Сера и ее соединения.
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (9 класс) на тему

СЕРА

Сера является шестнадцатым по химической распространенности элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы: FeS2 — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Сера (англ. Sulfur, фр. Soufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Сера применялась в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны «сернистые испарения», смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав «греческого огня», наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что ее считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XII в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, еще в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трех принципов алхимиков, а позднее «принцип горючести» явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения ее из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Таким образом точно происхождение серы не установлено, но как сказано выше этот элемент использовался до Рождества Христова, а значит знаком людям с давних времен.

Происхождение латинского sulfur неизвестно. Русское название элемента обычно производят от санскритского «сира» — светло-желтый. Возможно родство «серы» с древнееврейским «серафим» — мн. числом от «сераф» — букв. сгорающий, а сера хорошо горит. На древнерусском и старославянском «сера» — вообще горючее вещество, в том числе и жир.

Большие скопления самородной серы встречаются не так уж часто. Чаще она присутствует в некоторых рудах. Руда самородной серы — это порода с вкраплениями чистой серы. Когда образовались эти вкрапления — одновременно с сопутствующими породами или позже? От ответа на этот вопрос зависит направление поисковых и разведочных работ. Но, несмотря на тысячелетия общения с серой, человечество до сих пор не имеет однозначного ответа. Существует несколько теорий, авторы которых придерживаются противоположных взглядов.

Физические свойства

Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), tкип = 445С

Аллотропия

1)     ромбическая (α - сера) - S8

t0 пл. = 1130C; ρ = 2,07 г/см3

Наиболее устойчивая модификация.

2)     моноклинная (β - сера) - темно-желтые иглы

t0пл. = 1190C; ρ = 1,96 г/см3

Устойчивая при температуре более 960С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)     пластическая - коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

Строение атома

Размещение электронов по уровням и подуровням

Получение

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

2.  Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H2S + O2 = 2S + 2H2O

3.      Реакция Вакенродера

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Химические свойства

Окислительные свойства серы
(S0 + 2ē = S-2)

1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + S = Na2S

      c остальными металлами (кроме Au, Pt) - при повышенной t0:

2Al + 3S  =Al2S3

Zn + S  = ZnS

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H2 + S = H2S

2P + 3S = P2S3

C + 2S = CS2

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S - 2ē = S+2; S - 4ē = S+4; S - 6ē = S+6)

3)     c кислородом:

S + O2 = S+4O2

4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 = S+2Cl2

5)     c кислотами - окислителями:

S + 2H2SO4(конц) = 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) = H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

Реакции диспропорционирования:

6)                                                                           

3S0 + 6KOH = K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S0 + Na2S+4O3 = Na2S2O3 тиосульфат натрия

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.

СЕРОВОДОРОД

Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t0пл. = -860C; t0кип. = -600С.

Получение

1)      

H2 + S  = H2S

2)      

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Химические свойства

1)     Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота:

H2S = H+ + HS- 

HS- = H+ + S2-

K1 = ([H+] • [HS-]) / [H2S] = 1 • 10-7

K2 = ([H+] • [S2-]) / [HS-] = 1,3 • 10-14

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

2)     Взаимодействует с основаниями:

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

3)     H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:

H2S-2 + Br2 = S0 + 2HBr

H2S-2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S0 + 2HCl

H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O = H2S+6O4 + 8HCl

3H2S-2 + 8HNO3(конц) = 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O

H2S-2 + H2S+6O4(конц) = S0 + S+4O2 + 2H2O

(при нагревании реакция идет по - иному:

H2S-2 + 3H2S+6O4(конц)  =  4S+4O2 + 4H2O)

4)     Сероводород окисляется:

при недостатке O2

2H2S-2 + O2 = 2S0 + 2H2O

при избытке O2

2H2S-2 + 3O2 = 2S+4O2 + 2H2O

5)     Серебро при контакте с сероводородом чернеет:

4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O

6)     Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:

H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2HNO3

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3

Pb2+ + S2- = PbS↓

Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS.

7)     Реставрация:

PbS + 4H2O2 =  PbSO4(белый) + 4H2O

Сульфиды

Получение

1)     Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:

Hg + S = HgS

2)     Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи:

H2S + 2KOH = K2S + 2H2O

3)     Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

CdCl2 + Na2S = 2NaCl + CdS↓

Pb(NO3)2 + Na2S = 2NaNO3 + PbS↓

ZnSO4 + Na2S = Na2SO4 + ZnS↓

MnSO4 + Na2S = Na2SO4 + MnS↓

2SbCl3 + 3Na2S = 6NaCl + Sb2S3↓

SnCl2 + Na2S = 2NaCl + SnS↓

Химические свойства

1)     Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:

K2S + H2O = KHS + KOH

S2- + H2O = HS- + OH-

2)     Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах:

ZnS + H2SO4 = ZnSO4 + H2S

HgS + H2SO4 ≠

Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:

FeS2 + 8HNO3 = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O

3)     Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:

Na2S + nS = Na2Sn+1 (1 < n < 5)

Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:

2Na2S2 + 3O2 = 2Na2S2O3

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

ОКСИДЫ СЕРЫ

Оксид серы IV

SO2  (сернистый ангидрид; сернистый газ)

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом; хорошо растворим в воде (в 1V H2O растворяется 40V SO2 при н.у.); t0пл. = -75,50C; t0кип. = -100С.

Обесцвечивает многие красители, убивает микроорганизмы.

Получение

1)     При сжигании серы в кислороде:

S + O2 = SO2

2)     Окислением сульфидов:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

3)     Обработкой солей сернистой кислоты минеральными кислотами:

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O

4)     При окислении металлов концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Химические свойства

1)     Сернистый ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде образуется слабая и неустойчивая сернистая кислота H2SO3 (существует только в водном растворе)

SO2 + H2O  ↔  H2SO3

 H2SO3↔H+ + HSO3- 

H2SO3↔2H+ + SO32-

K1 = ([H+] • [HSO3-]) / [H2SO3] = 1,6 • 10-2

K2 = ([H+] • [SO32-]) / [HSO3-] = 1,3 • 10-7

H2SO3 образует два ряда солей - средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты, гидросульфиты).

Ba(OH)2 + SO2 = BaSO3↓(сульфит бария) + H2O

Ba(OH)2 + 2SO2 = Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)

2)     Реакции окисления  (S+4 – 2ē = S+6)

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4

Водные растворы сульфитов щелочных металлов окисляются на воздухе:

2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4; 2SO32- + O2 = 2SO42-

3)     Реакции восстановления (S+4 + 4ē = S0)

SO2 + С  =  S + СO2

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Оксид серы VI

SO3  (серный ангидрид)

Физические свойства

Бесцветная летучая жидкость, t0пл. = 170C; t0кип. = 660С; на воздухе "дымит", сильно поглощает влагу (хранят в запаянных сосудах).

SO3 + H2O = H2SO4

Твердый SO3 существует в трех модификациях. SO3 хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте, этот раствор называется олеумом.

Получение

1)      

2SO2 + O2  =  2SO3

2)      

Fe2(SO4)3  = Fe2O3 + 3SO3

Химические свойства

1)     Серный ангидрид - кислотный оксид. При растворении в воде дает сильную двухосновную серную кислоту:

SO3 + H2O = H2SO4 

H2SO4 = H+ + HSO4- 

H2SO4 = 2H+ + SO42-

H2SO4 образует два ряда солей - средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты):

2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O

NaOH + SO3 = NaHSO4

2)     SO3 - сильный окислитель.

СЕРНАЯ КИСЛОТА

H2SO4

Физические свойства

Тяжелая маслянистая жидкость ("купоросное масло"); ρ = 1,84 г/см3; нелетучая, хорошо растворима в воде – с сильным нагревом; t0пл. = 10,30C, t0кип. = 2960С, очень гигроскопична, обладает водоотнимающими свойствами (обугливание бумаги, дерева, сахара).

Помните!
Кислоту вливать малыми порциями в воду, а не наоборот!

Производство серной кислоты

1-я стадия. Печь для обжига колчедана.

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 + Q

Процесс гетерогенный:

1)     измельчение железного колчедана (пирита)

2)     метод "кипящего слоя"

3)     8000С; отвод лишнего тепла

4)     увеличение концентрации кислорода в воздухе

2-я стадия. После очистки, осушки и теплообмена сернистый газ поступает в контактный аппарат, где окисляется в серный ангидрид (4500С – 5000С; катализатор V2O5):

2SO2 + O2  2SO3

3-я стадия. Поглотительная башня:

nSO3 + H2SO4(конц) = (H2SO4 • nSO3)(олеум)

Воду использовать нельзя из-за образования тумана. Применяют керамические насадки и принцип противотока.

Химические свойства

H2SO4 - сильная двухосновная кислота

H2SO4 = H+ + HSO4- 

H2SO4 =2H+ + SO42-

Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100%-ой диссоциации:

K2 = ([H+] • [SO42-]) / [HSO4-] = 1,2 • 10-2

1)     Взаимодействие с металлами:

a)     разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:

Zn0 + H2+1SO4(разб) = Zn+2SO4 + H2O

b)     концентрированная H2+6SO4 – сильный окислитель; при взаимодействии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до S+4O2, S0 или H2S-2 (без нагревания не реагируют также Fe, Al, Cr - пассивируются):

2Ag0 + 2H2+6SO4 = Ag2+1SO4 + S+4O2 + 2H2O

8Na0 + 5H2+6SO4 = 4Na2+1SO4 + H2S-2 + 4H2O

2)     концентрированная H2S+6O4 реагирует при нагревании с некоторыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления, (например, S+4O2):

С0 + 2H2S+6O4(конц) = C+4O2 + 2S+4O2 + 2H2O

S0 + 2H2S+6O4(конц) = 3S+4O2 + 2H2O

2P0 + 5H2S+6O4(конц) = 5S+4O2 + 2H3P+5O4 + 2H2O

3)     с основными оксидами:

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O

4)     с гидроксидами:

H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O

H+ + OH- = H2O

H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O

2H+ + Cu(OH)2 = Cu2+ + 2H2O

5)     обменные реакции с солями:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

Ba2+ + SO42- = BaSO4↓

         Образование белого осадка BaSO4 (нерастворимого в кислотах) используется для идентификации серной кислоты и растворимых сульфатов.

MgCO3 + 2H+ = Mg2+ + H2O + CO2

СЫРЬЕ ДЛЯ  ПОЛУЧЕНИЯ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ И ЭТАПЫ ПРОИЗВОДСТВА.

Исходными реагентами для получения серной кислоты могут быть элементная сера и серосодержащие соединения, из которых можно получить либо серу, либо диоксид серы

Традиционно основными источниками сырья являются сера и железный (серный) колчедан. Около половины серной кислоты получают из серы, треть - из колчедана. Значительное место в сырьевом балансе занимают отходящие газы цветной металлургии, содержащие диоксид серы.

Процесс состоит из трех стадий: