Сірка та її сполуки (стр. 2 из 3)

Важливим джерелом отримання сірки служить залізний колчедан FeS₂, званий також піритом, і поліметалічні руди, що містять сірчисті з'єднання міді, цинку і інших кольорових металів. Деяку кількість сірки (газова сірка) отримують з газів, що утворюються при коксуванні і газифікації вугілля.

4. ФІЗИЧНІ ТА ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ЕЛЕМЕНТУ

Будова атома

Розміщення електронів по рівнях і підрівнях

	1S²2P²2P⁶3S²3P⁴
Розміщення електронів по орбіталях (останній шар)	Ступінь окислення	Валентність
	+2, -2	II
	+4	IV
	+6	VI

Фізичні властивості.

Сірка — тверда крихка речовина жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчиняється в сірковуглеці, аніліні і деяких інших розчинниках. Погано проводить теплоту і електрику. Сірка утворює декілька алотропних модифікацій — сіра ромбічна, моноклінна, пластична. Найбільш стійкою модифікацією є ромбічна сірка, в неї мимоволі через деякий час перетворюється решта всіх модифікацій.

При 444,6 °С сірка кипить, утворюючи пари темно-бурого кольору. Якщо їх швидко охолодити, то виходить тонкий порошок, що складається з найдрібніших кристалів сірки, званий сірчаним кольором.

Природна сірка складається з суміші чотирьох стійких ізотопів:

Температура плавлення 112,8 °C. При плавленні сірка перетворюється на рухому жовту рідину, яка вище 160 °C буріє, а близько 190 °C стає в'язкою темно-коричневою масою. Вище 190°C в'язкість зменшується, а при 300 °C сірка знов стає жидкотекучей. Це обумовлено зміною будови молекул: при 160 °C кільця S8 починають розриватися, переходячи у відкриті ланцюги; подальше нагрівання вище 190 °C зменшує середню довжину таких ланцюгів.

Якщо розплавлену сірку, нагріту до 250-300 °C, влити тонким струменем в холодну воду, то виходить коричнево-жовта пружна маса (пластична сірка). Вона лише частково розчиняється в сірковуглеці, в осіданні залишається рихлий порошок.

У парах при температурі кипіння, окрім молекул S8, існують також S6, S4 і S2. При подальшому нагріванні крупні молекули розпадаються, і при 900°C залишаються лише S2, які приблизно при 1500°C помітно диссоціюють на атоми. При заморожуванні рідким азотом сильно нагрітої пари сірки виходить стійка нижче - 80°C пурпурна модифікація, утворена молекулами S2.

Сіра - поганий провідник тепла і електрики.

Конфігурація зовнішніх електронів атома S 3s23p4. У з'єднаннях сірка проявляє ступені окислення -2, +4, +6.

Сірка хімічно активна і особливо легко при нагріванні з'єднується майже зі всіма елементами, за винятком N₂, I₂, Au, Pt і інертних газів.

Але вже на холоді сірка енергійно з'єднується з F₂ з утворенням гексафторида сірки SF₆, при нагріванні реагує з Cl₂, з бромом сірка утворює тільки S₂Br₂, йодіди сірки нестійкі. При нагріванні (150 - 200 °C) наступає оборотна реакція з H₂ з отриманням сульфіду водню. Сірка утворює також сульфани загальної формули H₂Sx, де х=1^-23. Всі сульфани є рідинами (за винятком H₂S₁) жовтого кольору із задушливим запахом. При тривалому зберіганні сульфани перетворюються в гомологи, багатші сіркою, а при нагріванні розкладаються з виділенням сірководня і сульфанів з меншим числом атомів сірки.

Пароподібна сірка реагує з вуглецем при температурі 800-900 °C, перетворюючись на сірковуглець, а при сплаві з фосфором утворює нестехіометричні сульфіди складу PnSx, де х=3^-7.

Хімічні властивості

1) Сірка реагує з лужними металами без нагрівання:

2Na + S=>Na₂S

з рештою металів (окрім Au, Pt) - при підвищеній t:

2Al + S => Al₂S₃

Zn + S => ZnS

2) З деякими неметалами сірка утворює бінарні з'єднання:

H₂ + S =>H₂S

2P + 3S =>P₂S₃

C + 2S =>CS₂

Відновні властивості сірка проявляє в реакціях з сильними окислювачами:
(S – 2e => S⁺²; S – 4e => S⁺⁴; S – 6e => S⁺⁶)

3) з киснем:

S + O₂ => S⁺⁴O₂

2S + 3O₂ => 2S⁺⁶O₃

4) з галогенами (окрім йоду):

S + Cl₂=> S⁺²Cl₂

5) з кислотами - окислювачами:

S + 2H₂SO₄(конц) => 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц)=>H₂S⁺⁶O₄+ 6NO₂ + 2H₂O

Реакції диспропорціонування:

3S⁰ + 6KOH =>K2S⁺⁴O3 + 2K₂S^-2 + 3H₂O

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ =>Na₂S₂O₃ тиосульфат натрію

Застосування

Вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), для отримання сірчаної кислоти і так далі.

5. СПОЛУКИ

Сполуки з киснем

Всі кисневі з'єднання сірки є екзотермічними.

Оксиди: відомі як вищі, так і нижчі оксиди сірки. До останніх

відносяться такі нестійкі оксиди, як S₂O₃ і S₂O. Наприклад, S₂O утворюється в зоні електричного розряду, що проходить в атмосфері SO₂, і миттево розкладається:

2S₂O=>3S + SO₂

аналогічно диспропорціонує і S₂O₃

2S₂O₃ => S + 3SO₂.

З вищих оксидів сірки найбільш вивчені SO₂- оксид сірки IV (сірчистий ангідрид) і SO₃ -оксид сірки VI (ангідрид сірчаної кислоти).

Діоксидом сірки є безбарвний газ з різким запахом, Тпл = -75 С, Ткип = -10 С. Він дуже термічно стійкий (розпадається на S і O₂ при 2800 С). Діоксид сірки розчинимо у воді причому розчинність його під час переходу температури від 0 до кімнатної знижується. При розчиненні відбувається утворення гідрата SO₂ · хН₂О, що нестехіометричного по складу, володіє властивостями слабкої кислоти:

SO₂ · хН₂О + Н₂О => Н₃О⁺ + НSО₃

Ка= 1,54·10-2 (при 25є)

Абсолютно сухий діоксид сірки в звичайних умовах не взаємодіє з галогенами, H₂S, H₂, O₂ і З. Реакція :

2SO₂ + O₂ => 2SO₃

протікає тільки при високих температурах, у присутності каталізатора. Діоксид сірки у водному розчині взаємодіє HNO₂ і N₂O₃:

2SO₂ + N₂O₃ + Н₂O => H₂SO₄ + 2NO

2HNO₂ + SO₂ · хН₂О =>H₂SO₄ + 2NO + xH₂O

У більшості реакцій він проявляє відновні властивості:

2HNO₃ + SO₂ =>H₂SO₄ + 2NO₂

NO₂ + SO₂ =>SO₃ + NO; Н₂O₂ + SO₂ =>H₂SO₄

Окислювальні властивості діоксиду сірки виявляються при взаємодії його з сірководнем і оксидом вуглецю (II):

2Н₂S + SO₂ => 3S + 2Н₂О;

2СО + SO₂ =>S+ 2CO₂

Сульфіди

Отримання

1) Багато сульфідів отримують нагріванням металу з сіркою:

Hg + S =>HgS

2) Розчинні сульфіди отримують дією сірководня на лузі:

H₂S + 2KOH =>K₂S + 2H₂O

3) Нерозчинні сульфіди отримують обмінними реакціями:

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

Хімічні властивості

1) Розчинні сульфіди сильно гідролізовані, унаслідок чого їх водні розчини мають лужну реакцію:

K₂S + H₂O =>KHS + KOH

S^2-+ H₂O =>HS^- + OH^-

2) Сульфіди металів, що стоять у ряді напруги лівіше заліза (включно), розчиннів сильних кислотах:

ZnS + H₂SO₄ =>ZnSO₄ + H₂S

Нерозчинні сульфіди можна перевести в розчинний стан дією концентрованої HNO₃:

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

3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:

Na₂S + S =>Na₂S

Полісульфіди при окисленні перетворюються на тиосульфати, наприклад:

2Na₂S₂ + 3O₂ => 2Na₂S₂O₃

Кислоти

Сірчана кислота є маслянистою рідиною з Тпл = 10 С і Ткип = 280 С. Її молекули представлені тетраедрами, зв'язаними між собою атомом кисню:

HO O

Сірчана кислота у водних розчинах є сильною двоосновною. Концентрована сірчана кислота є сильним окислювачем. Залежно від виду відновника реакції можуть закінчуватися виділенням SO₂, H₂S і елементарної сірки.

H₂SO₄ (конц.) + H₂S => S + SO₂ + H₂O

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