Какие химические свойства характерны для серы

Какие химические свойства характерны для серы thumbnail

Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демер­куризация).

СЕРА    S

Cера в природе

Самородная сера

Сульфиды

PbS – свинцовый блеск

Cu2S – медный блеск

ZnS – цинковая обманка

FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото

H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)

Белки

Сульфаты

CaSO4 * 2H2O – гипс

MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)

Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит) 

Физические свойства

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

Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.

 Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая)моноклинная (игольчатая) и пластическая

Ромбическая (a – сера) – S8

t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.

Моноклинная  (b – сера) – S8

темно-желтые иглы,            t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

Пластическая Sn

коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

 

ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы 

Строение атома серы

 Размещение электронов по уровням и подуровням


Основное состояние

1s22s22p63s23p4

Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)

Степень
окисления

Валентность

 -2

В основном состоянии

II

+4

Первое возбуждённое состояние

IV

+6

Второе возбуждённое состояние

VI

Получение серы

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 серы

Сера – окислитель           S0 + 2ē→  S-2

Сера – восстановитель:    S – 4ē → S+4; 

                                            S – 6ē →S+6

1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания:

2Na + S → Na2S  ОПЫТ

S + Hg = HgS

Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. 

Этот процесс называется демеркуризацией

  2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 

2Al + 3S t→  Al2S3

Zn + S  t°→  ZnS         ОПЫТ

Cu + S  t→  CuS   ОПЫТ

3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений:

H2 + S → H2S 

2P + 3S→ P2S3

C + 2S → CS2

1. Взаимодействие серы c кислородом:

S + O2  t°→  S+4O2

2S + 3O2  t°;pt→ 2S+6O3

2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 → S+2Cl2

**Взаимодействие серы с кислотами – окислителями:

S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O

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

 **Реакции диспропорционирования:

4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева

Тренажёр №2 – Химические свойства серы

Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами

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.

Применение серы и её соединений

 Домашнее задание    параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.

Дополнительные зхадания

Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

  1. S + O2
  2. S + Na
  3. S + H2

№2. Осуществите превращения по схеме:

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!

Знаете ли вы..

  • 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.

Источник

Сера – элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов – элементов VIa группы.

Сера – S – простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.

Сера

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Природные соединения
  • FeS2 – пирит, колчедан
  • ZnS – цинковая обманка
  • PbS – свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 – сурьмяный блеск, Bi2S3 – висмутовый блеск
  • HgS – киноварь
  • CuFeS2 – халькопирит
  • Cu2S – халькозин
  • CuS – ковеллин
  • BaSO4 – барит, тяжелый шпат
  • CaSO4 – гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Природные соединения серы

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.

H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)

SO2 + C = (t) S + CO2

Серу можно получить разложением пирита

FeS2 = (t) FeS + S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H2S + H2SO4 = S + H2O

Химические свойства

  • Реакции с неметаллами
  • На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ – SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания –
    только со фтором.

    S + O2 = (t) SO2

    S + F2 = SF6

    S + Cl2 = (t) SCl2

    S + C = (t) CS2

    Горение серы в кислороде

  • Реакции с металлами
  • При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

    K + S = (t) K2S

    Al + S = Al2S3

    Fe + S = (t) FeS

  • Реакции с кислотами
  • При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

    S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O

    S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O

  • Реакции с щелочами
  • Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

    S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O

    Реакция серы и щелочи

Сероводород – H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).

Сероводород

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑

FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑

Сульфид железа и соляная кислота

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
    от соотношения основания и кислоты).

    MgO + H2S = (t) MgS + H2O

    KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

    2KOH + H2S = K2S + 2H2O

    Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

    Ca + H2S = (t) CaS + H2

  • Восстановительные свойства
  • Сероводород – сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

    H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)

    H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)

    H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl

    Горение сероводорода

  • Качественная реакция
  • Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

    H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3

Оксид серы – SO2

Сернистый газ – SO2 – при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).

Сернистый газ

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.

K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2 + H2O

  • Кислотные свойства
  • С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты – сульфиты.

    K2O + SO2 = K2SO3

    NaOH + SO2 = NaHSO3

    2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

    Сульфит натрия

  • Восстановительные свойства
  • Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

    Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4

    SO2 + O2 = (t, кат. – Pt) SO3

  • Как окислитель
  • В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

    CO + SO2 = CO2 + S

    H2S + SO2 = S + H2O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO2 + H2O ⇄ H2SO3

Химические свойства

  • Диссоциация
  • Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

    H2SO3 = H+ + HSO3-

    HSO3- = H+ + SO32-

  • Кислотные свойства
  • В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли – сульфиты и гидросульфиты.

    CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O

    H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота – основание, 1:2)

    H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота – основание, 1:1)

  • Окислительные свойства
  • С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

    H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O

  • Восстановительные свойства
  • Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

    H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr

    Получение бромоводорода

Оксид серы VI – SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия – Pr, V2O5).

SO2 + O2 = (кат) SO3

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты – сульфатов.

Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3

Химические свойства

  • Кислотные свойства
  • Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли – сульфаты и
    гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

    SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке – средняя соль)

    SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке – кислая соль)

    SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

    Сульфат кальция

    SO3 + Li2O = Li2SO4

    SO3 + H2O = H2SO4

  • Окислительные свойства
  • SO3 – сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

    SO3 + P = SO2 + P2O5

    SO3 + H2S = SO2 + H2O

    SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4

    Выделение йода

    © Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020

    Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
    (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
    без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
    обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

СЕРА    S

Какие химические свойства характерны для серы

Какие химические свойства характерны для серы

Cера в природе

Самородная сера

Украина,
Поволжье, Центральная Азия и др

Сульфиды

PbS – свинцовый блеск

Cu2S – медный блеск

ZnS – цинковая обманка

FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото

H2S – сероводород (в минеральных источниках и
природном газе)

Белки

Волосы,
кожные покровы, ногти…

Сульфаты

CaSO4 x 2H2O – гипс

MgSO4 x 7H2O – горькая соль (английская)

Na2SO4 x 10H2O – 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:

Какие химические свойства характерны для серы

Ромбическая  

(a – сера) – S8

t°пл. = 113°C; 

ρ = 2,07 г/см3. 

Наиболее устойчивая
модификация.

Моноклинная 

(b – сера) – S8

темно-желтые
иглы, 

 t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре
более  96°С; при обычных условиях
превращается в ромбическую.

Пластическая 

Sn

коричневая резиноподобная (аморфная) масса.  Неустойчива, при затвердевании
превращается в ромбическую.

Какие химические свойства характерны для серы

Какие химические свойства характерны для серы 

Какие химические свойства характерны для серы

ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы

Строение атома серы

 Размещение
электронов по уровням и подуровням

Основное состояние

1s22s22p63s23p4

Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)

Степень
окисления

Валентность

+2, -2

В основном состоянии

II

+4

Первое возбуждённое состояние

IV

+6

Второе возбуждённое состояние

VI

Получение серы

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
серы

Сера –
окислитель

S0 + 2ē -> S-2

Сера – восстановитель

S – 2ē -> S+2; S – 4ē -> S+4; S – 6ē -> S+6

1)      Сера реагирует со щелочными металлами
без нагревания:

2Na + S -> Na2S  ОПЫТ

      c остальными металлами (кроме Au, Pt) – при повышенной t°: 

2Al + 3S  –t°->  Al2S3

Zn + S  –t°->  ZnS         ОПЫТ

Cu + S  –t°->  CuS   ОПЫТ

2)    
С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H2 + S -> H2S

2P + 3S -> P2S3

C + 2S -> CS2

1)    
c кислородом:

S + O2 
–t°->  S+4O2

2S + 3O2  –t°;pt-> 2S+6O3

 2)    
c галогенами (кроме йода):

S + Cl2-> S+2Cl2

 3)     c кислотами – окислителями:

S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O

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

 Реакции
диспропорционирования:

 4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Тренажёр
№1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И.
Менделеева

Тренажёр №2 – Химические
свойства серы

Тренажёр
№3 – Взаимодействие серы с металлами

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.

Применение серы и её соединений

 ЗАДАНИЯ

№1. Закончите уравнения реакций:
S + O2
S + Na
S + H2
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

№2. Осуществите превращения по схеме:
H2S → S → Al2S3 → Al(OH)3

№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):

Al + S =  (при нагревании)

S + H2 = (150-200)

S + O2 = (при нагревании)

S + F2 =  (при обычных условиях)

S + H2SO4(к) =

S + KOH =

S + HNO3 =

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!

Знаете ли вы…

·        
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.

Источник