 - твёрдое вещество. 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя с водой:   SO2 + H2O H2SO3   SO3 + H2O = H2SO4   щелочами:   SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O   SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O   основными оксидами:   SO3 + CaO = CaSO4 Получение:   1) оксида серы (IV) в промышленности:   горение серы:   S + O2 = SO2   обжиг пирита:   4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3   в лаборатории:   Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O   2) оксида серы (VI) в промышленности: каталитическое окисление оксида серы (IV):   2SO2 + O2 = 2SO3	1. При обычных условиях бесцветная  тяжёлая жидкость (p ~ 2 г/см3), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: H2SO4 = H+ + HSO4 2H+ + SO42- 3. Взаимодействует с металлами: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2   В концентрированной кислоте пассивируются Al и Fe. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями  и амфотерными гидроксидами:   H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O   H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O   3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6H2O 5. Взаимодействует с основными  и амфотерными оксидами:   H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O   H2SO4 + ZnO = ZnSO4 + H2O Получение в промышленности в соответствии со схемой: FeS2 (или S) O2 SO2 O2 SO3 H2O H2SO4

 
Сероводород H2S – газ, образуется при действии гнилостных бактерий на серусодержащие белки, поэтому его запах ассоциируется с запахом тухлых яиц. Вдыхание чистого сероводорода может привести  к мгновенной смерти; даже его 0,01%-ное содержание  в воздухе опасно для человека, т. к. он может накапливаться в организме, соединяясь с железом , входящим в состав гемоглобина, образуя сульфид - FeS. Это приводит к тяжелому кислородному голоданию и удушью. Причём окраска крови становится чёрно-зелёной.

В H2S угол отталкивания меньше, чем у Н2О  

Сера менее электроотрицательна, чем кислород, связь слабее поляризована.  

 

H2S  в лаборатории получают действуя на суфиды кислотой

FeS + 2HCl → FeCl2  + H2S↑ 

  

 

Различно реагируют с Н2О

Основн. Na2S + H2O → NaHS + NaOH (гидролиз)

Амф. Al2S3  + 6H2O → Al(OH)3  + H2S↑

Кисл.SiS2 + 3H2O → H2SiO3↓ + 2H2S↑

Растворимы в Н2О сульфиды щёлочных и щелочноземельных металлов

2NaOH + H2S → Na2S + H2O

Нерастворимые сульфиды можно получить взаимодействием соответствующей соли с Н2S 

 

MnSO4 + H2S → MnS↓ + H2SO4    (CuS, PbS- чёрные  ZnS –белый) 

                                                                                               телесный      

1. Есть сульфиды , которые  можно перевести в растворимое  состояние действием кислот           

FeS + 2HCl  → FeCl2 + H2S      

2. Которые нерастворимы в разбавленных кислотах, но реагируют с окислителями                                              

CuS + HNO3 → CuSO4 + NO2 + H2O  

3. Растворяются в растворах  сульфидов щелочных металлов

As2S3  + 3Na2S = 2Na3AsS3

H2S и сульфиды - сильные восстановители.   

4.Сплавление различных  по природе сульфидов

Na2S + CS2  → Na2CS3 – тиокарбонат натрия

H2S хорошо растворим в спирте, несколько хуже в воде, придавая раствору слабокислый характер. Водный раствор называется  сероводородной кислотой, двухосновна.

H2S ↔ H+ + HS- ↔ 2H+ + S-2      слабая кислота. 

              Образует средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды) соли.

H2S и сульфиды могут окислятся до S, SO2, SO42-

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr

H2S + H2SO4 → S + H2O

H2S + O2 → S + H2O

H2S + O2 → SO2 + H2O

H2S-2 + I2 → HI- + S0

H2S + HNO3конц → S0↓ + NO2 + H2O

свойства

Реактив представляет собой смесь нескольких многосернистых водородов (сульфанов) от H2S3 до H2S8. Это светло-желтая маслянистая жидкость с запахом, напоминающим хлористую серу и камфору. Пл. 1,71 г/см3. При стоянии на воздухе постепенно разлагается с выделением H2S и серы. Горит светло-синим пламенем.

Получение

Сульфиды получают различными методами:

Сульфиды в природе

В природных условиях сера встречается в двух валентных состояниях аниона S2, образующего сульфиды S2−, и катиона S6+, который входит в сульфатный радикал SO4. Вследствие этого миграция серы в земной коре определяется степенью её окисленности: восстановительная среда способствует образованию сульфидных минералов, окислительные условия — возникновению сульфатных минералов. Нейтральные атомы самородной серы представляют переходное звено между двумя типами соединений, зависящими от степени окисления или восстановления.

Применение

Природные сульфиды служат сырьем для получения соответствующих металлов, а также серной кислоты.

звестны многочисленные полисульфиды водорода, общей формулы H2Sn, где n меняется от 2 до 23. Это желтые маслянистые жидкости, по мере увеличения содержания серы, окраска изменяется от желтой до красной.

Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии элементарной серы с соответствующим сульфидом (при сплавлении или в концентрированном растворе): Обычно в молекулах полисульфидов число атомов серы изменяется от 2 до 8, известно лишь одно соединение с n = 9, это (NH4)2S9. Наиболее распространены полисульфиды с двумя атомами серы.

Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.

Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся

такие неустойчивые оксиды, как S2O3 и S2O. Например, S2O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO2, и тут же разлагается:

2S2O = 3S + SO2,

аналогично диспропорционирует и S2O3

2S2O3 = S + 3SO2.

Из высших оксидов серы наиболее изучены SO2 - оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO3 -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).

Таблица 1.

Строение основных оксидов серы.

Оксид.	S2O	SO2	SO3
Строение.	S=S=O плоское	S O O угловое	O S O O плоское
Тип гибридизации.		sp2	sp3
Валентный угол.		119,5є	120є

Диоксид серы (сернистый газ) SO2 – бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в  воде, менее токсичен , чем сероводород. Водный раствор  называется сернистой кислотой, которая не существует в свободном виде. 

    SO2 + H2O ↔ H++HSO-3  ↔ 2H++SO32- 

             Кислота средней силы. Образует средние соли сульфиты, кислые – гидросульфиты.

При нагревании сульфиты диспропорционируют:  

4 Na2SO3 =t= 3 Na2SO4 + Na2S

SO2 сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (H2SO3). Один из основных источников загрязнения атмосферы, менее токсичен, чем H2S.

SO2 – бесцветный газ с резким запахом.

2500C

Получение SO2

При сгорании серы  S + O2 → SO2↑

при сгорании H2S  2H2S + 3O2 → 2SO2↑ + 2H2O             

 при взаимодействии металлов с конц. H2SO4 :   

Cu + 2H2SO4 kонц = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

при обжиге сульфидов       2CuS + 3O2  = 2CuO + 2SO2↑

или дисульфида железа     4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

Химические свойства SO2 

1) Реакции без изменения  степени окисления (типичный кислотный  оксид) 

SO2 + Ca(OH)2   → CaSO3 +H2O     

SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O

SO2 + NaOH → NaHSO3

Na2SO3 + SO2 +  H2O → 2 NaHSO3

2)    реакции с понижением степени окисления

SO2 + 2H2S → 3S↓ + H2O

3)  реакции с повышением степени окисления

Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl  

В ряду соединений серы H2S-2, S08, S+4O2, S+6O3 -  если сера  в промежуточной степени окисления, то обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

SO2 -  окислитель:             

SO2 + H2S → S + H2O

SO2 + C → S + CO2↑

SO2 + 2CO → S + 2CO2↑

SO2 – восстановитель:       

2SO2 + O2   ↔    2SO3

SO2  + Br2 + H2O → H2SO4  + 2HBr

SO2 + HNO3 Kонц → H2SO4 + 2NO2↑

Pb+4O2 + SO2  →  Pb+2SO4

SO2 – ангидрид сернистой кислоты, при растворении (40 V  в 1 V H2O), образует неустойчивую сернистую кислоту H2SO3

SO2+Н2О ↔  H2SO3

H2O + SO2  ↔    H2SO3   ↔   H+ + HSO4-   ↔ 2H+  + SO32-

H2SO3  в свободном виде не выделена, также как SO2 обладает двойственностью, её растворы при нагревании окисляются.

2H2SO3 + О2  → 2H2SO4

H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr

H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + H2O

Соли получают: 

1) KOH + SO2  → KHSO3

2KOH + SO2  → K2SO3 + H2O

2) CaCl2 + Na2SO3  → CaSO3↓ + NaCl

3) Пропусканием SO2 в растворы солей более слабых кислот

Na2СO3 + SO2  → Na2SO3 + CO2↑

средние в кислые

Na2SO3 + SO2 + Н2О  → 2NaHSO3

Кислые в средние

NaHSO3 + NaOH  → Na2SO3 + H2O

Сернистая ксилота и ее соли

При растворении диоксида серы в воде образуется слабая сернистая кислота, основная масса растворенного SO2 находится в виде гидратированной формы SO2·H2O, при охлаждении также выделяется кристаллогидрат, лишь небольшая часть молекул сернистой кислоты диссоциирует на сульфит- и гидросульфит-ионы. В свободном состоянии кислота не выделена.

Триоксид серы (серный ангидрид) SO3 

SO3 – ангидрид H2SO4. Бесцветная жидкость при 160С < t <42ºC, затвердевает при t < 160С, в газовой фазе при t > 42ºC, tкип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp2 гибридизацию, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º. SO3 растворяется в безводной H2SO4 образуя олеум. Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот.  В виде SO3 только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии циклический триммер, в кристаллические – зигзагообразные цепи. Термически нестоек при t>700º разлагается:      

SO3 –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н2О)

Се́рная кислота́ H2SO4 — сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха, с кислым «медным» вкусом. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3

Физические свойства серной кислоты

Чистая серная кислота или моногидрат - это бесцветная маслянистая жидкость, которая застывает в кристаллическую массу при температуре +10°С. Серная кислота, предназначенная для реакций, содержит 95 % H2SO4 и имеет плотность 1,84г/см3. 1 литр такой кислоты весит 2кг. Затвердевает кислота при температуре -20°С. Теплоте плавления 10,5кДж/моль при температуре 10,37°С.

Свойства концентрированной серной кислоты разнообразны. Например, при растворении этой кислоты в воде будет выделено большое количество теплоты (19ккал/моль) вследствие образования гидратов. Эти гидраты можно выделить из раствора при низких температурах в твердом виде.

Серная кислота - это один из самых основных продуктов в химической промышленности. Она предназначена для производства минеральных удобрений (сульфат аммония, суперфосфат), разнообразных солей и кислот, моющих и лекарственных средств, искусственных волокон, красителей, взрывчатых веществ. Также серная кислота имеет применение в металлургии (например, разложение урановых руд), для очистки нефтепродуктов, для осушки газов и так далее. Химические свойства серной кислоты такие:

1. Взаимодействие с металлами:
• разбавленная кислота растворяет только те металлы, которые стоят левее водорода в ряду напряжений, например H2+1SO4+ Zn0 = H2O + Zn+2SO4;
• окислительные свойства серной кислоты велики. При взаимодействии с различными металлами (кроме Pt, Au) она может восстанавливаться до H2S-2 , S+4O2 или S0, например:
• 2H2+6SO4 + 2Ag0 = S+4O2 + Ag2+1SO4 + 2H2O;
• 5H2+6SO4 +8Na0 = H2S-2 + 4Na2+1SO4 + 4H2O;
2. Концентрированная кислота H2S+6O4также реагирует (при нагревании) с некоторыми неметаллами, превращаясь при этом в соединения серы с более низкой степенью окисления, например:
• 2H2S+6O4 + С0 = 2S+4O2 + C+4O2 + 2H2O;
• 2H2S+6O4 + S0 = 3S+4O2 + 2H2O;
• 5H2S+6O4 + 2P0 = 2H3P+5O4 + 5S+4O2 + 2H2O;
3. С основными оксидами:
• H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O;
4. С гидроксидами:
• Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O;
• 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O;
5. Взаимодействие с солями при обменных реакциях:
• H2SO4 + BaCl2 = 2HCl + BaSO4;