Аллотропные модификации серы и их физические свойства. Cера — химические свойства, получение, соединения

аллотропия берцелиус авогадро

	Аллотропные модификации
	Множество модификаций: алмаз, графит, фуллерен, карбин, графен, углеродные нанотрубки, лонсдейлит и др. Точное число модификаций указать затруднительно вследствие разнообразия форм связывания атомов углерода между собой. Наиболее многочисленны молекулярные структуры фуллеренов и нанотрубок.
	Большое число аллотропных модификаций, второе место после углерода. Основные модификации: ромбическая, моноклинная и пластическая сера. Водород может существовать в виде орто- и пара-водорода.
	Известно 11 аллотропных модификаций фосфора. Основные модификации: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор ядовит, светится в темноте, способен самовоспламеняться, красный фосфор не ядовит, не светится в темноте, сам по себе не воспламеняется.
Кислород:	Две аллотропные модификации: О2 - кислород и О3 - озон. Кислород бесцветен, не имеет запаха; озон имеет выраженный запах, имеет бледно-фиолетовый цвет, он более бактерициден.

Аллотропные модификации серы

Существование аллотропных модификаций серы связано с её способностью образовывать устойчивые гомоцепи - S - S -. Устойчивость цепей объясняется тем, что связи - S - S - оказываются прочнее, чем связь в молекуле S2. Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, поскольку в их образовании принимают участие электроны взаимно перпендикулярных р-орбиталей.

Существует три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул S8, размещенных по узлам ромбической и моноклинной решеток.

Молекула S8 имеет форму короны, длины всех связей - S - S - равны 0, 206 нм и углы близки к тетраэдрическим 108°.

В ромбической сере наименьший элементарный объем имеет форму прямоугольного параллелепипеда, а в случае моноклинной серы элементарный объем выделяется в виде скошенного параллелепипеда.

Пластическая модификация серы образована спиральными цепями из атомов серы с левой и правой осями вращения. Эти цепочки скручены и вытянуты в одном направлении (рис.).

При комнатной температуре устойчива ромбическая сера. При нагревании она плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость, при дальнейшем нагревании жидкость загустевает, так как в ней образуются длинные полимерные цепочки. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллы моноклинной серы, а если вылить расплавленную серу в холодную воду, получится пластическая сера - резиноподобная структура, состоящая из полимерных цепочек. Пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в ромбическую.

Дата _____________ Класс ___________________
Тема: Сера. Аллотропия серы. Физические и химические свойства серы. Применение серы.
Цели урока: рассмотреть вещество «сера», аллотропию серы, ознакомиться с физическими и химическими свойствами серы.

Ход урока

1. Организационный момент урока. 2. Изучение нового материала

Cера в природе

Самородная сера Украина, Поволжье, Центральная Азия и др Сульфиды PbS - свинцовый блеск Cu 2 S – медный блеск ZnS – цинковая обманка FeS 2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото H 2 S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе) Белки Волосы, кожные покровы, ногти… Сульфаты CaSO 4 x 2H 2 O - гипс MgSO 4 x 7H 2 O – горькая соль (английская) Na 2 SO 4 x 10H 2 O – глауберова соль (мирабилит)

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество , нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t ° кип = 445°С

Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Ромбическая (a - сера) - S 8

t ° пл. = 113° C; ρ= 2,07 г/см 3 . Наиболее устойчивая модификация.

Строение атома серы

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение серы

1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара. 2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода). 2 H 2 S + O 2 = 2 S + 2 H 2 O3. Реакция Вакенродера 2 H 2 S+ SO 2 = 3 S+ 2 H 2 O

Химические свойства серы

Сера - окислитель

S 0 + 2ē  S -2

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. 3. Закрепление изученного материала №1. Закончите уравнения реакций:
S + O 2
S + Na
S + H 2
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

№2. Осуществите превращения по схеме:
H 2 S → S → Al 2 S 3 → Al(OH) 3
№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя): Al + S= (при нагревании) S + H 2 = (150-200) S + O 2 = (при нагревании) S + F 2 = (при обычных условиях) S + H 2 SO 4 (к ) =S + KOH = S + HNO 3 =4. Это интересно...

Содержание серы в организме человека массой 70 кг - 140 г. В сутки человеку необходимо 1 г серы. Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго. Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос. Следите за своим здоровьем!

Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;

Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.

Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.

Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.

BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.

Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4) 2×12H2O - кровоостанавливающее средство при порезах.

Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р. Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.

Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.

Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

5. Домашнее задание П. 9-10, упр.3-6, задача 2 на стр.31

Сера расположена в VIа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
На внешнем энергетическом уровне серы содержится 6 электронов, которые имеют 3s 2 3p 4 . В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Нахождение серы в природе

Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы:

FeS 2 - железный колчедан или пирит,

ZnS - цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),

PbS - свинцовый блеск или галенит,

HgS - киноварь,

Sb 2 S 3 - антимонит.

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Аллотропные модификации серы

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О 2 и О 3 , S 2 и S 8 , Р 2 и Р 4 и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны S 8 , образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера - хрупкое вещество жёлтого цвета.

Открытые цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

1) ромбическая — S 8

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3

Наиболее устойчивая модификация.

2) моноклинная — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3) пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

Получение серы

1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

1. Реакция Вакенродера:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Химические свойства серы

Окислительные свойства серы
(S 0 + 2ē → S -2 )

1) Сера реагирует со щелочными без нагревания:

S + O 2 – t° → S +4 O 2

2S + 3O 2 – t °; pt → 2S +6 O 3

4) (кроме йода):

S + Cl 2 → S +2 Cl 2

S + 3F 2 → SF 6

Со сложными веществами:

5) c кислотами — окислителями:

S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O

S + 6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Реакции диспропорционирования:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тиосульфат натрия

Положение кислорода и серы в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Озон – аллотропная модификация кислорода

ПОДГРУППА КИСЛОРОДА (ХАЛЬКОГЕНЫ) В подгруппу кислорода входят элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний. ХАЛЬКОГЕНЫ В ПРИРОДЕ Положение в таблице Свойства элементов VI-A подгруппы. Кислород и сера имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня –ns 2 np 4 , где n – номер периода. Кислород O 2 (К.В. Шееле 1772 г., Дж. Пристли 1774 г.) Самый распространенный элемент на Земле в воздухе - 21% по объему; в земной коре - 49% по массе; в гидросфере - 89% по массе; в составе живых организмов-- до 65% по массе.

АЛЛОТРОПИЯ КИСЛОРОДА

Строение атома

Химические свойства

Взаимодействие веществ с кислородом называется окислением .

С кислородом реагируют все элементы, кроме Au, Pt, He, Ne и Ar, во всех реакциях (кроме взаимодействия со фтором) кислород - окислитель.

С неметаллами

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

С металлами

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 →2CuO (при нагревании)

Со сложными веществами

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O

CH 4 + 2O 2 →CO 2 + 2H 2 O

Горение в кислороде

2. Действием серной кислоты на пероксид бария

3BaO 2 + 3H 2 SO 4 → 3BaSO 4 + 3H 2 O + O 3 ­

Получение и обнаружение озона

Химические свойства

Озон химически активнее кислорода. Активность озона объясняется тем, что при его разложении образуется молекула кислорода и атомарный кислород, который активно реагирует с другими веществами.

O 3 → O 2 + O (озон неустойчив)

Например, озон легко реагирует с серебром, тогда как кислород не соединяется с ним даже при нагревании:

6Ag + O 3 → 3Ag 2 O

Т. е. озон - сильный окислитель:

2KI + O 3 + H 2 O → 2KOH + I 2 + O 2

Озон в природе

Обесцвечивает красящие вещества, отражает УФ - лучи, уничтожает микроорганизмы. Озон является постоянным компонентом атмосферы Земли и играет важную роль для поддержания на ней жизни. В приземных слоях земной атмосферы концентрация озона чрезвычайно мала и составляет величину порядка 10-7 - 10-6%. Однако с увеличением высоты концентрация озона резко возрастает, проходя через максимум на высоте 20-30 км. Общее содержание озона в атмосфере может быть охарактеризовано слоем озона, приведённого к нормальным условиям (0°С, 1 атм ), и составляет толщину около 0,4-0,6 см. Общее содержание озона в атмосфере переменное, и колеблется в зависимости от времени года и географической широты. Как правило, концентрация озона больше в высоких широтах и максимальна весной, а минимальна осенью. Известно, что атмосферный озон играет ключевую роль для поддержания жизни на земле, выступая в качестве защитной составляющей для живых организмов от жёсткого ультрафиолетового излучения Солнца. С другой стороны, озон является весьма эффективным парниковым газом, и, поглощая инфракрасное излучение поверхности Земли, препятствует её охлаждению. Установлено, что нахождение и перемещение масс озона в атмосфере Земли существенно влияет на метеорологическую обстановку на планете.

Применение озона обусловлено его свойствами

1. сильного окисляющего агента:

· для стерилизации изделий медицинского назначения

· при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике

· для отбеливания бумаги

· для очистки масел

2. сильного дезинфицирующего средства:

· для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)

· для дезинфекции помещений и одежды

Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие токсинов после обработки. Тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества токсинов и ядов, например, диоксина.

Сера. Аллотропия серы. Физические и химические свойства серы. Применение

СЕРА S Cера в природе Самородная сера Украина, Поволжье, Центральная Азия и др Сульфиды PbS - свинцовый блеск Cu 2 S – медный блеск ZnS – цинковая обманка FeS 2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото H 2 S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе) Белки Волосы, кожные покровы, ногти… Сульфаты CaSO 4 x 2H 2 O - гипс MgSO 4 x 7H 2 O – горькая соль (английская) Na 2 SO 4 x 10H 2 O – глауберова соль (мирабилит) Физические свойства Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t° кип = 445°С Аллотропия Для серы характерны несколько аллотропных модификаций: Взаимопревращение аллотропных модификаций серы

Строение атома серы

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение серы

1. Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O

3. Реакция Вакенродера

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O

Химические свойства серы

Размещение электронов на орбиталях внешнего слоя

Валентных электронов у атома серы 6. Поэтому, ceра может образовывать до 6 валентных связей. Атом серы имеет больший радиус и потому проявляет меньшую электроотрицательность по сравнению скислородом. Степени окисления, которые может проявлять в окислительно-восстановительных реакциях: S 0 , S -2 , S +4 , S +6 .

Может образовывать несколько аллотропных видоизменений. Это ромбическая (октаэдрическая), пластическая и моноклиническая сера.Ромбическая сера является наиболее рас­пространенным аллотропным видоизменением серы. Это кристаллическое вещество лимонно-желтого цвета, кристаллизующееся в виде октаэдров. Плотность ромбиче­ской серы 2,07 г/см 3 . Пла­вится она при темпера­туре 112,8°, кипит при 444,6°, в воде не раствори­ма, но хорошо растворяет­ся в сероуглероде, бензоле и других органических растворителях. Темпера­тура воспламенения 360°.

Пластическая сера получается, если нагреть ромбическою серу почти до кипения и затем быстро вылить в стакан с холодной водой (рис. 50). Эта модификация серы об­ладает пластичностью в отличие от весьма хрупкой ромбической серы. Пластическая сера довольно быстро переходит в ромбическую. Пластическую серу, образующуюся при резком охлаждении расплавленной серы, иногда рассматривают как не успевшую сформироваться ромбическую серу.

Моноклиническая сера получается при медленном охлаждений расплавленной серы на воздухе. При этом образуются длинные нитевидные кристаллы, которые при стоянии тоже превращаются в октаэдры.
Существование электронных видоизменений у серы объясняется различием кристаллических структур. Если октаэдрическая сера имеет молекулы в виде, восьмичленных колец, молекулы пластической серы- длинные, беспорядочно расположенные цепочки разной величины. Моноклиническая сера близка по структуре к октаэдрической.

■ 65. Что такое аллотропия и аллотропные видоизменения?
66. Чем вызывается возникновение аллотропных видоизменений?

В химическом отношении сера является активным веществом. Она довольно легко реагирует со. многими металлами. Во всех случаях образуются , например при нагревании с алюминиевым или цинковым порошком.
Если растирать металлический в ступке с серой, между ними происходит реакция, сопровождающаяся вспышками и резким звуком. Опыт следует Проводить в защитных очках, обернув руку полотенцем, и с очень малыми количествами веществ.
При пропускании водорода через пары серы образуется (рис. 51).

■ 68. Напишите уравнения реакций серы с простыми веществами, о которых говорится в прочитанном отрывке, Являются ли эти реакции окислительно — восстановительными? Дайте обоснованный ответ.
69. Какова степень окисления серы в соединениях с водородом и металлами?
70. Какого типа в соединениях серы с металлами?.
71. Почему цинка и алюминия нельзя получить реакцией обмена в растворах?
72. Сколько сульфида железа (II) получится, если взято 30 г железа и 16 г серы и если взятое используется лишь на 90%?

Рис. 51. Прибор для наблюдения взаимодействия серы с водородом.
-1-водород; 2 - ; 3- пары серы; 4 - расплавленная сера.

Возможны и другие реакций, в результате которых сера приобретает положительные степени окисления. Обычно это бывает при непосредственном взаимодействии серы с кислородом - при горении серы:

S + О2 = SO2

Поскольку у кислорода величина электроотрицательности больше, чем у серы, в соединении SО2 сера проявляет степень окисления +4 и в данной реакции ведет себя как восстановитель. Более глубокое окисление воды до степени окисления +6 возможно при образовании серного ангидрида. В присутствии катализатора при температуре 400-500° двуокись серы окисляется кислородом, образуя серный ангидрид:

2SО2 + О2=2SО3

Сера цвет

Несмотря на высокую химическую активность, сера довольно широко встречается в виде минерала, который называется самородной серой. Это почти исключительно ромбическая сера. Прочие аллотропные видоизменения серы в природе не встречаются, химически чистая сера имеет лимонно-желтый цвет, аналогично такую же окраску имеет вулканическая серо, но при условии, что в ее состав не входят другие или ().

Сера обычно вкраплена в различные горные породы, из которых довольно легко может быть выплавлена. чаще всего имеет вулканическое происхождение. Богаты Самородной серой Кавказ, пустыня Кара-Кум, Керченский полуостров, Узбекистан.

Сера встречается также в виде сернистых металлов «г-сульфидов ( FeS2, цинковая обманка ZnS, свинцовый блеск PbS), в виде сульфатов (глауберова соль Na2SO4 · 10H2O, CaSО4·2H2О). Сера входит в состав некоторых белков. Для того чтобы извлечь серу из породы, ее выплавляют в автоклавах Действием перегретого водяного пара при 150-160°. Полученную расплавленную серу рафинируют (очищают) возгонкой. Если ее расплавить и разлить по деревянным формочкам, то она затвердевает в виде палочек. Такую серу называют черенковой.

Рис. 52. Применение серы

Иногда серу выливают в большую форму, а после затвердевания раскалывают на мелкие бесформенные куски. Такая сера называется комовой. Наконец, серу можно получить в виде мелкого распыленного порошка - так называемого серного цвета.

Свободная сера применяется главным образом в производстве серной кислоты, а также в бумажной промышленности, для вулканизации каучука, в производстве красителей, в сельском хозяйстве для опыления и окуривания винограда и хлопчатника, в производстве спичек (рис. 52). В медицине сера используется в виде мазей вместе с другими веществами против чесотки и других кожных заболеваний. Чистая сера не ядовита.

■ 73. Перечислите химические свойства серы я укажите, в чём сходство и в чем различие серы и кислорода.

Соединения двухвалентной серы

Двухвалентная сера образует соединения с водородом ( H2S) и металлами (сульфиды Na2S, FeS). Сульфиды можно рассматривать как производные сероводорода, т. е. соли сероводородной кислоты.
Сероводород . Молекула сероводорода построена по полярному типу связи:

Общие электронные пары сильно смещены в сторону атома, серы как более электроотрицательного.
Сероводород-газ тяжелее воздуха, с резким неприятным запахом тухлых яиц. Этот газ очень ядовит. Наши органы обоняния весьма чувствительны к сероводороду. При наличии 1/2000 части сероводорода в воздухе может наступить потеря обоняния. Хроническое отравление сероводородом в малых дозах вызывает исхудание, головные, боли. В случае более сильных отравлений через некоторое время может наступить обморок, а очень сильные концентрации вызывают смерть от паралича дыхания. При отравлениях сероводородом необходимо вынести рольного на свежий воздух и дать ему вдыхать небольшие количества хлора, а также чистый . Предельно допустимая концентрация сероводорода в рабочем помещении 0,01 мг/л.

Сероводород переходит в жидкое состояние при температуре -60°. Он хорошо растворяется в воде, образуя при этом сероводородную воду H2Saq или, как ее еще называют, сероводородную кислоту.
Сероводород - один из лучших восстановителей. Он легко восстанавливает бромную и хлорную воду вбромисто водородную или соляную кислоту:

При этой реакции S(-2) окисляется до» нейтральной серы S(0).
Сероводород горит. При достаточном доступе воздуха (рис. 53,а) происходит полное сгорание по уравнению:

В этом случае S(-2) окисляется до S(+4), происходит отдача 6 электронов), а восстанавливается с О(0) до О(-2). Если
доступ воздуха недостаточный или если в пламя сероводорода внести холодный предмет (рис. 53,6), то происходит неполное сгорание по уравнению:
2H2S + О2 = 2S + 2H2O

■ 74. Назовите меры первой помощи при отравлениях сероводородом.
75. Почему сероводородную кислоту часто называют
сероводородной водой?
76. При смешивании йодной воды с сероводородной происходит обесцвечивание и помутнение раствора. Чем это объяснить?
77. Возможно ли для S(-2) проявление окислительных свойств?

В лаборатории сероводород получают в аппарате Киппа при взаимодействии сульфида железа (или сульфида натрия) с разбавленной серной кислотой:
FeS + H2SO4 = FeSО4 + H2S

Рис. 53. Горение сероводорода при полном доступе воздуха (а) и при неполном доступе воздуха (б).

Сероводород, растворяясь в воде, образует слабую сероводородную кислоту, диссоциирующую двухступенчато:

H2S ⇄ Н + + HS — ⇄ 2Н + + S 2-

Вторая ступень протекает в незначительной степени.
Сероводородная кислота не может храниться в лаборатории длительное время вследствие своей неустойчивости. Она постепенно мутнеет в результате выделения свободной серы:
H2S = H2 + S
В окислительно-восстановительных реакциях сероводородная кислота Ведет себя как типичный восстановитель, например:

H2S + К2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0 ; Cr +3)

Уравнение этой окислительно-восстановительной реакции закончите самостоятельно.
Сероводород применяется в аналитической химии.
Сероводородная кислота проявляет общие свойства кислот. Правда, не все свойства кислот удается наблюдать на ней. Например, такие , как , с ней не реагируют, а и , попадая в сероводородную, кислоту, реагируют не с ней, а с имеющейся там водой, образуя щелочь, которая затем может вступить в реакцию с сероводородной кислотой.

Так как это кислота двухосновная, она может образовывать два ряда солей - сульфиды и гидросульфиды, или бисульфиды.
Средние соли сероводородной кислоты - сульфиды - нерастворимы в воде, кроме солей натрия и калия, и имеют различную окраску: сульфид свинца и железа - черную, цинка - белую, кадмия - желтую. Гидросульфиды хорошо растворимы в воде.
Реактивом на ион двухвалентной серы S 2- является ион кадмия Cd 2+ , который в соединении с ионом дает желтый, нерастворимый в воде осадок, например:

Cd(NO3)2 + H2S = CdS↓ + 2HNO3

Cd 2+ + S 2- = CdS

Сульфиды довольно легко гидролизуются по типу солей слабых кислот, поэтому обычно их получают прямым взаимодействием серы с металлом.

■ 78. Напишите уравнение реакции сероводородной кислоты с едким натром и объясните результат реакции, учитывая гидролиз соли в растворе.
79. В санитарно-гигиенических исследованиях для обнаружения В воздухе сероводорода пользуются очень чувствительной реакцией с растворимыми солями свинца. Что можно наблюдать при этой реакции в полной ионной и сокращенной ионной формах?

Соединения четырехвалентной серы

Соединение четырехвалентной серы - двуокись серы (сернистый газ) SО2. Двуокись серы тяжелее воздуха и имеет резкий неприятный запах. Молекула двуокиси серы построена также по ковалентному типу связи, полярность ее слабо выражена. При -10° и атмосферном давлении двуокись серы превращается в жидкость, а затвердевает при -73°. Она хорошо растворима в воде (на 1 объем воды 40 объемов двуокиси серы), при этом наряду с растворением происходит взаимодействие с водой по уравнению:

SO2 + Н2О H2SО3

Получающаяся сернистая кислота является весьма непрочной, поэтому реакция обратима.
Двуокись серы имеет большое промышленное значение. Ее получают обжигом серного колчедана FeS2 или серы:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2О3 + 8SО2 S + О2 = SО2

В лаборатории ее получают действием сильных кислот на соли сернистой кислоты, например действием серной кислоты на :

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SО4 + Н2О + SO2

Двуокись серы можно получить разложением солей сернистой кислоты, например сульфита кальция CaSО3, при нагревании;

CaSО3 = СаО + SO2

Двуокись серы ядовита. При отравлениях ею появляются хрипота, одышка, иногда потеря сознания. Допустимая концентрация SО2 в воздухе равна 0,02 мг/л.
При взаимодействии с органическими красителями двуокись серы может вызвать их обесцвечивание, однако причина этого иная, чем при обесцвечивании хлором: не происходит окисления, а возникает бесцветное соединение SО2 с красителем, которое с течением времени разрушается и окраска красителя восстанавливается.

■ 80. Предложите чертежи приборов, с помощью которых можно получить двуокись серы: а) из сульфита натрия действием кислоты: б) прокаливанием сульфита кальция.
81. Двуокись серы, полученную при разложении 40 г сульфита кальция, пропустили через 500 г раствора баритовой воды Ва(ОН)2, в результате чего весь , находившийся в растворе, был осажден. Какова процентная баритовой воды, если 20% двуокиси серы, полученной при обжиге, теряется?
82. К какой группе окислов относится двуокись серы? Перечислите ее свойства, типичные для этой группы окислов. Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.
83. Почему при пропускании SО2 через известковую воду возникает помутнение, как и при пропускании СО2?
84. Воздух имеет примесь двуокиси серы. Как освободить его от этой примеси?
85. Какой объем двуокиси серы может быть получен из 20 молей FeS2 при 80% выходе?
86. Через 200 мл 20% раствора едкого натра была пропущена двуокись серы до полного превращения едкого натра в сульфит (гидролиз не учитывать). Какова концентрация образовавшегося раствора сульфита натрия?

В связи с тем что степень окисления серы в двуокиси серы равна + 4, т. е. условно с внешнего уровня атома серы отдано 4 электрона, для него существуют две возможности: либо он может дополнительно отдать оставшиеся на внешнем слое 2 электрона и тогда проявит
свойства восстановителя, либо S(+4) может принять некоторое количество электронов и тогда будет проявлять окислительные свойства.
Например, в присутствии сильного окислителя S (+4) ведет себя как восстановитель.

Вr2 + Н2О + SO2 → H2SO4 + НВr
КМnO4 + Н2O + SO2 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

Коэффициенты этих реакций найдите самостоятельно.
Особое значение имеет окисление двуокиси серы кислородом в присутствии катализатора V2O5 или Pt при температуре 400-500°, в результате чего образуется серный ангидрид:
2SO2 + О2 = 2SO3
Этот процесс широко используется в производстве серной кислоты контактным способом.

В присутствии сильных восстановителей, например сероводорода, S (+4)ведет себя как : H2SO3+ H2S → Н2O + S

Найдите, составив электронный баланс, коэффициенты для данного уравнения.

■ 87. Запишите в тетрадь физические и химические свойства двуокиси серы, отметив как реакции, протекающие без изменения степеней окисления, так и окислительно-восстановительные.
88. Каково физиологическое действие двуокиси серы?

Как было уже сказано, при растворении двуокиси серы в воде образуется сернистая кислота.
Сернистая кислота - кислота средней силы. Она диссоциирует двухступенчато:

H2SO3 ⇄ 2 Н + + HSO 3 — ⇄ 2Н+ + SO 2 3 —

Сернистая кислота нестойкая, быстро разлагается на двуокись серы и воду:
H2SO3 ⇄ H2O + SO2

Поэтому провести, например, реакцию с металлами более активными, чем , с сернистой кислотой нельзя.
Будучи двухосновной, сернистая кислота может образовывать два ряда солей: средние - сульфиты и кислые - гидросульфиты. Все сульфиты являются нерастворимыми солями, за исключением сульфитов щелочных металлов и аммония. У гидросульфитов несколько выше. Эти соли могут разлагаться под действием более сильных кислот:
Na2SOs + H2S04 = Na2SО4 + Н2О + SO2

2NaHSО3 + H2SO = Na2SО4 + 2H2О + 2SO2
При действии кислот на сульфиты выделяется двуокись серы, обладающая неприятным запахом. Этой реакцией пользуются для того, чтобы отличить соли сернистой кислоты от карбонатов, которые ведут себя аналогично, но двуокись углерода запаха не имеет.
Сульфиты довольно легко подвергаются гидролизу.

Соединения шестивалентной серы

Как уже упоминалось, при окислении двуокиси серы образуется серный ангидрид SО3- соединение шестивалентной серы. При образовании молекулы серного ангидрида в образовании валентных связей участвуют все валентные электроны серы, как s -,так и р -орбиталей. Степень окисления +6 для, серы является максимальной положительной. Поэтому S +6 никогда не может вести себя как восстановитель.
Серный ангидрид - белое кристаллическое вещество. Температура плавления его 17°, температура кипения 45°. Серный ангидрид настолько гигроскопичен, что хранить его в обычной посуде нельзя. Его хранят в запаянных стеклянных ампулах.
Серный ангидрид - кислотный окисел, обладающий всеми типичными свойствами этой группы веществ. В частности, он может реагировать с водой, образуя серную кислоту:

SО3 + Н2О = H2SО4

■ 89. Напишите самостоятельно уравнения реакций серного ангидрида с основаниями и с основными окислами.

Серный ангидрид является сильным окислителем. Наиболее важным соединением шестивалентной серы является H2SО4. Она принадлежит к числу сильных кислот. двухосновная и диссоциирует двухступенчато:
H2SО4 ⇄ Н + + HSО 4 — ⇄ 2Н + + SO 2 4 —

Жидкость почти вдвое тяжелее воды. Ее плотность при обычных условиях 1,84. Серная кислота затвердевает при 10°, 95% раствор ее кипит, при 338°. Запаха и цвета серная кислота не имеет. С водой она смешивается в любых соотношениях. Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением большого количества тепла, которое может привести даже к закипанию раствора, поэтому при смешивании серной кислоты с водой рекомендуется наливать серную кислоту в воду, а не наоборот. В противном случае первые порции воды могут закипеть и разбрызгать капли раствора серной кислоты, которые могут причинить сильные ожоги. Серная кислота - жидкость едкая, поэтому следует избегать попадания ее на кожу и одежду. В случае попадания необходимо быстро смыть ее большим количеством воды, а затем нейтрализовать раствором соды.