АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Соединения серы

Читайте также:
  1. Важнейшие соединения: оксиды, гидроксиды, соли, - их представители и их значение в природе и жизни человека.
  2. Валентности и степени окисления атомов в некоторых соединениях
  3. Взаимосогласованные договоры и договоры присоединения.
  4. Виды соединения проводников.
  5. Глава 9. Комплексные соединения
  6. Диаграмма состояния для сплавов, образующих химические соединения
  7. Завершение присоединения Казахстана к Российской империи
  8. Загрязнение антибиотиками, гормонами, другими веществами и соединениями, применяемыми в животноводстве.
  9. Заклёпочные соединения
  10. Изготовление двухсторонних печатных плат с переходными соединениями
  11. Ингибиторы – это соединения Z, которые взаимодействуют с образовавшимися радикалами и образуют такие продукты, которые не способны далее продолжать рост цепи.
  12. Коневые формы соединения

Соединения со степенью окисления –2. Наиболее важными соединениями серыв степени окисления -2 являются сероводород и сульфиды. Сероводород - H2S - бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка, токсичен. Молекула сероводорода имеет угловую форму, валентный угол равен 92º. Образуется при непосредственном взаимодействии водорода с парами серы. В лаборатории сероводород получают действием сильных кислот на сульфиды металлов:

 

Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2

Сероводород сильный восстановитель, окисляется даже оксидом серы(IV).

2H2S-2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

В зависимости от условий продуктами окисления сульфидов могут быть S, SO2 или Н2SO4:

 

2KMnO4 + 5H2S-2 + 3H2SO4 ® 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O;

H2S-2 + 4Br2 + 4H2O = H2S+4O4 + 8HBr

На воздухе и в атмосфере кислорода сероводород горит, образуя серу или SO2 в зависимости от условий.

В воде сероводород мало растворим (2,5 объема H2S на 1 объем воды) и ведет себя как слабая двухосновная кислота.

 

H2S H+ + HS-; К1 = 1×10-7

HS- H+ + S2-; К2 = 2,5×10-13

Как двухосновная кислота сероводород образует два ряда солей: гидросульфиды (кислые соли) и сульфиды (средние соли). Например, NaНS - гидросульфид и Na2S - сульфид натрия.

Сульфиды большинства металлов в воде малорастворимы, окрашены в характерные цвета и отличаются по растворимости в кислотах: ZnS - белый, CdS - желто-оранжевый, MnS - телесного цвета, HgS, CuS, PbS, FeS - черные, SnS - бурый, SnS2 - желтый. В воде хорошо растворимы сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы.

 

Na2S + H2О NaHS + NaOH

Сульфиды, как и оксиды, бывают основными, кислотными и амфотерными. Основные свойства проявляют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислотные свойства – сульфиды неметаллов. Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной природы между собой. Основные сульфиды при гидролизе образуют щелочную среду, кислотные гидролизуются необратимо с образованием соответствующих кислот:

SiS2 + 3H2О = H2SiO3 + 2H2S

Амфотерные сульфиды в воде нерастворимы, некоторые из них, например, сульфиды алюминия, железа(III), хрома(III), полностью гидролизуются:



 

Аl2S3 + 3H2О = 2Al(OH)3 + 3H2S

При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли. Отвечающие им тиокислоты обычно неустойчивы, их разложение аналогично разложению кислородсодержащих кислот.

СS2 + Na2S = Na2CS3; Na2CS3 + H2SO4 = H2CS3 + Na2SO4;

тиокарбонат натрия тиоугольная кислота

H2CS3 = H2S + CS2

Персульфидные соединения. Тенденция серы образовывать гомоцепи реализуется в персульфидах (полисульфидах), которые образуются при нагревании растворов сульфидов с серой:

 

Na2S + (n-1)S = Na2Sn

Персульфиды встречаются в природе, например, широко распространенный минерал пирит FeS2 представляет собой персульфид железа(II). При действии на растворы полисульфидов минеральных кислот выделены полисульфаны - нестойкие маслоподобные вещества состава H2Sn , где n изменяется от 2 до 23.

Персульфиды подобно пероксидам проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а также легко диспропорционируют.

 

Na2S2 + SnS = SnS2 + Na2S; 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2;

Na2S2-1 = S0 + Na2S-2

Соединения со степенью окисления +4. Наибольшее значение имеет оксид серы(IV) - бесцветный газ с резким неприятным запахом горящей серы. Молекула SO2 имеет угловое строение (угол OSO равен 119,5 °):

В промышленности SO2 получают обжигом пирита или сжиганием серы. Лабораторный метод получения диоксида серы - действие сильных минеральных кислот на сульфиты.

 

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2­ + H2O

Оксид серы(IV) является энергичным восстановителем

S+4O2 + Cl2 = S+6O2Cl2,

но, взаимодействуя с сильными восстановителями, может выступать в роли окислителя:

2H2S + S+4O2 = 3S0 + 2H2O

Диоксид серы хорошо растворим в воде (40 объемов на 1 объем воды). В водном растворе гидратированные молекулы SO2 частично диссоциируют с образованием катиона водорода:

 

SO2×H2O H+ + HSO3- 2H+ + SO32-

‡агрузка...

По этой причине водный раствор диоксида серы часто рассматривают как раствор сернистой кислоты - H2SO3, хотя реально это соединение, по-видимому, не существует. Тем не менее, соли сернистой кислоты устойчивы и могут быть выделены в индивидуальном виде:

 

SO2 + NaOH = NaHSO3; SO2 + 2NaOH = Na2SO3

гидросульфит натрия сульфит натрия

Сульфит-анион имеет структуру тригональной пирамиды с атомом серы в вершине. Неподеленная пара атома серы пространственно направлена, поэтому анион – активный донор электронной пары, легко переходит в тетраэдрический HSO3- и существует в виде двух таутомерных форм:

Сульфиты щелочных металлов хорошо растворимы в воде, в значительной мере гидролизованы:

 

SO32- + H2О HSO3- + ОН-

Сильные восстановители, при хранении их растворов постепенно окисляются кислородом воздуха, при нагревании диспропорционируют:

t

2Na2S+4O3 + О2 = 2Na2S+6O4; 4Na2S+4O3 = Na2S-2 + 3Na2S+6O4

Степень окисления +4 проявляется в галогенидах и оксогалогенидах:

 

SF4 SOF2 SOCl2 SOBr2

фторид серы(IV) оксофторид серы(IV) оксохлорид серы(IV) оксобромид серы(IV)

Во всех приведенных молекулах на атоме серы локализована неподеленная электронная пара, SF4 имеет форму искаженного тетраэдра (бисфеноид), SOHal2 – тригональной пирамиды.

 

Фторид серы(IV) - бесцветный газ. Оксохлорид серы(IV) (хлористый тионил, тионилхлорид) - бесцветная жидкость с резким запахом. Эти вещества широко применяются в органическом синтезе для получения фтор- и хлорорганических соединений.

Соединения данного типа имеют кислотный характер о чем свидетельствует их отношение к воде:

 

SF4 + 3H2О = H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2О = H2SO3 + 2HCl.

Соединения со степенью окисления +6:

SF6 SO2Cl2 SO3 H2SO4 [SO4]2-

фторид серы(VI) диоксодихлорид серы(VI) оксид серы(VI) серная кислота сульфат-анион

Гксафторид серы - бесцветный инертный газ, применяется в качестве газообразного диэлектрика. Молекула SF6 высокосимметрична, имеет геометрию октаэдра. SO2Cl2 (хлористый сульфурил, сульфурилхлорид) - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе вследствие гидролиза, применяется в органическом синтезе как хлорирующий реагент:

 

SO2Cl2 + 2H2О = H2SO4 + 2HCl

Оксид серы(VI) - бесцветная жидкость (т.кип. 44,8 °С, т.пл. 16,8 °С). В газообразном состоянии SO3 имеет мономерное строение, в жидком - преимущественно существует в виде циклических тримерных молекул, в твердом состоянии - полимер.

В промышленности триоксид серы получают каталитическим окислением ее диоксида:

 

t

2SO2 + O2 ¾® 2SO3

V2O5

В лаборатории SO3 можно получить перегонкой олеума - раствора триоксида серы в серной кислоте.

SO3 - типичный кислотный оксид, энергично присоединяющий воду и другие протонсодержащие реагенты:

SO3 + H2O = H2SO4; SO3 + HF = HOSO2F

фторсерная (фторсульфоновая)

кислота

Серная кислота - H2SO4 - бесцветная маслянистая жидкость, т.пл. 10,4 °С, т.кип. 340 °С (с разложением). Неограниченно растворима в воде, сильная двухосновная кислота. Концентрирован­ная серная кислота - энергичный окислитель, особенно при нагревании. Она окисляет неметаллы и металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода:

t t

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Взаимодействуя с более активными металлами, серная кислота может восстанавливаться до серы или сероводорода, например,

 

4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S­ + 4H2O

Холодная концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы (железо, свинец, алюминий, хром) за счет образования на их поверхности плотной оксидной или солевой пленки.

Серная кислота образует два ряда солей: содержащие сульфат-анион - SO42- (средние соли) и содержащие гидросульфат-анион - HSO4- (кислые соли). Сульфаты в основном хорошо растворимы в воде, плохорастворимы BaSO4, SrSO4, PbSO4, Cu2SO4. Образование белого мелкокристаллического осадка сульфата бария при действии на раствор хлорида бария является качественной реакцией на сульфат-анион. Эта реакция применяется и для количественного определения серы.

 

Ва2+ + SO42- = ВаSO4¯

Важнейшими солями серной кислоты являются: Na2SO4×10H2O - мирабилит, глауберова соль - применяется при производстве соды и стекла; MgSO4×7H2O - горькая английская соль - применяется в медицине как слабительное, для отделки тканей, при дублении кожи; CaSO4×2H2O - гипс - применяется в медицине и строительстве; CaSO4×1/2H2O - алебастр - применяется как строительный материал; CuSO4×5H2O - медный купорос - используется в сельском хозяйстве для защиты растений от грибковых заболеваний; FeSO4×7H2O - железный купорос - применяется в сельском хозяйстве в качестве микроудобрения и при очистке воды в качестве коагулятора; K2SO4×Al2(SO4)3×24H2O - алюмокалиевые квасцы - применяются для дубления кож.

Синтез серной кислоты в промышленности осуществляется контактным методом, первой стадией которого является обжиг пирита:

t

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Далее оксид серы(IV) окисляют при 450 °С кислородом до оксида серы(VI) в контактном аппарате на катализаторе (V2O5):

t

2SO2 + O2 = 2SO3

При растворении SO3 в концентрированной серной кислоте образуется целая серия полисерных кислот. Смесь H2SO4, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13 – густая маслянистая, дымящая на воздухе жидкость – олеум. При разбавлении олеума водой связи S-O-S разрываются и полисерные кислоты превращаются в серную кислоту необходимой концентрации.

Пиросерная (двусерная) кислота - H2S2O7:

 

Бесцветные легкоплавкие кристаллы, выделяющиеся из олеума.

SO3 + H2SO4 = H2S2O7

Соли пиросерной кислоты - пиросульфаты (дисульфаты) - получают термическим разложением гидросульфатов:

t

KHSO4 = K2S2O7 + H2O

Тиосерная кислота - H2S2O3 – существует в двух таутомерных формах:

 

В водных растворах неустойчива и распадается с выделением серы и SO2:

H2S2O3 = S¯ + SO2­ + H2O

Соли тиосерной кислоты - тиосульфаты - устойчивы и могут быть получены кипячением серы с водными растворами сульфитов:

 

Na2SO3 + S = Na2S2O3

Свойства тиосульфатов определяется присутствием атомов серы в двух разных степенях окисления –2 и +6. Так наличие серы в степени окисления –2 обусловливает восстановительные свойства:

Na2SO3S-2 + Cl2 + H2O = Na2S+6O4 + S0 + 2HCl

Тиосульфат натрия широко применяется в фотоделе как закрепитель и в аналитической химии для количественного определения иода и веществ, выделяющих иод (иодометрический анализ).

Политионовые кислоты. Тетраэдрические структурные звенья в полисерных кислотах могут объединяться через атомы серы, при этом получаются соединения общей формулы H2SxO6, в которой x = 2 – 6.

Политионовые кислоты неустойчивы, но образуют устойчивые соли - политионаты. Например. тетратионат натрия образуется при действии иода на водный раствор тиосульфата натрия:

 

Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

Пероксосерные (надсерные) кислоты. Роль мостика, объединяющего структурные единицы полисерных кислот, может играть пероксидная группировка. Эта же группа входит в состав мононадсерной кислоты:

 

H2SO5 - мононадсерная кислота H2S2O8 - пероксодисерная кислота

(кислота Каро)

Пероксосерные кислоты гидролизуются с образованием перекиси водорода:

 

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2; H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2.

Пероксодисерная кислота получается при электролизе водного раствора серной кислоты:

2HSO4- - 2e- = H2S2O8

Образует соли - персульфаты. Персульфат аммония - (NH4)2S2O8 - применяется в лабораторных условиях как окислитель.

3.3. Подгруппа селена

Селен и теллур - редкие элементы. Кларк селена - 1,5×10-4 мол.%, теллура - 1,3×10-7 мол.%. Самостоятельных минералов практически не имеют, сопутствуют сере в сульфидных минералах. Селен и теллур проявляют полупроводниковые свойства, полоний – мягкий металл серебристо-белого цвета.

Селен и теллур образуют несколько аллотропных модификаций. Наиболее устойчив гексагональный или серый селен. Его кристаллы образованы зигзагообразными цепями Se¥. При быстром охлаждении селена получается красно-коричневая стекловидная модификация, образованная неупорядоченными фрагментами Se¥. Кристаллические разновидности красного селена состоят из циклических молекул Se8. Устойчивые модификации теллура также образованы зигзагообразными цепями. Гексагональная модификация – серебристо-белое металлоподобное кристаллическое вещество, очень хрупкое.

Химические свойства. По химической активности селен и теллур уступают сере. При нагревании легко окисляются кислородом, галогенами, азотной кислотой. В ряду O – S – Se – Te – Po уменьшается окислительная и возрастает восстановительная активность, так селен с водой не реагирует, тогда как теллур при нагревании окисляется водой:

160 °C

Te + 2H2O ¾® TeO2 + 2H2

При кипячении в водных растворах щелочей селен и теллур диспропорционируют. Например,

3Se + 6NaOH = 2Na2Se + Na2SeO3 + 3H2O

селенид и селенит натрия

При взаимодействии с активными металлами селен и теллур выступают в роли окислителя:

Se0 + 2Na = Na2Se-2

Полоний реагирует с соляной кислотой как типичный металл. Подобно другим неметаллам селен и полоний окисляются концентрированной азотной кислотой до соответствующих кислот, тогда как полоний образует солеподобные соединения:

 

Po + 2HCl = PoCl2 + H2; Po + 8HNO3 = Po(NO3)2 + 4NO2 + 4H2O.


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 |


Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.02 сек.)