Алотропні модифікації сірки і їх фізичні властивості. Cера - хімічні властивості, одержання, з'єднання

аллотропия Берцеліус Авогадро

	алотропні модифікації
	Безліч модифікацій: алмаз, графіт, фулерен, карбін, графен, вуглецеві нанотрубки, Лонсдейліт і ін. Точне число модифікацій вказати важко внаслідок різноманітності форм зв'язування атомів вуглецю між собою. Найбільш численні молекулярні структури фулеренів і нанотрубок.
	Велике число аллотропних модифікацій, друге місце після вуглецю. Основні модифікації: ромбічна, Моноклінна і пластична сірка. Водень може існувати у вигляді орто- і пара-водню.
	Відомо 11 аллотропних модифікацій фосфору. Основні модифікації: білий, червоний і чорний фосфор. Білий фосфор отруйний, світиться в темряві, здатний самозайматися, червоний фосфор не отруйний, не світиться в темряві, сам по собі не запалюється.
кисень:	Дві аллотропние модифікації: О2 - кисень і О3 - озон. Кисень безбарвний, не має запаху; озон має виражений запах, має блідо-фіолетовий колір, він більш бактерициден.

Алотропні модифікації сірки

Існування аллотропних модифікацій сірки пов'язано з її здатністю утворювати стійкі гомоцепі - S - S -. Стійкість ланцюгів пояснюється тим, що зв'язки - S - S - виявляються міцніше, ніж зв'язок в молекулі S2. Гомоцепі сірки мають зигзагоподібну форму, оскільки в їх утворенні беруть участь електрони взаємно перпендикулярних р-орбіталей.

Існує три аллотропние модифікації сірки: ромбічна, Моноклінна і пластична. Ромбическая і моноклінна модифікації побудовані з циклічних молекул S8, розміщених по вузлах ромбічної і моноклінної решіток.

Молекула S8 має форму корони, довжини всіх зв'язків - S - S - рівні 0, 206 нм і кути близькі до тетраедричних 108 °.

У ромбічної сірки найменший елементарний об'єм має форму прямокутного паралелепіпеда, а в разі моноклінної сірки елементарний обсяг виділяється у вигляді скошеного паралелепіпеда.

Пластична модифікація сірки утворена спіральними ланцюгами з атомів сірки з лівої і правої осями обертання. Ці ланцюжки скручені і витягнуті в одному напрямку (рис.).

При кімнатній температурі стійка ромбічна сірка. При нагріванні вона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливою рідиною, при подальшому нагріванні рідина загусає, тому що в ній утворюються довгі полімерні ланцюжки. При повільному охолодженні розплаву утворюються темно-жовті голчасті кристали моноклінної сірки, а якщо вилити розплавлену сірку в холодну воду, вийде пластична сірка - гумоподібний структура, що складається з полімерних ланцюжків. Пластична і моноклінна сірка нестійкі і мимоволі перетворюються в ромбічну.

Дата _____________ Клас ___________________
Тема: Сірка. Аллотропия сірки. фізичні та хімічні властивості сірки. Застосування сірки.
Мета уроку:розглянути речовина «сірка», алотропія сірки, ознайомитися з фізичними та хімічними властивостями сірки.

Хід уроку

1. Організаційний момент уроку.2. Вивчення нового матеріалу

Cера в природі

самородна сірка Україна, Поволжя, Центральна Азія іінсульфіди PbS- свинцевий блискCu 2 S- мідний блискZnS- цинкова обманкаFeS 2 - пірит, сірчаний колчедан, котяче золотоH 2 S- сірководень (в мінеральних джерелах і природному газі) білки Волосся, шкірні покриви, нігті ...сульфати CaSO 4 x2H 2 O- гіпсMgSO 4 x7H 2 O- гірка сіль (англійська)Na 2 SO 4 x10H 2 O- глауберової сіль (мирабилит)

Фізичні властивості

Тверда кристалічна речовина , Нерастворима в воді, водою не змочується (плаває на поверхні),t° кип \u003d 445 ° С

аллотропия

Для сірки характерні кілька аллотропних модифікацій:

Ромбическая (a- сірка) - S 8

t ° пл. \u003d 113 ° C; ρ \u003d 2,07 г / см 3 . Найбільш стійка модифікація.

Будова атома сірки

Розміщення електронів по рівням і подуровням

отримання сірки

1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню).2 H 2 S + O 2 \u003d 2 S + 2 H 2 O 3. реакція Вакенродера2 H 2 S + SO 2 \u003d 3 S + 2 H 2 O

Хімічні властивості сірки

Сірка - окислювач

S 0 + 2ē  S -2

застосування Вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), Для отримання сірчаної кислоти і т.д.3. Закріплення вивченого матеріалу №1. Закінчите рівняння реакцій:
S + O 2
S + Na
S + H 2
Розставте коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окисник, відновник.

№2. Здійсніть перетворення за схемою:
H 2 S → S → Al 2 S 3 → Al (OH) 3
№3. Закінчите рівняння реакцій, вкажіть, які властивості проявляє сірка (окислювача або відновника): Al + S \u003d (При нагріванні)S + H 2 \u003d (150-200) S + O 2 \u003d (При нагріванні)S + F 2 \u003d (При звичайних умовах)S + H 2 SO 4 (к) \u003d S + KOH \u003d S + HNO 3 \u003d 4. Це цікаво ...

Вміст сірки в організмі людини масою 70 кг - 140 г. У добу людині необхідно 1 г сірки. Сірої багаті горох, квасоля, вівсяні пластівці, пшениця, м'ясо, риба, плоди і сік манго. Сірка входить до складу гормонів, вітамінів, білків, вона є в хрящової тканини, в волоссі, нігтях. При нестачі сірки в організмі спостерігається крихкість нігтів і кісток, випадання волосся. Слідкуйте за своїм здоров'ям!

Сполуки сірки можуть служити лікарськими препаратами;

Сірка - основа мазі для лікування грибкових захворювань шкіри, для боротьби з коростою. Тіосульфат натрію Na2S2O3 використовується для боротьби з нею.

Багато солі сірчаної кислоти містять кристалізаційну воду: ZnSO4 × 7H2O і CuSO4 × 5H2O. Їх застосовують як антисептичні засоби для обприскування рослин і протруєння зерна в боротьбі з шкідниками сільського господарства.

Залізний купорос FeSO4 × 7H2O використовують при анемії.

BaSO4 застосовують при рентгенографічних досліджень шлунка і кишечника.

Алюмокалієві галун KAI (SO4) 2 × 12H2O - кровоспинний засіб при порізах.

Мінерал Na2SO4 × 10H2O носить назву «глауберової сіль» на честь відкрив його в VIII столітті німецького хіміка Глаубера І.Р. Глаубер під час своєї подорожі раптово захворів. Він нічого не міг їсти, шлунок відмовлявся приймати їжу. Один з місцевих жителів направив його до джерела. Як тільки він випив гірку солону воду, Відразу почав їсти. Глаубер досліджував цю воду, з неї викристалізувалася сіль Na2SO4 × 10H2O. Зараз її застосовують як проносне в медицині, при фарбуванні хлопчато- паперових тканин. Сіль також знаходить застосування у виробництві скла.

Деревій має підвищену здатність витягувати з грунту сірку і стимулювати поглинання цього елемента з сусідніми рослинами.

Часник виділяє речовину - альбуцид, їдке з'єднання сірки. Ця речовина запобігає ракові захворювання, уповільнює старіння, попереджає серцеві захворювання.

5. Домашнє завданняП. 9-10, упр.3-6, завдання 2 на стор.31

Сірка розташована в VIа групі Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
На зовнішньому енергетичному рівні сірки міститься 6 електронів, які мають 3s 2 3p 4. У з'єднаннях з металами і воднем сірка виявляє негативну ступінь окислення елементів -2, в з'єднаннях з киснем та іншими активними неметалами - позитивні +2, +4, +6. Сірка - типовий неметалл, в залежності від типу перетворення може бути окислювачем і відновником.

Знаходження сірки в природі

Сірка зустрічається у вільному (самородному) стані і пов'язаному вигляді.

Найважливіші природні сполуки сірки:

FeS 2 - залізний колчедан або пірит,

ZnS - цинкова обманка або сфалерит (вюрцит),

PbS - свинцевий блиск або галенит,

HgS - кіновар,

Sb 2 S 3 - антимоніт.

Крім того, сірка присутня в нафти, природному вугіллі, природних газах, в природних водах (у вигляді сульфат-іона і обумовлює «постійну» жорсткість прісної води). Життєво важливий елемент для вищих організмів, складова частина багатьох білків, концентрується в волоссі.

Алотропні модифікації сірки

аллотропия - це здатність одного і того ж елемента існувати в різних молекулярних формах (молекули містять різну кількість атомів одного і того ж елемента, наприклад, О 2 і О 3, S 2 і S 8, Р 2 і Р 4 і т.д).

Сірка відрізняється здатністю утворювати стійкі ланцюжки і цикли з атомів. Найбільш стабільні S 8, що утворюють ромбічну і моноклинную сірку. Це кристалічна сірка - крихке речовина жовтого кольору.

Відкриті ланцюга має пластична сірка, речовина коричневого кольору, яка виходить при різкому охолодженні розплаву сірки (пластична сірка вже через кілька годин стає крихкою, набуває жовтий колір і поступово перетворюється на ромбічну).

1) ромбічна - S 8

t ° пл. \u003d 113 ° C; r \u003d 2,07 г / см 3

Найбільш стійка модифікація.

2) моноклінна - темно-жовті голки

t ° пл. \u003d 119 ° C; r \u003d 1,96 г / см 3

Стійка при температурі понад 96 ° С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну.

3) пластична - коричнева гумоподібний (аморфна) маса

Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну

отримання сірки

1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.
2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

1. Реакція Вакенродера:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Хімічні властивості сірки

Окисні властивості сірки
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Сірка реагує з лужними без нагрівання:

S + O 2 - t ° → S +4 O 2

2S + 3O 2 - t °; pt → 2S +6 O 3

4) (крім йоду):

S + Cl 2 → S +2 Cl 2

S + 3F 2 → SF 6

з складними речовинами:

5) c кислотами - окислювачами:

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

Реакції диспропорціонування:

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

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тіосульфат натрію

Положення кисню і сірки в періодичної системі хімічних елементів, будова їх атомів. Озон - аллотропная модифікація кисню

Підгрупа КИСНЮ (халькогена) У підгрупу кисню входять елементи: кисень, сірка, селен, телур, полоній. Халькогена У ПРИРОДІ Положення в таблиці Властивості елементів VI-A підгрупи. Кисень і сірка мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня -ns 2 np 4, де n - номер періоду. Кисень O 2 (К.В. Шеєле 1772 р Дж. Прістлі 1774 г.) Найпоширеніший елемент на Землі в повітрі - 21% за обсягом; в земній корі - 49% по масі; в гідросфері - 89% по масі; в складі живих організмов-- до 65% по масі.

алотропія КИСНЮ

будова атома

Хімічні властивості

Взаємодія речовин з киснем називається окисленням.

З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne і Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окислювач.

З неметалами

S + O 2 → SO 2

2H 2 + O 2 → 2H 2 O

З металами

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO (при нагріванні)

Зі складними речовинами

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

Горіння в кисні

2. Дією сірчаної кислоти на пероксид барію

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

Отримання і виявлення озону

Хімічні властивості

Озон хімічно активніше кисню. Активність озону пояснюється тим, що при його розкладанні утворюється молекула кисню і атомарний кисень, який активно реагує з іншими речовинами.

O 3 → O 2 + O (озон нестійкий)

Наприклад, озон легко реагує з сріблом, тоді як кисень не з'єднується з ним навіть при нагріванні:

6Ag + O 3 → 3Ag 2 O

Т. е. Озон - сильний окислювач:

2KI + O 3 + H 2 O → 2KOH + I 2 + O 2

Озон в природі

Знебарвлює барвники, відображає УФ - промені, знищує мікроорганізми. Озон є постійним компонентом атмосфери Землі і грає важливу роль для підтримки на ній життя. У приземних шарах земної атмосфери концентрація озону надзвичайно мала і становить величину порядку 10-7 - 10-6%. Однак зі збільшенням висоти концентрація озону різко зростає, проходячи через максимум на висоті 20-30 км. Загальний вміст озону в атмосфері може бути охарактеризоване шаром озону, приведеного до нормальних умов (0 ° С, 1 атм), І становить товщину близько 0,4-0,6 см. Загальний вміст озону в атмосфері змінне, і коливається в залежності від пори року і географічної широти. Як правило, концентрація озону більше в високих широтах і максимальна навесні, а мінімальна восени. Відомо, що атмосферний озон відіграє ключову роль для підтримки життя на землі, виступаючи в якості захисної складової для живих організмів від жорсткого ультрафіолетового випромінювання Сонця. З іншого боку, озон є досить ефективним парниковим газом, і, поглинаючи інфрачервоне випромінювання поверхні Землі, перешкоджає її охолодження. Встановлено, що знаходження і переміщення мас озону в атмосфері Землі істотно впливає на метеорологічну обстановку на планеті.

Застосування озону зумовлене його властивостями

1. сильного окисляє агента:

· Для стерилізації виробів медичного призначення

· При отриманні багатьох речовин в лабораторної та промислової практиці

· Для відбілювання паперу

· Для очищення масел

2. сильного дезинфікуючого засобу:

· Для очищення води і повітря від мікроорганізмів (озонування)

· Для дезінфекції приміщень і одягу

Одним з істотних переваг озонування, в порівнянні з хлоруванням, є відсутність токсинів після обробки. Тоді як під час хлорування можливе утворення істотного кількості токсинів і отрут, наприклад, діоксину.

Сірка. Аллотропия сірки. Фізичні та хімічні властивості сірки. застосування

СІРКА S Cера в природі самородна сірка Україна, Поволжя, Центральна Азія та ін сульфіди PbS - свинцевий блиск Cu 2 S - мідний блиск ZnS - цинкова обманка FeS 2 - пірит, сірчаний колчедан, котяче золото H 2 S - сірководень (в мінеральних джерелах і природному газі) білки Волосся, шкірні покриви, нігті ... сульфати CaSO 4 x 2H 2 O - гіпс MgSO 4 x 7H 2 O - гірка сіль (англійська) Na 2 SO 4 x 10H 2 O - глауберової сіль (мирабилит) Фізичні властивості Тверде кристалічна речовина жовтого кольору, нерозчинні у воді, водою не змочується ( плаває на поверхні), t ° кип \u003d 445 ° С Аллотропия Для сірки характерні кілька аллотропних модифікацій: Взаємоперетворенням аллотропних модифікацій сірки

Будова атома сірки

Розміщення електронів по рівням і подуровням

отримання сірки

1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.

2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню).

2H 2 S + O 2 \u003d 2S + 2H 2 O

3. Реакція Вакенродера

2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O

Хімічні властивості сірки

Розміщення електронів на орбіталях зовнішнього шару

Валентних електронів у атома сірки 6. Тому, ceра може утворювати до 6 валентних зв'язків. Атом сірки має більший радіус і тому виявляє меншу електронегативність в порівнянні скіслородом. Ступені окислення, які може проявляти в окисно-відновних реакціях: S 0, S -2, S +4, S +6.

Може утворювати кілька аллотропних видозмін. Це ромбическая (октаедричні), пластична і моноклініческая сера.Ромбіческая сірка є найбільш поширеним алотропна видозміною сірки. Це кристалічна речовина лимонно-жовтого кольору, кристалізується у вигляді октаедрів. Щільність ромбічної сірки 2,07 г / см 3.Плавиться вона при температурі 112,8 °, кипить при 444,6 °, в воді не розчинна, але добре розчиняється в сірковуглеці, бензолі та інших органічних розчинниках. Температура займання 360 °.

Пластична сірка виходить, якщо нагріти ромбічними сірку майже до кипіння і потім швидко вилити в склянку з холодною водою (рис. 50). Ця модифікація сірки володіє пластичністю на відміну від вельми крихкою ромбічної сірки. Пластична сірка досить швидко переходить в ромбічну. Пластичну сірку, утворюється при різкому охолодженні розплавленої сірки, іноді розглядають як що не встигла сформуватися ромбическую сірку.

Моноклініческая сірка виходить при повільному охолоджень розплавленої сірки на повітрі. При цьому утворюються довгі ниткоподібні кристали, які при стоянні теж перетворюються в октаедри.
Існування електронних видозмін у сірки пояснюється відмінністю кристалічних структур. Якщо октаедричні сірка має молекули у вигляді, восьмічленних кілець, молекули пластичної сірки- довгі, безладно розташовані ланцюжки різної величини. Моноклініческая сірка близька за структурою до октаедричної.

■ 65. Що таке аллотропия і аллотропние видозміни?
66. Чим викликається виникнення аллотропних видозмін?

У хімічному відношенні сірка є активною речовиною. Вона досить легко реагує з. багатьма металами. У всіх випадках утворюються, наприклад при нагріванні з алюмінієвим або цинковим порошком.
Якщо розтирати металевий в ступці з сіркою, між ними відбувається реакція, що супроводжується спалахами і різким звуком. Досвід слід Проводити в захисних окулярах, обернувши руку рушником, і з дуже малими кількостями речовин.
При пропущенні водню через пари сірки утворюється (рис. 51).

■ 68. Напишіть рівняння реакцій сірки з простими речовинами, про які йдеться в прочитане уривку, є ці реакції окислювально - відновними? Дайте обґрунтовану відповідь.
69. Який ступінь окиснення сірки в з'єднаннях з воднем і металами?
70. Якого типу в з'єднаннях сірки з металами ?.
71. Чому цинку і алюмінію можна отримати реакцією обміну в розчинах?
72. Скільки сульфіду заліза (II) вийде, якщо взято 30 г заліза і 16 г сірки і якщо взяте використовується лише на 90%?

Мал. 51. Прилад для спостереження взаємодії сірки з воднем.
-1-водень; 2 -; 3 пари сірки; 4 - розплавлена \u200b\u200bсірка.

Можливі й інші реакцій, в результаті яких сірка набуває позитивні ступеня окислення. Зазвичай це буває при безпосередній взаємодії сірки з киснем - при горінні сірки:

S + О2 \u003d SO2

Оскільки у кисню величина електронегативності більше, ніж у сірки, в поєднанні SО2 сірка виявляє ступінь окислення +4 і в даній реакції поводиться як відновник. Більш глибоке окислення води до ступеня окислення +6 можливо при утворенні сірчаного ангідриду. У присутності каталізатора при температурі 400-500 ° двоокис сірки окислюється киснем, утворюючи сірчаний ангідрид:

2SО2 + О2 \u003d 2SО3

сірка колір

Незважаючи на високу хімічну активність, сірка досить широко зустрічається у вигляді мінералу, який називається самородної сіркою. Це майже виключно ромбическая сірка. Інші аллотропние видозміни сірки в природі не зустрічаються, хімічно чиста сірка має лимонно-жовтий колір, аналогічно таку ж забарвлення має вулканічна сіро, але за умови, що в її склад не входять інші або ().

Сірка зазвичай вкраплена в різні гірські породи, з яких досить легко може бути виплавлено. найчастіше має вулканічне походження. Багаті самородної сірої Кавказ, пустеля Кара-Кум, Керченський півострів, Узбекистан.

Сірка зустрічається також у вигляді сірчистих металів «г-сульфідів (FeS2, цинкова обманка ZnS, свинцевий блиск PbS), у вигляді сульфатів (глауберової сіль Na2SO4 · 10H2O, CaSО4 · 2H2О). Сірка входить до складу деяких білків. Для того щоб витягти сірку з породи, її виплавляють в автоклавах Дією перегрітого водяної пари при 150-160 °. Отриману розплавлену сірку рафінують (очищають) сублімацією. Якщо її розплавити і розлити по дерев'яних формах, то вона твердне у вигляді паличок. Таку сірку називають Черенкова.

Мал. 52. Застосування сірки

Іноді сірку виливають у велику форму, а після затвердіння розколюють на дрібні безформні шматки. Така сірка називається комовой. Нарешті, сірку можна отримати у вигляді дрібного розпорошеного порошку - так званого сірчаного кольору.

Вільна сірка застосовується головним чином у виробництві сірчаної кислоти, а також в паперовій промисловості, для вулканізації каучуку, у виробництві барвників, в сільському господарстві для запилення і обкурювання винограду і бавовнику, у виробництві сірників (рис. 52). В медицині сірка використовується у вигляді мазей разом з іншими речовинами проти корости та інших шкірних захворювань. Чистий сірка не отруйна.

■ 73. Перерахуйте хімічні властивості сірки я вкажіть, в чому подібність і в чому відмінність сірки і кисню.

З'єднання двухвалентной сірки

Двовалентне сірка утворює сполуки з воднем (H2S) і металами (сульфіди Na2S, FeS). Сульфіди можна розглядати як похідні сірководню, т. Е. Солі сірководневої кислоти.
сірководень. Молекула сірководню побудована по полярному типу зв'язку:

Загальні електронні пари сильно зміщені в бік атома, сірки як більш електронегативного.
Сірководень-газ важчий за повітря, з різким неприємним запахом тухлих яєць. Цей газ дуже отруйний. Наші органи нюху дуже чутливі до сірководню. При наявності 1/2000 частини сірководню в повітрі може наступити втрата нюху. Хронічне отруєння сірководнем в малих дозах викликає схуднення, головні, болі. У разі більш сильних отруєнь через деякий час може наступити непритомність, а дуже сильні концентрації викликають смерть від паралічу дихання. При отруєннях сірководнем необхідно винести рольного на свіже повітря і дати йому вдихати невеликі кількості хлору, а також чистий. Гранично допустима концентрація сірководню в робочому приміщенні 0,01 мг / л.

Сірководень переходить в рідкий стан при температурі -60 °. Він добре розчиняється в воді, утворюючи при цьому сірководневу воду H2Saq або, як її ще називають, сірководневу кислоту.
Сірководень - один з кращих відновників. Він легко відновлює бромную і хлорне воду вбромісто водневу або соляну кислоту:

При цій реакції S (-2) окислюється до »нейтральної сірки S (0).
Сірководень горить. При достатньому доступі повітря (рис. 53, а) відбувається повне згоряння з рівняння:

У цьому випадку S (-2) окислюється до S (+4), відбувається віддача 6 електронів), а відновлюється з О (0) до О (-2). якщо
доступ повітря недостатній або якщо в полум'я сірководню внести холодний предмет (рис. 53,6), то відбувається неповне згоряння з рівняння:
2H2S + О2 \u003d 2S + 2H2O

■ 74. Назвіть заходи першої допомоги при отруєннях сірководнем.
75. Чому сірководневу кислоту часто називають
сірководневою водою?
76. При змішуванні йодної води з сірководневою відбувається знебарвлення і помутніння розчину. Чим це пояснити?
77. Чи можливо для S (-2) прояв окислювальних властивостей?

У лабораторії сірководень отримують в апараті кіп при взаємодії сульфіду заліза (або сульфіду натрію) з розбавленою сірчаною кислотою:
FeS + H2SO4 \u003d FeSО4 + H2S

Мал. 53. Горіння сірководню при повному доступі повітря (а) і при неповному доступі повітря (б).

Сірководень, розчиняючись у воді, утворює слабкий сірководневу кислоту, дисоціюють двоступеневої:

H2S ⇄ Н + + HS - ⇄ 2Н + + S 2

Другий ступінь протікає в незначній мірі.
Сірководнева кислота не може зберігатися в лабораторії тривалий час внаслідок своєї нестійкості. Вона поступово каламутніє внаслідок виділення вільної сірки:
H2S \u003d H2 + S
В окисно-відновних реакціях сірководнева кислота Поводиться як типовий відновник, наприклад:

H2S + К2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0; Cr +3)

Рівняння цієї окисно-відновної реакції закінчите самостійно.
Сірководень застосовується в аналітичній хімії.
Сірководнева кислота проявляє загальні властивості кислот. Правда, не всі властивості кислот вдається спостерігати на ній. Наприклад, такі, як, з нею не реагують, а й, потрапляючи в сірководневу, кислоту, реагують не з нею, а з наявної там водою, утворюючи луг, яка потім може вступити в реакцію з сірководневою кислотою.

Так як це кислота двухосновная, вона може утворювати два ряди солей - сульфіди і гідросульфіди, або бісульфіди.
Середні солі сірководневої кислоти - сульфіди - нерозчинні у воді, крім солей натрію і калію, і мають різне забарвлення: сульфід свинцю і заліза - чорну, цинку - білу, кадмію - жовту. Гідросульфіди добре розчинні у воді.
Реактивом на іон двухвалентной сірки S 2 є іон кадмію Cd 2+, який в поєднанні з іоном дає жовтий, нерозчинний у воді осад, наприклад:

Cd (NO3) 2 + H2S \u003d CdS ↓ + 2HNO3

Cd 2+ + S 2 \u003d CdS

Сульфіди досить легко гідролізуються по типу солей слабких кислот, тому зазвичай їх отримують прямим взаємодією сірки з металом.

■ 78. Напишіть рівняння реакції сірководневої кислоти з їдким натром і поясніть результат реакції, враховуючи гідроліз солі в розчині.
79. У санітарно-гігієнічних дослідженнях для виявлення В повітрі сірководню користуються дуже чутливою реакцією з розчинними солями свинцю. Що можна спостерігати при цій реакції в повній іонної і скороченою іонної формах?

З'єднання чотиривалентної сірки

З'єднання чотиривалентної сірки - двоокис сірки (сірчистий газ) SО2. Двоокис сірки важчий за повітря і має різкий неприємний запах. Молекула двоокису сірки побудована також за ковалентному типу зв'язку, полярність її слабо виражена. При -10 ° і атмосферному тиску двоокис сірки перетворюється в рідину, а твердне при -73 °. Вона добре розчиняється у воді (на 1 об'єм води 40 обсягів двоокису сірки), при цьому поряд з розчиненням відбувається взаємодія з водою по рівнянню:

SO2 + Н2О H2SО3

Що виходять сірчиста кислота є вельми нестійкою, тому реакція оборотна.
Двоокис сірки має велике промислове значення. Її отримують випалюванням сірчаного колчедану FeS2 або сірки:

4FeS2 + 11О2 \u003d 2Fe2О3 + 8SО2 S + О2 \u003d SО2

У лабораторії її отримують дією сильних кислот на солі сірчистої кислоти, наприклад дією сірчаної кислоти на:

Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SО4 + Н2О + SO2

Двоокис сірки можна отримати розкладанням солей сірчистої кислоти, наприклад сульфіту кальцію CaSО3, при нагріванні;

CaSО3 \u003d СаО + SO2

Двоокис сірки отруйна. При отруєннях нею з'являються хрипота, задишка, іноді втрата свідомості. Допустима концентрація SО2 в повітрі дорівнює 0,02 мг / л.
При взаємодії з органічними барвниками двоокис сірки може викликати їх знебарвлення, проте причина цього інша, ніж при знебарвленні хлором: не відбувається окислення, а виникає безбарвне з'єднання SО2 з барвником, яке з плином часу руйнується і забарвлення барвника відновлюється.

■ 80. Запропонуйте креслення приладів, за допомогою яких можна отримати двоокис сірки: а) з сульфіту натрію дією кислоти: б) прокаливанием сульфіту кальцію.
81. Двоокис сірки, отриману при розкладанні 40 г сульфіту кальцію, пропустили через 500 г розчину баритовой води Ва (ОН) 2, в результаті чого весь, який перебував в розчині, був обложений. Яка процентна баритовой води, якщо 20% двоокису сірки, отриманої при випалюванні, втрачається?
82. До якої групи оксидів відноситься двоокис сірки? Перерахуйте її властивості, типові для цієї групи оксидів. Підтвердіть свою відповідь рівняннями реакцій.
83. Чому при пропущенні SО2 через вапняну воду виникає помутніння, як і при пропущенні СО2?
84. Повітря має домішка двоокису сірки. Як звільнити його від цієї домішки?
85. Який обсяг двоокису сірки може бути отриманий з 20 молей FeS2 при 80% виході?
86. Через 200 мл 20% розчину їдкого натру була пропущена двоокис сірки до повного перетворення їдкого натру в сульфит (гідроліз не враховувати). Яка концентрація розчину, що утворився сульфіту натрію?

У зв'язку з тим що ступінь окислення сірки в двоокису сірки дорівнює + 4, т. Е. Умовно з зовнішнього рівня атома сірки віддано 4 електрона, для нього існують дві можливості: або він може додатково віддати решту на зовнішньому шарі 2 електрона і тоді проявить
властивості відновника, або S (+4) може прийняти кілька електронів і тоді буде проявляти окисні властивості.
Наприклад, в присутності сильного окислювача S (+4) поводиться як відновник.

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

Коефіцієнти цих реакцій знайдіть самостійно.
Особливе значення має окислення двоокису сірки киснем в присутності каталізатора V2O5 або Pt при температурі 400-500 °, в результаті чого утворюється сірчаний ангідрид:
2SO2 + О2 \u003d 2SO3
Цей процес широко використовується у виробництві сірчаної кислоти контактним способом.

У присутності сильних відновників, наприклад сірководню, S (+4) поводиться як: H2SO3 + H2S → Н2О + S

Знайдіть, склавши електронний баланс, коефіцієнти для даного рівняння.

■ 87. Запишіть в зошит фізичні і хімічні властивості двоокису сірки, зазначивши як реакції, що протікають без зміни ступенів окислення, так і окислювально-відновні.
88. Яке фізіологічне дію двоокису сірки?

Як було вже сказано, при розчиненні двоокису сірки у воді утворюється сірчиста кислота.
Сірчиста кислота - кислота середньої сили. Вона дисоціює двоступеневої:

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

Сірчиста кислота нестійка, швидко розкладається на двоокис сірки і воду:
H2SO3 ⇄ H2O + SO2

Тому провести, наприклад, реакцію з металами більш активними, ніж, з сірчистої кислотою не можна.
Будучи двухосновной, сірчиста кислота може утворювати два ряди солей: середні - сульфіти і кислі - гідросульфіти. Все сульфіти є нерозчинними солями, за винятком сульфітів лужних металів і амонію. У гідросульфітів трохи вище. Ці солі можуть розкладатися під дією більш сильних кислот:
Na2SOs + H2S04 \u003d Na2SО4 + Н2О + SO2

2NaHSО3 + H2SO \u003d Na2SО4 + 2H2О + 2SO2
При дії кислот на сульфіти виділяється двоокис сірки, що володіє неприємним запахом. Цією реакцією користуються для того, щоб відрізнити солі сірчистої кислоти від карбонатів, які ведуть себе аналогічно, але двоокис вуглецю запаху не має.
Сульфіти досить легко піддаються гідролізу.

З'єднання шестивалентній сірки

Як уже згадувалося, при окисленні двоокису сірки утворюється сірчаний ангідрид SО3- з'єднання шестивалентній сірки. При утворенні молекули сірчаного ангідриду в освіті валентних зв'язків беруть участь всі валентні електрони сірки, як s-,так і р-орбіталей. Ступінь окислювання +6 для, сірки є максимальною позитивною. Тому S +6 ніколи не може вести себе як відновник.
Сірчаний ангідрид - біла кристалічна речовина. Температура плавлення його 17 °, температура кипіння 45 °. Сірчаний ангідрид настільки гигроскопичен, що зберігати його в звичайному посуді не можна. Його зберігають в запаяних скляних ампулах.
Сірчаний ангідрид - кислотний оксид, що володіє всіма типовими властивостями цієї групи речовин. Зокрема, він може реагувати з водою, утворюючи сірчану кислоту:

SО3 + Н2О \u003d H2SО4

■ 89. Напишіть самостійно рівняння реакцій сірчаного ангідриду з підставами і з основними оксидами.

Сірчаний ангідрид є сильним окислювачем. Найбільш важливим з'єднанням шестивалентній сірки є H2SО4. Вона належить до числа сильних кислот. двухосновная і дисоціює двоступеневої:
H2SО4 ⇄ Н + + HSО 4 - ⇄ 2Н + + SO 2. 4 -

Рідина майже вдвічі важча за воду. Її щільність при звичайних умовах 1,84. Сірчана кислота твердне при 10 °, 95% розчин її кипить, при 338 °. Запаху і кольору сірчана кислота не має. З водою вона змішується в будь-яких співвідношеннях. Розчинення сірчаної кислоти у воді супроводжується виділенням великої кількості тепла, яке може привести навіть до закипання розчину, тому при змішуванні сірчаної кислоти з водою рекомендується наливати сірчану кислоту в воду, а не навпаки. В іншому випадку перші порції води можуть закипіти і розприскати краплі розчину сірчаної кислоти, які можуть заподіяти сильні опіки. Сірчана кислота - рідина їдка, тому слід уникати попадання її на шкіру і одяг. У разі потрапляння необхідно швидко змити її великою кількістю води, а потім нейтралізувати розчином соди.