Na2S MgS Al2S3 SiS2 P2S5

Сера и ее соединения

Свойства серы. Сера по сравнению с кислородом мало активна, встречается в природе в элементарном виде. Образует несколько аллотропных модификаций: ромбическая (S8 - устойчива при обычной тем-ре), моноклинная (S8 - устойчива > 95,5 оС), пластическая (состоит из макромолекул, состоящих из нескольких тысяч атомов). Энергия связи S-S оценивается в 225,7 кДж/моль, поэтому сера – умеренно реакционное вещество. Сера как окислитель легко соединяется с металлами (кроме Au, Pt, Ir), образуя сульфиды, и выделяя большое количество теплоты:

S + Cu = CuS;

3 S + 2 Al = Al2S3;

S + Hg = HgS (протекает при обычных

условиях, применяется для сбора Hg)

Сера образует соединения почти со всеми неметаллами, но не так легко и энергично, как с металлами. При взаимодействии с более электроотрицательными неметаллами (галогены, кислород, азот) она окисляется, с остальными неметаллами – восстанавливается:

S + 3 F2 = SF6; 2 S + Cl2 = S2Cl2

2 S + Si = SiS2 (t) 2 S + C = CS2 (t)

С галогенами сера образует соединения различного состава, которые легко разлагаются водой.

Сульфиды по некоторым свойствам похожи на оксиды. По химической природе различают основные, амфотерные и кислотные сульфиды:

Основные Амфотерный Кислотные

Они могут взаимодействовать друг с другом с образованием солей. Со- ли, в молекулах которых часть или весь кислород замещен серой, называют тиосолями:

3 Na2S + P2S5 = 2 Na3PS4 (тиофосфат натрия)

Na2S + Al2S3 = 2 NaAlS2 (тиоалюминат натрия)

Al2S3 + P2S5 = 2 AlPS4 (тиофосфат алюминия)

При нагревании сера взаимодействует с кислотами окислителями:

S + 2 H2SO4(конц.) = 3 SO2 + 2 H2О

S + 6 HNO3(конц.) = H2SO4 + 6 NО2 + 2 H2О

Сера растворяется в водных растворах щелочей, при этом происходит реакция диспропорционирования серы:

3 S + 6 КОН = 2 К2S^-2 + К2S⁺⁴О3 + 3 Н2О

Соединения серы (-2). Н2S – сероводород, бесцветный газ с неприятным запахом, образуется при действии гнилостных бактерий на серосодержащие белки, поэтому его запах ассоциируется с запахом тухлых яиц. Он очень ядовит. Содержание 0,1% его в воздухе вызывает тяжелое отравление, так как он накапливается в организме, соединяясь с железом, входящим в состав гемоглобина. Это приводит к кислородному голоданию и удушью. Сероводород получают действием разбавленной соляной или серной кислот на сульфиды:

FeS + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2S

Его можно получить непосредственным соединением серы с водородом:

Sтв. + Н2 ↔ Н2S (→350 ^оС; >350 ^оС←)

Равновесие этой реакции смещено в сторону образования Н2S до температуры 350 оС, выше этой температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Свойства сероводорода. Н2S хорошо растворяется в спирте, несколько хуже – в воде (2,5 объема в 1 объеме воды), придавая раствору слабокислый характер. Водный раствор Н2S называется сероводородной кислотой:

Н2S ↔ Н+ + НS- (Кд 1 = 9.10^-8)

НS- ↔ Н+ + S^2- (Кд 2 = 4.10^-13)

Сероводородная кислота является двухосновной кислотой и образует два вида солей – средние Na2S (сульфиды) и кислые NaHS (гидросульфиды). Все гидросульфиды растворимы в воде и известны только в растворах, их получают, пропуская избыток сероводорода через водные растворы щелочей:

Н2S + NaOH ↔ NaHS + H2O

Многие сульфиды имеют характерную окраску:

ZnCl2 + Н2S = ZnS↓ + 2 HCl (ZnS↓ - белый осадок)

2 SbCl3 + 3 Н2S = Sb2S3↓ + 6 HCl (Sb2S3↓ - желто-оранжевый осадок)

PbCl2 + Н2S = PbS↓ + 2 HCl (PbS↓ - черный осадок)

Сульфиды по растворимости делят на следующие группы:

1. растворимые в воде – сульфиды щелочных металлов (Na2S, К2S…);

2. нерастворимые в воде, но растворимые в соляной и разбавленной

серной кислоте (ZnS, MnS, FeS…)

3. нерастворимые в воде и кислотах (PbS, CuS, HgS, NiS …)

На различной растворимости сульфидов в воде и кислотах, и разнообразной окраске сульфидов металлов основан систематический ход качественного анализа катионов.

Соли сероводородной кислоты подвергаются гидролизу, водные растворы солей имеют щелочную реакцию:

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

При достаточном доступе воздуха сероводород горит голубым пламенем: 2 Н2S + 3 О2 = 2 SO2 + 2 H2O

При недостатке кислорода или при медленном окислении Н2S переходит в свободную серу, поэтому сероводородная кислота не может долго храниться и постепенно мутнеет:

2 Н2S + О2 = 2 S + 2 H2O

Сероводород является сильным восстановителем:

3 Н2S + K2Cr2O7 + 4 H2SO4 = 3 S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O

Н2S + I2 = S + 2 HI

Н2S - 2 ē = S↓ + 2 H+, Е° = 0,14;

S2- - 2 ē = S↓, Е° = - 0,48;

В щелочной среде сульфид-ион является более активным восстановителем по сравнению с молекулой Н2S. Для доказательства присутствия следов сероводорода в воздухе (или растворе) применяют пропитанную раствором ацетата свинца бумагу, которая при наличии этого газа чернеет из-за образования сульфида свинца:

Н2S + Рb(СН3СОО)2 = РbS↓ + 2 СН3СООН

Дата добавления: 2014-01-15