So3 в природе. Cера — химические свойства, получение, соединения
В этой статье вы найдете информацию о том, что такое оксид серы. Будут рассмотрены его основные свойства химического и физического характера, существующие формы, способы их получения и отличия между собой. А также будут упомянуты области применения и биологическая роль данного оксида в его разнообразных формах.
Что представляет собой вещество
Оксид серы - это соединение простых веществ, серы и кислорода. Существует три формы оксидов серы, отличающиеся между собой степенью проявленной валентности S, а именно: SO (монооксид, моноокись серы), SO 2 (серный диоксид или сернистый газ) и SO 3 (триоксид или ангидрид серы). Все перечисленные вариации оксидов серы имеют схожие как химические, так и физические характеристики.
Общие данные о моноокисиде серы
Двухвалентный серный монооксид, или иначе серная моноокись - это неорганическое вещество, состоящее из двух простых элементов - серы и кислорода. Формула - SO. В условиях нормальной обстановки является газом без цвета, но с резким и специфическим запахом. Вступает в реакции с водным раствором. Довольно редкое соединение в земной атмосфере. К воздействию температур неустойчив, существует в димерной форме - S 2 O 2 . Иногда способен, взаимодействуя с кислородом, в результате реакции образовывать диоксид серы. Солей не образует.
Получают оксид серы (2) обычно при помощи сжигания серы или разложении ее ангидрида:
- 2S2+O 2 = 2SO;
- 2SO2 = 2SO+O2.
В воде вещество растворяется. В результате оксид серы образует тиосерную кислоту:
- S 2 O 2 +H 2 O = H 2 S 2 O 3 .
Общие данные о сернистом газе
Оксид серы - очередная форма оксидов серы с химической формулой SO 2 . Имеет неприятный специфический запах и не имеет цвета. Подвергаясь давлению, может зажигаться при комнатной температуре. При растворении в воде образует нестойкую сернистую кислоту. Может растворяться в растворах этанола и серной кислоты. Является компонентом вулканического газа.
В промышленности получают сжиганием серы или обжигом ее сульфидов:
- 2FeS 2 +5O 2 = 2FeO+4SO 2 .
В лабораториях, как правило, SO 2 получают при помощи сульфитов и гидросульфитов, подвергая их воздействию сильной кислоты, а также воздействию на металлы с маленькой степенью активности концентрированной H 2 SO 4 .
Как и другие серные оксиды, SO 2 является кислотным оксидом. Взаимодействуя со щелочами, образуя различные сульфиты, вступает в реакции с водой, создавая серную кислоту.
SO 2 чрезвычайно активен, и это ярко выражается в его восстановительных свойствах, где окислительная степень оксида серы возрастает. Может проявлять свойства окислителя, если на него воздействует сильный восстановитель. Последнюю характерную особенность используют для производства фосфорноватистой кислоты, или для отделения S от газов металлургической области деятельности.
Оксид серы (4) широко используется человеком для получения сернистой кислоты или ее солей - это его основная область применения. А также он участвует в процессах виноделия и выступает там в роли консерванта (E220), иногда им протравливают овощехранилища и склады, так как он уничтожает микроорганизмы. Материалы, которые нельзя подвергать отбеливанию хлором, обрабатывают оксидом серы.
SO 2 - довольно токсичное соединение. Характерные симптомы, указывающие на отравление им, - это откашливание, появление проблем с дыханием, как правило, в виде насморка, охриплости, появление необычного привкуса и першение в горле. Вдыхание такого газа может вызвать удушье, нарушение речевой способности индивида, рвоту, затруднение процесса глотания, а также легочный отек в острой форме. Максимально допустимой концентрацией этого вещества в рабочем помещении является 10мг/м 3 . Однако у различных людей организм может проявлять и разную чувствительность к сернистому газу.
Общие данные о серном ангидриде
Серный газ, или, как его называют, серный ангидрид, - это высший оксид серы с химической формулой SO 3 . Жидкость с удушливым запахом, легколетучая при стандартных условиях. Способна застывать, образовывая смеси кристаллического типа из его твердых модификаций, при температуре от 16.9 °C и ниже.
Детальный разбор высшего оксида
При окислении SO 2 воздухом под воздействием высоких температур, необходимым условием является наличие катализатора, например V 2 O 5 , Fe 2 O 3 , NaVO 3 или Pt.
Термическое разложение сульфатов либо взаимодействие озона и SO 2:
- Fe 2 (SO 4)3 = Fe 2 O 3 +3SO 3 ;
- SO 2 +O 3 = SO 3 +O 2 .
Окисление SO 2 при помощи NO 2:
- SO 2 +NO 2 = SO 3 +NO.
К физическим качественным характеристикам относятся: наличие в состоянии газа плоского строения, тригонального типа и D 3 h симметрии, во время перехода от газа к кристаллу или жидкости образует тример циклического характера и зигзагообразную цепь, имеет ковалентную полярную связь.
В твердой форме SO 3 встречается в альфа, бета, гамма и сигма формах, при этом он имеет, соответственно, разную температуру плавления, степень проявления полимеризации и разнообразную кристаллическую форму. Существование такого количества видов SO 3 обусловлено образованием связей донорно-акцепторного типа.
К свойствам ангидрида серы можно отнести множество его качеств, основными из них являются:
Способность взаимодействовать с основаниями и оксидами:
- 2KHO+SO 3 = K 2 SO 4 +H 2 O;
- CaO+SO 3 = CaSO 4 .
Высший серный оксид SO 3 имеет достаточно большую активность и создает серную кислоту, взаимодействуя с водой:
- SO 3 +H 2 O = H2SO 4.
Вступает в реакции взаимодействия с хлороводородом и образует хлоросульфатную кислоту:
- SO 3 +HCl = HSO 3 Cl.
Для оксида серы характерным является проявление сильных окислительных свойств.
Применение серный ангидрид находит в создании серной кислоты. Небольшое его количество выделяется в окружающую среду во время использования серных шашек. SO 3 , образуя серную кислоту после взаимодействия с влажной поверхностью, уничтожает разнообразные опасные организмы, например грибки.
Подводя итоги
Оксид серы может находиться в разных агрегатных состояниях, начиная с жидкости и заканчивая твердой формой. В природе встречается редко, а способов его получения в промышленности довольно много, как и сфер, где его можно использовать. Сам оксид имеет три формы, в которых он проявляет различную степень валентности. Может быть очень токсичным и вызывать серьезные проблемы со здоровьем.
Так как сера встречается в природе в самородном состоянии, она была известна человеку уже в глубокой древности. Большое внимание уделяли сере алхимики. Многим из них была уже известна серная кислота. Василий Валентин в XV в. подробно описал ее получение (нагреванием железного купороса). Фабричным способом серная кислота была получена впервые в Англии в середине XVIII в.
Нахождение в природе, получение:
В природе часто встречаются значительные залежи серы (большей частью вблизи вулканов). Наиболее часто встречающиеся сульфиды: железный колчедан (пирит) FeS 2 , медный колчедан CuFeS 2 , свинцовый блеск PbS и цинковая обманка ZnS. Еще чаще сера встречается в виде сульфатов, например сульфат кальция (гипс и ангидрит), сульфат магния (горькая соль и кизерит), сульфат бария (тяжелый шпат), сульфат стронция (целестин), сульфат натрия (глауберова соль).
Получение.
1. Выплавление самородной серы из природных залежей, например с помощью водяного пара, и очистка сырой серы перегонкой.
2. Выделение серы при десульфурации продуктов газификации угля (водяной, воздушный и светильный газы), например, под действием воздуха и катализатора-активного угля:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S
3. Выделение серы при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия:
Na 2 S 2 O 3 +2HCI = 2NaCI + SO 2 + H 2 O + S
и при перегонке раствора полисульфида аммония:
(NH 4) 2 S 5 =(NH 4) 2 S + 4S
Физические свойства:
Сера - твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций. ???...
...
При 444,6°С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета.
Химические свойства:
Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.
Сера при сгорании на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SO 2 и частично оксид серы(VI) SO 3 . При нагревании непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме иода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:
S + H 2 = H 2 S; 3S + 2P = P 2 S 3 ; S + CI 2 = SCI 2 ; 2S + C = CS 2 ; S + Fe = FeS
Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.
По отношению к кислотам и щелочам...
...
Важнейшие соединения:
Диоксид серы
, SO 2 - бесцветный, тяжелый газ с острым запахом, очень легко растворяется в воде. В растворе SO 2 легко окисляется.
Сернистая кислота
, H 2 SO 3: двухосновная кислота, ее соли называются сульфиты. Сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями.
Триоксид серы
, SO 3: бесцветная жидкость, очень сильно поглощает влагу образуя серную кислоту. Обладает свойствами кислотных оксидов.
Серная кислота
, H 2 SO 4: очень сильная двухосновная кислота уже при умеренном разбавление практически полностью диссоциирует на ионы. Серная кислота малолетуча и вытесняет многие другие кислоты из их солей. Образующиеся соли называются сульфатами, кристаллогидраты - купоросами. (например, медный купорос CuSO 4 *5H 2 O, образует кристаллы голубого цвета).
Сероводород
, H 2 S: бесцветный газ с запахом гнилых яиц, Ткип = - 61°С. Одна из самых слабых кислот. Соли - сульфиды
...
...
...
Применение:
Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболеваний.
Мякишева Е.А.
ХФ ТюмГУ, 561 гр.
Источники:
1. Химия: Справ. Изд./В. Шретер. – М.: Химия, 1989.
2. Г.Реми «Курс неорганической химии» - М.: Химия,1972.
Сера относится к элементу, находящемуся в VI-й группе главной подгруппы периодической системы Д.И.Менделеева. Его электронная конфигурация атома 1s22s22p63s23p4.
Химические свойства.
1. Свойства простого вещества.
Сера может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислителем сера является в первую очередь по отношению к металлам:
S + 2Na = Na2S S + Ca = CaS 3S +2Al = Al2S3
В качестве окислителя сера проявляет свои свойства и при взаимодействии с неметаллами:
S + H2 = H2S 3S + 2P = P2S3 2S + C = CS2
Однако с неметаллами, имеющими электроотрицательность бóльшую, чем у серы, она реагирует в качестве восстановителя:
S +3F2 = SF6 S + Cl2 = SCl2
Сера реагирует со сложными веществами, как правило, окислителями. Причём азотная кислота окисляет её до серной кислоты:
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
Другие окислители окисляют серу до степени окисления (+4):
S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O 3S + 2KClO3 = 3SO2 + 2KCl
По механизму реакции ДИСПРОПОРЦИОНИРОВАНИЯ сера реагирует с щелочами. В процессе этой реакции образуются соединения серы (-2) и (+4):
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Непосредственно с водой сера не реагирует, однако при нагревании подвергается дисмутации в атмосфере водяного пара.
Сера может быть получена в процессе реакций:
SO2 + 2CO = S + 2CO2 Na2S2O3 + 2HCl = S + SO2 + 2NaCl + H2O
Соединение серы (-2) с водородом называется сероводород – H2S. Сероводород – газ без цвета, неприятного запаха, тяжелее воздуха, очень ядовит, мало растворим в воде. Сероводород можно получить различными способами. Oбычно, в лаборатории, сероводород получают, действуя на сульфиды сильными кислотами:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Для сероводорода и его солей характерны восстановительные свойства:
H2S + SO2 = 3S + 2H2O
В лаборатории сероводород получают:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Cероводород легко окисляется галогенами, оксидом серы, хлоридом железа (III):
H2S + Cl2 = 2HCl + S 2H2S + SO2 = 2H2O + 3S H2S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl
На воздухе сероводород окисляет серебро, чем и объясняется почернение серебряных изделий со временем:
2H2S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Взаимодействие с кислородом
Оксид серы (IV)
Сернистый газ SO2 – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 00С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO2) образуется сернистая кислотаH2SO3, которая известна только в растворах.
В лабораторных условиях для получения SO2действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + SO2 + H2O
В промышленности SO2получают при обжиге сульфидных руд, например пирита:
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
Оксид серы (VI)
Серный ангидрид SO3при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (tкип=44,80С,tпл=16,80С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат.oleum– «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как растворSO3 вH2SO4, на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот:H2S2O7,H2S3O10и т.д. С водойSO3взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.
2S + 3O2 = 2SO3.
Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
SO3 + H2O = H2SO4
Нахождение серы в природе
Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.
Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS2– железный колчедан, или пирит;HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты):CaSO4ּ2H2O – гипс,Na2SO4ּ10H2O– глауберова соль,MgSO4ּ7H2O– горькая соль и др.
Физические свойства серы
Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: ,.
Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая серапредставляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформаCHCl3 или из сероуглеродаCS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекулS8, имеющих форму короны. При 1130Cона плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,60С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу –резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллы моноклинной серы. (tпл=1190C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекулS8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.
4. Сера
Свойства 16 S .
|
Атомная масса |
кларк, ат.% (распространненость в природе) |
||
|
Электронная конфигурация* |
Агрегатное состояние |
твердое вещество |
|
|
Энергия ионизации
|
|||
|
Относительная электроотрицательность |
Плотность |
||
|
Возможные степени окисления |
2,+1,+2, +3, +4,+6 |
Стандартный электродный потенциал |
*Приведена конфигурация внешних электронных уровней атома элемента. Конфигурация остальных электронных уровней совпадает с таковой для благородного газа, завершающего предыдущий период и указанного в скобках.
Нахождение в природе.
Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (острова Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 - железный колчедан, или пирит; ZnS - цинковая обманка; PbS - свинцовый блеск; HgS - киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты): Са SO 4Ч 2Н 2 O - гипс, Na 2 SO 4 Ч 10H 2 O - глауберова соль, М gS О 4 Ч 7H 2 O - горькая соль и др.
Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.
Физические свойства. Сера- твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций - сера ромбическая, моноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации.
При 444,6°С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом.
Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов:
Химические свойства.
Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями:
В этих реакциях сера является восстановителем. Нужно подчеркнуть, что оксид серы
(VI) может образовываться только в присутствии Pt или V 2 O 5 и высоком давлении .При взаимодействии с металлами сера проявляет окислительные свойства:
С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой являются сильным ядом.
Применение. Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука: каучук приобретает повышенную прочность и упругость. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют, серные мази для лечения кожных заболеваний.
Сероводород, сероводородная кислота, сульфиды. При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция:
с очень малым выходом сероводорода
H 2 S. Обычно Н 2 S получают действием разбавленных кислот на сульфиды:Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.
Физические свойства. Сероводород Н
2 S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит. Один объем воды при обычных условиях растворяет 3 объема сероводорода. Сероводород - очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание H 2 S в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.Раствор сероводорода а воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).
Химические свойства. Сероводород - типичный восстановитель. В кислороде он сгорает. Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:
Сероводородная кислота, так же как и сероводород, - типичный восстановитель.
Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, например хлором,
но и более слабыми, например сернистой кислотой
H 2 SO 3:или ионами трехвалентного железа:
Сероводородная кислота может реагировать с основаниями, основными оксидами или солями, образуя два ряда солей: средние - сульфиды, кислые - гидросулъфиды. Большинство сульфидов (за исключением сульфидов
щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфида аммония) плохо растворимо в воде. Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.Нахождение в природе. Сероводород встречается в природе в вулканических газах и В водах некоторых минеральных источников, например Пятигорска, Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.
Сульфиды. Например,
Na 2 S - сульфид натрия, NaHS - гидросульфид натрия.Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская
сероводород через соли соответствующего металла, например:Некоторые сульфиды имеют характерную окраску:
CuS и PbS - черную, CdS - желтую, ZnS - белую, MnS - розовую, SnS - коричневую, Sb 2 S 3 - оранжевую и т. д. На различной растворимо c ти сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.Оксид серы (IV). Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях - бесцветный газ с резким, удушливым запахом. При охлаждении до -10° С сжижается в бесцветную жидкость. В жидком виде его хранят в стальных баллонах.
образуется при сжигании серы в кислороде или при обжиге сульфидов . Он хорошо растворим в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С).Получение. В лаборатории оксид серы (IV) получают взаимодействием гидросульфита натрия с серной кислотой:
а также нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:
Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы.
В промышленных условиях S
O 2 получают при обжиге пирита FeS 2 или сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска PbS и др.). Образующийся в этих условиях оксид серы (IV) SO 2 употребляется главным образом для получения оксида серы (VI) SO 3 и серной кислоты . Структурная формула молекулы S O 2:Как видим, в образовании связей в молекуле S
O 2 принимают участие четыре электрона серы и четыре электрона от двух атомов кислорода. Взаимное отталкивание связывающих электронных пар и неподеленной электронной пары атома серы придает молекуле угловую форму.Оксид серы
(IV) проявляет все свойства кислотных оксидов.Сернистая кислота.
Оксид серы (IV) - ангидрид сернистой кислоты H 2 SO 3 , поэтому при растворении SO 2 в воде частично происходит реакция с водой и образуется слабая сернистая кислота:которая малоустойчива, легко распадается вновь на
SO 2 и Н 2 О. В водном растворе сернистого газа одновременно существуют следующие равновесия:Константа диссоциации
H 2 SO 3 по первой ступени равна K 1 = 1,6Ч 10 -2 , по второй - K 2 = 6,3Ч 10 -8 . Являясь двухосновной кислотой, она дает два ряда солей: средние - сульфиты и кислые - гидросульфиты.Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:
Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):
Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, H
2 SO 3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.
Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:
Химические реакции, характерные для
SO 2 , сернистой кислоты и ее солей, можно разделить на три группы:1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:
Реакции, сопровождающиеся повышением степени окисления серы от 4+ до 6+:3. Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например уже отмеченное выше взаимодействие
SO 2 с H 2 S.Таким образом,
SO 2 , сернистая кислота и ее соли могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.Применение. Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие S
O 2 и H 2 SO 3 отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы. Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др. Используют также при перевозке и хранении фруктов и ягод. В больших количествах оксид серы (IV) используется для получения серной кислоты.
Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Са(Н
SO 3) 2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.Оксид серы (
VI). SO 3 - ангидрид серной кислоты - вещество с t пл = 16,8 °С и t кип = 44,8 °С. Оксид серы (VI), или триоксид серы, - это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в твердую кристаллическую массу. Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов. Он является промежуточным продуктом производства серной кислоты.Оксид серы (VI) получают окислением
SO 2 кислородом только в присутствии катализатора:Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход
SO 3 (т. е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.Молекула
SO 3 имеет форму треугольника, в центре которого находится атом серы:Такое строение обусловлено взаимным отталкиванием связывающих электронных пар. На их образование атом серы предоставил все шесть внешних электронов.
Серная кислота.
Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
Физические свойства. Серная кислота - тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому
нельзя воду приливать к концентрированной кислоте - произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надосерную кислоту приливать небольшими количествами к воде.Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI). При обычной температуре она не летуча и не имеет запаха. При нагревании отщепляет SO 3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3% Н 2 SO 4 . Безводная Н 2 SO 4 почти не проводит электрический ток.
Химические свойства.Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества - сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д., отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением
Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:
Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от
случайно попавших и обуглившихся в ней пыли и органических веществ.На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.
Как сильная нелетучая кислота
H 2 SO 4 вытесняет другие кислоты из сухих солей:Однако если Н
2 SO 4 добавляется к растворам солей , то вытеснения кислот не происходит.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с различными металлами, как правило, происходит ее восстановление до
SO 2:Концентрированная
серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор:
Разбавленная
серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионов Н + :Из всех сульфатов наименьшей растворимостью обладает сульфат бария - именно поэтому его образование в виде белого осадка используют как качественную реакцию на сульфат-ион:
Значение серной кислоты.
Серная кислота является важнейшим продуктом основной химической промышленности, занимающейся производством неорганических кислот, щелочей, солей минеральных удобрений и хлора.По разнообразию применения серная кислота занимает первое место среди кислот. Наибольшее количество ее расходуется для получения фосфорных и азотных удобрений. Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот - соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д. Много ее идет для очистки нефтепродуктов - бензина, керосина и смазочных масел - от вредных примесей. В машиностроении серной кислотой очищают поверхность металла от оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.). Серная кислота применяется в производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих других. Ее употребляют для заливки аккумуляторов. В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).
Соли серной кислоты. Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами , и кислые, называемые гидросульфатами . Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты - при недостатке щелочи (на один моль кислоты - один моль щелочи):
Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.
Сера довольно широко распространена в природе. Её содержание в земной коре составляет 0,0048 мас. %. Значительная часть серы встречается в самородном состоянии.
Также сера встречается в форме сульфидов: пирит, халькопирит и сульфатов: гипс, целестин и барит.
Много соединений серы содержится в нефти (тиофен C 4 H 4 S, органические сульфиды) и нефтяных газах (сероводород).
Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д , трео́кись се́ры , се́рный га́з ) SO 3 - высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная
Пространственная модель молекулыγ -SO 3
полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO 3 .
Находящиеся в газовой фазе молекулы SO 3 имеют плоское тригональное строение с симметрией D 3h (угол OSO = 120°, d(S-O) = 141 пм.) При переходе в жидкое и кристаллическое состояния образуются циклический тример и зигзагообразные цепи.
Твёрдый SO 3 существует в α-, β-, γ- и δ-формах, с температурами плавления соответственно 16,8, 32,5, 62,3 и 95 °C и различающихся по форме кристаллов и степени полимеризации SO 3 . α-форма SO 3 состоит преимущественно из молекул триме́ра. Другие кристаллические формы серного ангидрида состоят из зигзагообразных цепей: изолированных у β-SO 3 , соединенных в плоские сетки у γ-SO 3 или в пространственные структуры у δ-SO 3 . При охлаждении из парасначала образуется бесцветная, похожая на лёд, неустойчивая α-форма, которая постепенно переходит в присутствии влаги в устойчивую β-форму - белые «шёлковистые» кристаллы, похожие на асбест. Обратный переход β-формы в α-форму возможен только через газообразное состояние SO 3 . Обе модификации на воздухе «дымят» (образуются капельки H 2 SO 4) вследствие высокой гигроскопичности SO 3 . Взаимный переход в другие модификации протекает очень медленно. Разнообразие форм триоксида серы связано со способностью молекул SO 3 полимеризоваться благодаря образованию донорно-акцепторных связей. Полимерные структуры SO 3 легко переходят друг в друга, и твердый SO 3 обычно состоит из смеси различных форм, относительное содержание которых зависит от условий получения серного ангидрида.
Кислотно-основные: SO 3 - типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:
Однако в данной реакции серная кислота образуется в виде аэрозоли, и поэтому в промышленности оксид серы(VI) растворяют в серной кислоте с образованием олеума, который далее растворяют в воде до образования серной кислоты нужной концентрации.
Загрязнение биосферы соединениями серы
Сернистый газ so2 Загрязнение атмосферы соединениями серы имеет важные экологические последствия. В атмосферу поступают главным образом сернистый газ и сероводород. В последнее время начинают привлекать внимание и другие соединения серы, образующиеся в результате микробиологических процессов. Главные естественные источники сернистого газа - вулканическая деятельность, а также процессы окисления сероводорода и других соединений серы. По некоторым расчетам, вследствие вулканической деятельности в атмосферу ежегодно попадает около 4 миллионов тонн сернистого газа. Но гораздо больше - около 200- 215 миллионов тонн сернистого газа - образуется из сероводорода, который поступает в атмосферу при разложении органического вещества.
Промышленные источники сернистого газа по интенсивности давно превзошли вулканы и сейчас сравнялись с суммарной интенсивностью всех естественных источников. В природе нет ископаемого топлива, которое состояло бы из одних углеводородов. Всегда имеется примесь других элементов, и один из них - сера. Даже природный газ содержит по крайней мере следы серы. В сырой нефти, в зависимости от месторождения, содержится от 0,1 до 5,5 процента серы, а уголь содержит от 0,2 до 7 процентов серы. Поэтому сжигание топлива дает 80-90 процентов всего антропогенного сернистого газа, причем больше всего (70 процентов и более) дает сжигание угля. Остальные 10-20 процентов приходятся на выплавку цветных металлов и производство серной кислоты. Сырьем для получения меди, свинца и цинка служат главным образом руды, содержащие большое количество серы (до 45 процентов). Те же самые руды и другие богатые серой минералы служат сырьем для получения серной кислоты.
Сернистый газ очень ядовит, он представляет угрозу здоровью и даже жизни человека и животных, наносит ущерб растительности. В СССР для сернистого газа в атмосфере предельно допустимые концентрации (ПДК) для разового воздействия - 0,5 миллиграмма на кубометр, средняя за сутки - 0,05, что в перерасчете на объемные концентрации дает 0,17 и 0,017 чнм, соответственно,
Обычная концентрация сернистого газа в нижней части атмосферы равна 0,2 чнб. Однако его распределение по земному шару очень неравномерно. По измерениям на станциях наблюдения за фоном (мониторинга), расположенных в различных районах мира и находящихся в удалении от непосредственных антропогенных источников этого газа, концентрации различаются в десятки и сотни раз. Наибольшие концентрации наблюдаются в Северном полушарии, причем максимальных значений они достигают в восточных и центральных районах США, в Центральной Европе (10-14 микрограммов на кубометр, или 3,4-4,8 чнб). В районах, где крупных городов и промышленных центров меньше (запад США, Европейская территория СССР и др.), концентрация сернистого газа на порядок меньше (1-4 микрограмма на кубометр, или 0,34-1,37 чнб), а в некоторых более чистых районах, как Кавказ и озеро Байкал, меньше 0,1 микрограмма на кубометр, или 0,034 чнб. В Южном полушарии концентрация сернистого газа в 1,5-2 раза ниже, чем в Северном, над океаном существенно ниже, чем над континентом, причем над океаном концентрация увеличивается с высотой, тогда как над континентами она уменьшается,
Общая характеристика элементов VA группы.
Главная подгруппа V группы периодической системы Д.И. Менделеева включает пять элементов: типичные p-элементы азот N, фосфорP, а также сходные с ними элементы больших периодов мышьяк As, сурьму Sb, и висмут Bi. Они имеют общее название пниктогены . Атомы этих элементов имеют на внешнем уровне по 5 электронов (конфигурация ns 2 n p 3 ).
В соединениях элементы проявляют степень окисления от -3 до +5. Наиболее характерны степени +3 и +5. Для висмута более характерна степень окисления +3.
При переходе от N к Bi радиус атома закономерно возрастает. С увеличением размеров атомов уменьшается энергия ионизации. Это значит, что связь электронов наружного энергетического уровня с ядром у атомов ослабевает, что приводит к ослаблению неметаллических и усилению металлических свойств в ряду от азота к Bi.
Азот и фосфор – типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приближенно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.
У атома азота три неспаренных электрона. Поэтому валентность азота равна трем. Из-за отсутствия у него d-подуровня на внешнем уровне его электроны разъединиться не могут. Однако в результате донорно-акцепторного взаимодействия азот становится четырехвалентным.
У атомов фосфора и последующих элементов VА группы имеются свободные орбитали на d-подуровне и переходя в возбужденное состояние будут разъединятся 3s-электроны. В невозбужденном состоянии у всех элементов 5А группы валентность равна 3, а в возбужденном состоянии всех, кроме азота, равна пяти.
Элементы этой группы образуют газообразные водородные соединения (гидриды) типа ЭН 3 , в которых степень их окисления -3.
