Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Какие свойства проявляет сера в химических реакциях 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 = (t) 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

  • Реакции с солями
  • Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

    Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3

    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

Элемент сера 16S, как и кислород 8О, находится в главной подгруппе VI группы периодической системы элементов. Однако химия серы существенно отличается от химии кислорода. Это обусловлено следующими причинами:

1. В отличие от кислорода сера проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. 

2. В отличие от кислорода, имеющего постоянную валентность II и степень окисления в соединениях -2, сера – элемент с переменной валентностью и с переменной степенью окисления.

Характеристика элемента

16S1s22s22p63s23p4

Аr = 32,066

ЭО – 2,5

Изотопы: 32S (95,084 %); 34S (4,16 %); 33S и 36S (

Кларк в земной коре 0,05 % по массе. Формы нахождения:

1) самородная сера (свободная S);

2) S2- (H2S и сульфиды металлов);

3) S+6 (сульфаты Ва и Са);

4) в составе белков, витаминов.

Сера – типичный неметалл, р-элемент. Устойчивые С.О. в соединениях -2, +4, +6.

Отличительное свойство – способность образовывать прочные гомоатомные связи-S-S-S- что приводит к существованию линейных и циклических цепей.

Важнейшие S-содержащие вещества

S-2

S0

S+4

S+6

восстановители

окислительно – восстановительная двойственность

окислители

H2S сероводород CS2 – сероуглерод

S, свободная сера, большое число аллотропов

SO2 сернистый ангидрид
H2SO3 сернистая кислота
Mex(SO3)y
сульфиты

SO3
серный ангидрид H2SO4 серная кислота
Mex(SO4)y сульфаты

Свободная сера

Аллотропные модификации серы: ромбическая – S8. Твердое кристаллическое вещество ли монно-желтого цвета; нерастворимо в воде, хорошо растворимо в сероуглероде, ацетоне, бензоле.

Моноклинная – S8. Существует при температуре около 950С. Отличается от ромбической взаимной ориентацией октаэдров в кристаллической решетке.

Пластическая. Длинные зигзагообразные цепи.

Получение серы

1. Извлечение самородной серы из ее месторождений

2. Переработка природных газов, содержащих H2S (окисление при недостатке О2).

3. В лаборатории серу получают взаимодействием SО2 и H2S в водном растворе:

SО2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2О

Химические свойства серы

При обычной температуре твердофазная сера малореакционноспособна. Однако при нагревании, и особенно в расплавленном состоянии, сера ведет себя как очень химически активное вещество

Сера – окислитель:

S + 2e- = S2-

Для завершения октета на внешнем слое атомы серы принимают недостающие 2 электрона и в состоянии S2- образуют ионные и ковалентные связи с водородом, металлами и некоторыми неметаллами.

1) Сера непосредственно соединяется с большинством Me (кроме Pt, Au), образуя сульфиды. С некоторыми Me реакция протекает при обычной температуре, например:

S + Сu = CuS

S + 2Ag = Ag2S

S + Hg = HgS

С железом и многими другими Me сера реагирует при нагревании:

S + Fe = FeS

S + Н2 = H2S сероводород

2S + С = CS2 сероуглерод

3S + 2Р = P2S3 сульфид фосфора (III)

Сера – восстановитель:

S – 4e- = S+4; S – 6e- = S+6

В соединениях с более ЭО элементами атомы серы находятся в положительно заряженном состоянии.

Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.

Практически важными являются реакции соединения серы с кислородом. При обычных условиях сера горит на воздухе, окисляясь кислородом до диоксида серы:

S + O2 = SO2

Высший оксид SO3 образуется при окислении серы или SO2 кислородом в присутствии катализаторов:

2S + 3O2 = 2SO3 триоксид серы (оксид серы (VI)).

Сера непосредственно соединяется с фтором (при обычной температуре) и с хлором (расплавленная сера):

S + 3F2 = SF6 гексафторид серы

2S + Cl2 = S2CI2 дитиодихлорид серы

S2Cl2 + Cl2 = 2SCI2 дихлорид серы

Сильные окислители (HNO3, H2SO4 конц., К2Сr2O7 и др.) окисляют свободную серу до SO2 или H2SO4:

S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2Н2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2↑ + 2Н2O

S + К2Сr2O7 = Сr2O3 + K2SO4

Диспропорционирование серы в растворах щелочей

3S+ 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3Н2O

Источник

Характеристика элемента серы

Сера S – элемент № 16, 3–й период, VIA группа (халькогены). Электронная конфигурация атома серы в стационарном состоянии 1s22s22p63s23p4:

Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Электронная формула атома серы: Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Валентные возможности серы: II – в стационарном состоянии, IV (3s23p33d1) и VI (3s13p33d2) – в возбуждённом состоянии атома.

Наиболее характерными для серы являются следующие степени окисления:

0 – в простых веществах (ромбическая, пластическая сера);
–2 – в сероводороде Н2S и сульфидах (FeS, Na2S);
+4 – в оксиде серы (IV) SO2, сернистой кислоте Н2SO3 и её солях – сульфитах (K2SO3);
+6 – в оксиде серы (VI) S03, серной кислоте Н2SO4 и её солях – сульфатах (K2SO4).

Реже сера проявляет степени окисления:
–1 – в дисульфидах, например FeS2;
+1 – S2C12 – дихлорид дисеры или дихлорид серы (I);
+2 – SC12 – дихлорид серы или хлорид серы (II).

Высшим оксидом серы является оксид серы (VI) SO3 (серный ангидрид), его характер – кислотный. Высшим гидроксидом серы является серная кислота Н2SO4 – сильный электролит, нелетучая, стабильная двухосновная кислота. Водородным соединением серы является сероводород Н2S (газ при обычных условиях), его водный раствор – сероводородная кислота, двухосновная, слабый электролит.

Сера – простое вещество

Наиболее прочны молекулы серы S8, имеющие форму короны.Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Сера образует несколько аллотропных модификаций: ромбическая сера и моноклинная сера. Кристаллическая решётка в обоих случаях молекулярная, в узлах решётки – молекулы S8.

При выливании расплава серы в холодную воду образуется пластичная масса – пластическая сера, не имеющая кристаллического строения. Её макромолекулы образованы линейными цепями Sn. При хранении пластическая сера становится хрупкой, изменяет окраску и переходит в ромбическую модификацию.

Если медленно нагреть ромбические кристаллы выше 96 °С, то они превращаются в моноклинную модификацию. В обеих модификациях молекулы серы находятся в форме восьмичленных колец, но упакованы они по–разному. Переход ромбической серы в моноклинную при 96 °С является обратимым. При нагревании до 112 °С сера плавится, а составляющие кристаллическую решётку восьмичленные кольца разрываются, образуя молекулы с открытой цепью.

При обычных условиях сера – твёрдое кристаллическое вещество; кристаллы жёлтого цвета, хрупкие, лёгкие (р ≈ 2 г/см3), легкоплавкие (t0пл ≈ 113°С для ромбической серы).

Для серы характерна окислительно-восстановительная двойственность: по отношению к металлам и водороду сера выступает в роли окислителя.

С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

При обычных условиях сера взаимодействует со ртутью:Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами:Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

По отношению к неметаллам сера выступает в роли восстановителя. При нагревании сера сгорает в кислороде:Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Сера взаимодействует со всеми галогенами. Фтор окисляет серу до высшей степени окисления.
При температуре примерно 700–800 °С уголь взаимодействует с серой, образуется сероуглерод:Какие свойства проявляет сера в химических реакциях

Сера реагирует с концентрированной серной и азотной кислотами:сера

Сера используется для производства серной кислоты, в реакции вулканизации каучука, для производства инсектицидов, в косметической промышленности.

сера

Конспект урока «Сера: химические свойства».

Следующая тема: «».

Источник