АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соединения серы (–1)

Читайте также:
  1. Азотсодержащие соединения
  2. АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ.
  3. Биологически важные гетероциклические соединения
  4. В органических соединениях
  5. Важнейшие классы неорганических соединений. Бинарные и многоэлементные соединения. Оксиды: определение, классификация, номенклатура, способы получения, химические свойства
  6. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  7. Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
  8. Взаимосогласованные договоры и договоры присоединения.
  9. Виды договоров. Предварительный договор, публичный договор, договор присоединения и договор в пользу третьего лица, их особенности.
  10. Виды соединения проводников.
  11. Гемоглобин и его соединения
  12. Гетероатомные соединения нефти

[S2]2– – персульфид-ион

[Sn]2– – полисульфид-ион


Персульфиды, в основном, образуют активные металлы и некоторые d-элементы. Персульфид-ионы имеют цепочечное строение:

S32– S42–

 

Персульфид водорода H2S2 представляет собой малоустойчивую жидкость. Для получения полисульфидов Ме можно сульфид соответствующего металла сплавить с избытком серы:

Na2S + (n-1)S = Na2Sn – серная печень.

По мере увеличения содержания серы интенсивность окраски персульфидов меняется от желтой до красной до S9 и далее до тёмно-коричневой. При действии соляной или серной кислоты полисульфиды разлагаются с образованием полисероводородов (сульфанов):

Na2Sn + 2HCl = H2Sn + 2NaCl.

Cтепень окисления –1 является промежуточной степенью окисления, поэтому поли- и персульфиды обладают окислительно-восстановительной амфотерностью, вступают в реакции диспропорционирования:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2,

Na2S2 + SnS → SnS2 + Na2S,

Na2S2 → Na2S + S.

Соединения серы (+2)

Это малоустойчивая степень окисления. В этой степени окисления получены галогениды SF2, SCl2.

Дихлорид серы SCl2 представляет собой тёмно-красную жидкость. На воздухе подвергается внутримолекулярному распаду:

2SCl2 ↔ S2Cl2 + Cl2.

Весьма разнообразны соединения SnCl2, где n до 100. Эти соединения построены из зигзагообразных цепочек из атомов серы с концевыми атомами галогена. Это жидкости с неприятным запахом и высокой лечепреломляющей способностью. Используются как растворители, а также для вулканизации каучуков.

Монооксид серы SO – бесцветный газ, при t = 120 °С сжижается в оранжево-красную жидкость и в жидком состоянии находится в виде димеров (SO)2. С водой не реагирует, но формально его считают ангидридом сульфоксиловой кислоты H2SO2.

Может быть получен по реакциям:

2Ag + SOCl2 = 2AgCl + SO,

Mg + SOCl2 = MgCl2 + SO.

Соли – сульфоксилаты, их можно получить при взаимодействии SO со щелочами:

SO + 2KOH = K2SO2 + H2O (сульфоксилат калия).

Эта реакция доказывает кислотные свойства SO.

Этот оксид обладает окислительно-восстановительной двойственностью:

SO + SO = SO2 + S.

При окислительно-восстановительной двойственности преобладают восстановительные свойства. При обычных условиях достаточно устойчив, горит при t = 3000 °С.



2SO + O2 = 2SO2.

Соединения серы (+4)

SF4 – тетрафторид серы. Молекула имеет формулу искаженного тетраэдра, при обычных условиях – бесцветный газ. На его основе получен SOF2 – оксодифторид серы (тионилфторид), бесцветный газ с резким запахом.

SOСl2 – оксодихлорид серы (тионилхлорид) – бесцветная жидкость, молекула имеет пирамидальную форму. Водой разлагается:

SOСl2 + H2O = SO2 + 2НСl.

Используется в качестве растворителя, осушителя, хлорирующего реагента.

SO2 – сернистый газ, диоксид серы или оксид серы (IV). При обычных условиях – бесцветный газ, легко сжижаемый, молекула имеет угловую форму с валентным углом 120°.

Строение молекулы SO2 напоминает строение озона О3. Атом серы находится в состоянии sp2-гибридизации. В промышленности его получают сжиганием серы или обжигом пирита:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (t).

Длина связи в SO2 составляет 1,43 Å, что является промежуточной величиной между одинарной и двойной связью. Считается, что есть 2 резонансных структуры и π-связь делокализована в молекуле:

 

SO2 при обычных условиях хорошо растворим в воде – в 1 объеме воды растворяется примерно 40 объемов SO2, а при t = 0 °С в 1 объеме воды растворяется 80 объемов SO2. При растворении в воде образуется раствор сернистой кислоты H2SO3:

SO2 + H2O = H2SO3.

SO2 – типичный кислотный оксид, проявляет все общие свойства кислотных оксидов.

H2SO3 – сернистая кислота. В индивидуальном состоянии не выделена, существует только в водном растворе, причем равновесие смещено в сторону SO2. Эта кислота имеет 2 таутомерные формы:

Это двухосновная кислородсодержащая кислота; по первой ступени диссоциирует как электролит средней силы:

H2SO3 ↔ HSO3 + H+, К1 = 1,3·10–2;

HSO3 ↔ H+ + SO32–, К2 = 6,2·10–8.

Гидросульфит-ион существует также в виде двух таутомерных форм:

Сернистая кислота проявляет все общие свойства кислот. Образует 2 типа солей: сульфиты, гидросульфиты.

‡агрузка...

Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH,

2Na+ + SO32– + HOH ↔ Na+ + HSO3 + Na+ + OH,

SO32– + HOH ↔ HSO3 + OH,pH > 7;

NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH,

Na+ + HSO3 + HOH ↔ H2SO3 + Na+ + OH,

HSO3 + HOH ↔ H2SO3 + OH, pH < 7 (среда слабокислая).

Все соединения S+4 обладают окислительно-восстановительной амфотерностью с преобладанием восстановительных свойств:

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl,

2Mg + SO2 = S + 2MgO,

2Zn + SO2 + 4HCl = 2ZnCl2 + S + 2H2O.

H2SO3 и сульфиты самопроизвольно достаточно легко окисляются:

H2SO3 + Br2 + H2O = H2SO4 + 2HBr,

5H2SO3 + 2KMnO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4 + 3H2O.

В растворах щелочей сернистая кислота может диспропорционировать:

3H2SO3 + H2SO3 + 8KОН = 3K2SO4 + K2S + 8H2O.

Проявляя восстановительные свойства, SO2 склонен к реакциям присоединения:

2SO2 + О2 = 2SO3,

SO2 + Cl2 = SO2Cl2.

При обработке водной суспензии цинковой пыли газообразным SO2 образуется дитионит цинка:

2SO2 + Zn = ZnS2O4.

Дитионит цинка – соль не выделенной в свободном состоянии дитионистой кислоты H2S2O4.

При кристаллизации гидросульфитов натрия и калия, либо при пропускании SO2 через раствор сульфитов образуются пиросульфиты:

2NaHSO3 = Na2S2O5 + H2O.

Пиросульфиты – соли не полученной в свободном состоянии пиросернистой кислоты H2S2O5:

 

Соединения серы (+6)

SF6, SO2Hal2, SO3 имеют соответственно октаэдрическое, искаженное тетраэдрическое, плоско-треугольное строение:

SF6 – гексафторид серы. При обычных условиях газ, отличается высокой химической устойчивостью, на него не действуют ни вода, ни кислоты, ни щелочи, несмотря на то, что гидролиз SF6 в растворах характеризуется большими отрицательными значениями ΔG:

SF6 + 3H2O = SO3 + 6HF, ΔG0298 = –460 кДж/моль.

SO2Cl2 – диоксодихлорид серы – бесцветная жидкость с удушливым запахом. Водой медленно разлагается:

SO2Cl2 + 2H2O = Н2SO4 + 2HCl.

SO2F2 – диоксодифторид серы – бесцветный газ, разлагается лишь растворами щелочей. Все эти вещества проявляют кислотные свойства.

SO3 – триоксид серы, серный ангидрид, оксид серы (VI). Молекулярное строение имеет только в газообразном состоянии. Молекулы имеют форму равностороннего треугольника, валентный угол составляет 120°, что соответствует sp2-гибридизации атомных орбиталей серы. При конденсации паров образуется летучая жидкость (tкип = 44,8 °С), состоящая преимущественно из триммеров (SO3)3. При охлаждении до 16,8 °С она затвердевает в прозрачную массу, напоминающую лед. Это льдовидная модификация γ-SO3. В льдовидной модификации тетраэдры через мостиковые атомы кислорода связаны в циклические тримеры (SO3)3. При хранении γ-SO3 превращается в асбестовидные модификации (SO3)n, в которых тетраэдры образуют спиральные цепи, связанные в слои (α-SO3), либо изолированы друг от друга (β-SO3). Степень полимеризации в α- и β-модификациях достигает ста тысяч. Модификации SO3 различаются не только физическими свойствами, но и химической активностью.

SO3 – кислотный оксид, является ангидридом Н2SO4, проявляет все общие свойства кислотных оксидов. Проявляет только окислительные свойства:

С + 2SO3 = СO2 + 2SO2,

2KI + SO3 = K2SO3 + I2,

3H2S + SO3 = 4S + 3H2O.

Получение SO3:

1. Каталитическое окисление сернистого газа:

2SO2 + O2 = 2SO3.

2. Перегонка олеума (раствор SO3 в Н2SO4 (конц)).

Серная кислота Н2SO4:

Серная кислота – тяжелая бесцветная жидкость, смешивается с водой в любых соотношениях. Если концентрация раствора составляет 70 % и выше, то кислота называется концентрированной, если менее 70 % – разбавленной. Очень гигроскопична, используется для связывания воды.

Молекула Н2SO4 содержит 2 окислителя: H+ и S+6, который входит в состав аниона SO42–. В растворе окислителем является H+, поскольку в растворе Н2SO4 находится в виде гидратированных ионов (как сильный электролит). Таким образом, Н2SO4(разб) проявляет все общие свойства кислот.

1. Взаимодействует с металлами с Е0 < 0:

Fe + Н2SO4 = FeSO4 + H2.

2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

CaO + Н2SO4 = CaSO4 + H2O,

ZnO + Н2SO4 = ZnSO4 + H2O.

3. Взаимодействует с растворимыми и нерастворимыми основаниями, амфотерными гидроксидами:

2NaOH + Н2SO4 = Na2SO4 + 2H2O,

2Al(OH)3 + 3Н2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2O.

4. Взаимодействует с солями:

BaCl2 + Н2SO4 = BaSO4 + 2HCl.

5. Взаимодействует с аммиаком:

2NH3 + Н2SO4 = (NH4)2SO4.

Н2SO4(конц) проявляет окислительные свойства за счет S+6 (слабый электролит):

S+6 + 2e → S+4 (SO2),

S+6 (SO3) + 8e → S2– (H2S),

S+6 + 6e → S0.

Продукты восстановления зависят от двух факторов:

1. активности восстановителя;

2. концентрации кислоты.

Химические свойства Н2SO4(конц)

1. Окисляет щелочные и щелочноземельные металлы:

8Na + 5Н2SO4(конц) = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O.

2. Окисляет менее активные металлы с Е0 < 0:

Zn + 2Н2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + 2H2O (сильно разб.),

Zn + 4Н2SO4(конц) = 3ZnSO4 + S+ 4H2O (умеренно разб.),

Zn + 4Н2SO4(конц) = 2ZnSO4 + H2S + 2H2O (слабо разб.).

3. Пассивирует при обычных условиях такие металлы, как Al, Fe, Cr; реакции идут при нагревании.

4. Окисляет металлы Е0 > 0:

Cu + 2Н2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

5. Не взаимодействует с Au и Pt ни при каких условиях.

6. Окисляет некоторые неметаллы (S, C, P, As):

C + 2Н2SO4(конц) = CO2 + 2SO2 + 2H2O.

7. Окисляет различные сложные восстановители:

2HBr + 2Н2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O.

Получение Н2SO4

В промышленности получают контактным, реже нитрозным (башенным) способом.

Контактный способ включает 3 стадии:

1. Обжиг пирита с получением SO2:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.

2. Каталитическое окисление сернистого газа в серный ангидрид:

2SO2 + O2 = 2SO3.

3. Растворение серного ангидрида в Н2SO4(конц) с образованием олеума:

nSO3 + Н2SO4(конц) = Н2SO4·nSO3 (олеум).

Затем олеум разбавляют водой и получают кислоту необходимой концентрации:

Н2SO4·nSO3 + H2O = H2SO4.

SO3 + H2O = H2SO4.

Серная кислота имеет очень большое значение в химическом синтезе. Ее мировое производство достигает 130 млн тонн в год.

Как двухосновная кислота образует 2 вида солей: сульфаты и гидросульфаты. Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде. Малорастворимыми сульфатами являются Ag2SO4, CaSO4. Сульфаты бария и свинца трудно растворимы в воде и не растворяются в кислотах. Поэтому образование этих солей используется в практике качественного анализа для обнаружения сульфат-ионов:

Ba2+ + SO42– → BaSO4,

Pb2+ + SO42– → PbSO4.

Из водных растворов сульфаты обычно выделяются в виде кристаллогидратов. Соединения типа CuSO4∙5H2O и FeSO4∙7H2O называются купоросами.

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются, сульфаты остальных металлов разлагаются:

CuSO4 → CuO + SO3.

Гидросульфаты – кислые соли, большинство хорошо растворимы в воде.

Тиосерная кислота H2S2O3:

Тиосерная кислота неустойчива и при получении разлагается:

Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + H2S2O3,

H2S2O3 = S + SO2 + H2O.

Соли тиосерной кислоты – тиосульфаты, обладают большей устойчивостью, обладают восстановительными свойствами:

Na2S2O3 + Cl2 + H2О = Na2SO4 + S + 2HCl.

Мягкие окислители окисляют тиосульфат-ион до тетратионата:

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI.

H2S2O7 – пиросерная кислота:

Содержится в олеуме. Смешивается во всех отношениях как с серной кислотой, так и с серным ангидридом (SO3).

H2S2O8 – надсерная или пероксодисерная кислота – белое, очень гигроскопичное вещество, устойчиво в концентрированном водном растворе. Роль мостика, объединяющего тетраэдрические структурные единицы, играет пероксидная группировка атомов:

 

Пероксодисерная кислота образуется при электролизе серной кислоты или гидросульфатов. При этом на аноде протекает реакция:

2НSO4– 2е= Н2S2O8.

Пероксодисерная кислота гидролизуется с образованием пероксида водорода:

Н2S2O8 + 2H2O = 2Н2SO4 + H2O2.

H2SO5 – пероксосерная кислота:

Пероксосерная кислота растворима в диэтиловом эфире, гигроскопична, при комнатной температуре разлагается, нейтрализуется щелочами, является сильным окислителем.

Полисерная кислота:

Существует целая группа так называемых политионовых кислот H2SхO6, где х = 2–6:


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 | 36 | 37 | 38 | 39 | 40 | 41 | 42 | 43 | 44 | 45 | 46 | 47 | 48 | 49 | 50 | 51 | 52 | 53 | 54 | 55 | 56 | 57 | 58 | 59 | 60 | 61 |


Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.025 сек.)