Сера. Химия серы и ее соединений
Положение в периодической системе химических элементов
Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение серы
Электронная конфигурация серы в основном состоянии :
Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:
Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:
Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.
Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.
Физические свойства и нахождение в природе
Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).
Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S8. Это хрупкое вещество желтого цвета .
Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны» . Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96 о С, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.
Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.
В природе сера встречается:
- в самородном виде;
- в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS2, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
- в составе сульфатов (CaSO4·2H2O гипс, Na2SO4·10H2O — глауберова соль)
Соединения серы
Типичные соединения серы:
Степень окисления | Типичные соединения |
+6 | Оксид серы(VI) SO3 Галогенангидриды: SО2Cl2 |
+4 | Оксид серы (IV) SO2 Галогенангидриды: SOCl2 |
–2 | Сероводород H2S Сульфиды металлов MeS |
Способы получения серы
1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.
3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):
Химические свойства серы
В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.
1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами .
1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :
1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:
1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:
2S + C → CS2
1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.
Например , железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:
S + Fe → FeS
S + Hg → HgS
Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:
1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:
2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.
2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).
Например , азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:
Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):
Соединения хлора, например , бертолетова соль , также окисляют серу до +4:
S + 2KClO3 → 3SO2 + 2KCl
Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:
2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.
Например , сера реагирует с гидроксидом натрия:
При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:
Сероводород
Строение молекулы и физические свойства
Сероводород H2S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .
Способы получения сероводорода
В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Сульфиды
Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.
По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.
Растворимые в воде | Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах | Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.) | Разлагаемые водой, в растворе не существуют | ||||||||||||||||||||||||||
Сульфиды щелочных металлов и аммония | Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS) | Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag2S, NiS, CoS) | Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III)) | ||||||||||||||||||||||||||
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода | Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя | ||||||||||||||||||||||||||||
ZnS + 2HCl → ZnCl2 + H2S |
Оксиды серы | Цвет | Фаза | Характер оксида |
SO2 Оксид сера (IV), сернистый газ | бесцветный | газ | кислотный |
SO3 Оксид серы (VI), серный ангидрид | бесцветный | жидкость | кислотный |
Оксид серы (IV)
Оксид серы (IV) – это кислотный оксид . Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.
Cпособы получения оксида серы (IV):
1. Сжигание серы на воздухе :
2. Горение сульфидов и сероводорода:
2CuS + 3O2 → 2SO2 + 2CuO
3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:
Например , сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:
4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.
Например , взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:
Химические свойства оксида серы (IV):
Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя .
1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов .
Например , оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):
SO2(изб) + NaOH → NaHSO3
Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:
2. При взаимодействии с водой S O2 образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.
3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO2. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.
Например , оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:
Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:
Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:
Озон также окисляет оксид серы (IV):
Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:
Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:
4. В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства.
Например , при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:
Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:
SO2 + 2CO → 2СО2 + S
Оксид серы (VI)
Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.
Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.
Сернистый газ окисляют и другие окислители, например , озон или оксид азота (IV):
Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):
Химические свойства оксида серы (VI)
1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:
2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом , взаимодействует с щелочами и основными оксидами.
Например , оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:
SO3(избыток) + NaOH → NaHSO4
Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):
SO3 + MgO → MgSO4
3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель , так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:
4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO3 в H2SO4.
Серная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Серная кислота H2SO4 – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.
Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.
Валентность серы в серной кислоте равна VI.
Способы получения
1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS2.
Основные стадии получения серной кислоты :
- Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
- Очистка полученного газа от примесей.
- Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
- Взаимодействие серного ангидрида с водой.
Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):
Аппарат | Назначение и уравненяи реакций |
Печь для обжига | 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800 о С |
Циклон | Из печи выходит печной газ, который состоит из SO2, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз. |
Электрофильтр | Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра). |
Сушильная башня | Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота. |
Теплообменник | Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата. |
Контактный аппарат | 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO3):
Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO2 в SO3. Образовавшийся оксид серы SO3 выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню. |
Поглотительная башня | Получение H2SO4 протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H2SO4·nSO3. Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю. |
Общие научные принципы химического производства:
- Непрерывность.
- Противоток
- Катализ
- Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
- Теплообмен
- Рациональное использование сырья
Химические свойства
Серная кислота – это сильная двухосновная кислота .
1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:
По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:
HSO4 – ⇄ H + + SO4 2–
2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.
Например , серная кислота взаимодействует с оксидом магния:
Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:
Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:
3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).
Например , серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:
Или с силикатом натрия:
Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:
Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например , хлорида натрия:
4. Т акже серная кислота вступает в обменные реакции с солями .
Например , серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:
5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.
Например , серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):
Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:
Концентрированная серная кислота является сильным окислителем . При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO2. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н2S.
Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.
При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:
При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:
При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:
6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.
Например , концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:
Сернистая кислота
Сернистая кислота H2SO3 – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.
Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.
Химические свойства
1. Сернистая кислота H2SO3 в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:
HSO3 – ↔ SO3 2– + H +
2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:
Соли серной кислоты – сульфаты
Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.
1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:
Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.
2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO2 и кислород O2;
При разложении сульфата железа (II) в FeSO4 Fe (II) окисляется до Fe (III)
Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.
3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.
Например , сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:
CaSO4 + 4C → CaS + 4CO
4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:
CuSO4 ∙ 5H2O − медный купорос
FeSO4 ∙ 7H2O − железный купорос
ZnSO4 ∙ 7H2O − цинковый купорос
Сера с соляной кислотой уравнение
webkonspect.com — сайт, с элементами социальной сети, создан в помощь студентам в их непростой учебной жизни.
Здесь вы сможете создать свой конспект который поможет вам в учёбе.
Чем может быть полезен webkonspect.com:
- простота создания и редактирования конспекта (200 вопросов в 3 клика).
- просмотр конспекта без выхода в интернет.
- удобный текстовый редактор позволит Вам форматировать текст, рисовать таблицы, вставлять математические формулы и фотографии.
- конструирование одного конспекта совместно с другом, одногрупником.
- webkonspect.com — надёжное место для хранения небольших файлов.
Сера с соляной кислотой уравнение
Общие сведения и методы получения
Сера (S) — неметалл, представляющий собой хрупкие кристаллы желтого цвета.
Известна с древнейших времен (за 2000 лет до н.э.). Элементарную природу серы установил французский химик Лавуазье. В 1822 г, Ми-черлих обнаружил аллотропию серы. Название элемента связано с его цветом — от латинского «sulfur» светло-желтый. Русское название «сера» происходит от санскритского «сира», что также означает светло-желтый; имеется и другое древнерусское название серы «жупель» — сера горючая.
Общее содержание серы в земной коре составляет —0,1 % (по массе).
Сера встречается в природе как в свободном виде (самородная), так и в соединениях.
Известно более 200 минералов, содержащих серу. Наиболее распространены соединения серы с различными металлами — сульфиды: PbS — свинцовый блеск; ZnS — цинковая обманка; Cu2S —медный блеск; FeS2 — пирит; HgS — киноварь и др. Широко распространены в природе также сульфаты: Na2SO|- 10Н2О — глауберов»! соль; BaS04— тяжелый шпат; CaS04-2H20 — гипс и др. В виде сульфатов натрия, калия, магния и других элементов сера содержится в водах мирового океана (0,08—0,09 %), в углях, нефти, сланцах, природных газах.
Элементарную серу получают из самородных руд, используя ее способность легко плавиться. Полученную серу очищают перегонкой в рафинировочных печах, где она нагревается до кипения и конденсируется на стенках камеры в виде светло-желтого порошка или при температуре свыше 120 °С в виде жидкости, которую выпускают из камеры в формы, где она застывает в виде лалочек.
Серу получают также из сероводорода H2S и восстановлением диоксида серы S02.
Важными источниками получения серы являются пирит FeS2 и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения меди, цинка и других цветных металлов. Некоторое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.
Атомные характеристики. Атомный номер 16, атомная масса 32,064 а. е. м., атомный объем 15,38*10 -6 м 3 /моль, атомный радиус 0,104 нм, ионные радиусы s 2- 0,174 нм, s+ 0,037 нм, s 6 + 0,034 нм. Конфигурация внешних электронных оболочек 3s 2 3p 4 . Значения потенциалов ионизации / (эВ): 10,357; 23,4; 34,8. Сродство к электрону 2,07—2,33 эВ. Электроотрицательность 2,6.
Существует ряд кристаллических и аморфных модификаций серы. До 95,6 °С устойчива ромбическая, или a-S, с параметрами а= 1,04646 нм, 6=1,28660 нм, с = 2,44860 нм; в интервале 95,6—119,3°С моноклинная, или B -S, с параметрами решетки а=0,090 нм, 6=1,096 нм, с= 1,102 нм; 6 = 86 16′. Энергия кристаллической решетки серы 223,0 мкДж/ /кмоль. Выше 119,3°С Й -S переходит в жидкую X-S. При быстром нагреве ромбическая a-S непосредственно превращается в подвижную жидкость соломенного цвета X-S.
В жидкой сере наблюдается равновесие A ,-S =
Различают основные сульфиды (Na2S, MgS), амфотерные (A1 2 S3, Cr 2 S3) и кислотные (MoS, WS3). Сульфиды могут соединяться друг с другом, образуя тиосоли (например. Na2WS4 — тиовольфрамат натрия).
Соединения серы с азотом получены косвенным путем. Известны N4S4 —азотистая сера — золотисто-желтые кристаллы с температурой плавления 178 °С; при ударе и нагревании выше температуры плавления разлагаются на элементы, в воде не растворяются; N2 S4 — четырехсер-иистый азот — темно-красные кристаллы с температурой плавления 23 °С, постепенно самопроизвольно разлагающиеся; при нагревании вспыхивают, в воде не растворяются; N2Ss — сернистый азот.
При 800—900 °С сера взаимодействует с углеродом, образуя сероуглерод CS2 — бесцветную жидкость, которая кипит при 40 °С, плохо растворяется в воде; сероуглерод хорошо растворяет жиры, масла, смолы, склонен к полимеризации. При взаимодействии углерода, кислорода и серы при высокой температуре образуется серооксид COS. Известны неустойчивые низшие сульфиды углерода: CS — белый налет, который уже при —180 «С со взрывом превращается в коричневый продукт полимери. зации (OS)*; несколько более устойчива C3S2 —слезоточивая жидкость, затвердевающая при 5 °С и склонная к полимеризации.
При сплавлении фосфора с серой, взятых в соответствующих соотношениях, образуются тиоангидриды P4S3, P4S5, P4S7, P4Si0, которые гид-ролизуются во влажном воздухе с выделением фосфииа РН3.
Галогены, за исключением иода, непосредственно соединяются с се рой. Уже на холоду сера энергично взаимодействует со фтором, образуя ряд соединений: SF6 — бесцветный газ, термически и химически стойкий, не реагирующий с водой, соляной кислотой, едким натром, водородом и кислородом; SF4 — бесцветный газ, энергично взаимодействующий с во-дой, термически устойчивый до 600 °С, хороший фторирующий агент; S2Fi0 и др.
При полном отсутствии влаги уже при комнатной температуре сера взаимодействует с хлором н бромом, образуя соединения: S2C19 — оранжево-желтую маслянистую жидкость с температурой кипения 137 «С, хорошо растворяющую серу, дымящую во влажном воздухе; в воде подвергается гидролизу; SC12 — красную жидкость с удушливым за. пахом, гидролитически разлагающуюся водой; SC14 — белый порошок, устойчивый только в твердом состоянии при низкой температуре; S2Br2 — красную маслянистую жидкость, очень чувствительную к влаге воздуха; прн температуре выше 90 °С разлагается на элементы.
Соединения серы с иодом неустойчивы, легко разлагаются. Получены соединения S*I2, где х —от 2 до 6.
Кроме того, известны галогенопроизводные сульфанов, имеющие общую формулу Sx(^)2, где X — галогены. Многообразны оксигалогениды серы общей формулы SO(A»)2и S02(X)2.
С водой и разбавленными кислотами сера не взаимодействует. Концентрированная азотная кислота окисляет серу до серной кислоты. Соляная кислота не действует на серу, но в присутствии окислителей пе реводит серу в серную кислоту. Царская водка также окисляет серу до серной кислоты. Концентрированная серная кислота на холоду на серу не действует, с расплавленной серой реагирует с образованием сернисто го газа S02и воды.
Со щелочами сера взаимодействует с образованием сульфидов и сульфитов (реакция обратимая). При нагревании в растворе аммиака NH3 сера образует полисульфид и тиосульфат аммония.
Расплавленная сера реагирует с оксидами щелочных металлов с образованием сульфидов, сульфитов и сульфатов. С оксидами тяжелых металлов сера заметно взаимодействует при 150—200 °С с выделением сернистого газа.
В воде сера практически не растворяется, хорошо растворяется в безводном аммиаке, сероуглероде и ряде органических растворителей (феноле, бензоле, дихлорэтане и др.).
Основной потребитель серы — химическая промышленность: около 50% добываемой серы идет на производство серной кислоты. Большое количество серы расходуется в резиновой и целлюлозно-бумажной промышленности, вискозном и спичечном производстве, в органическом синтезе (получение сернистых красителей, сероуглерода, искусственных волокон, фармацевтических препаратов, ускорителей вулканизации каучука). Серу применяют при получении различных цементов, замазок, асфальтов, дымного пороха, светящихся составов, бенгальских огней.
В сельском хозяйстве серу широко применяют в виде серного цвета, используя для уничтожения некоторых вредителей растений; серные удобрения повышают морозостойкость растений и злаков.
Добавки серы улучшают обрабатываемость автоматных сталей и антифрикционные свойства спеченных антифрикционных материалов.
В медицине используют как элементарную серу, так и ее соединения. Все сульфамидные препараты — это органические соединения серы.
Широко применяются соединения серы:
— FeS2 (пирит) — для получения серной кислоты; сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (Na2S, CaS и BaS) —в кожевенной промышленности; сульфиды цинка ZnS и кадмия CdS служат основой люминофоров; некоторые сульфиды обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронной технике; многие природные сульфиды используются в металлургии для выплавки цветных и редких металлов;
— оксид серы (IV) S02 — для получения серной кислоты; для отбеливания соломы, шерсти, шелка; как дезинфицирующее средство; для лечения домашних животных;
— сульфиты калия K2S03 и натрия Na2S0.3 для отбеливания некоторых материалов в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии;
— гидросульфит кальция Ca(HS03)2 — при переработке древесины в сульфитную целлюлозу, из которой затем получают бумагу;
— сульфат натрия Na2S04 — при производстве стекла; глауберову соль Na2SO4-10H2O в медицине; гипс CaS04-2H20 для изготовления отливочных форм и слепков с различных предметов, в строительстве, в хирургии; медный купорос CaS04-5H20 — в сельском хозяйстве, для приготовления минеральных красок, для электролитического покрытия металлов медью; алюмокалиевые квасцы KA1(S04)2— 12Н20 — для дубления кожи, в красильном деле;
— олеум H2S207 — для очистки нефтепродуктов, для производства некоторых красителей и взрывчатых веществ;
— серная кислота H2S04 — для получения минеральных удобрений, некоторых кислот (НС1, Н3Р04 и др.), взрывчатых веществ, красок, при очистке керосина, нефтяных масел и продуктов коксохимического производства (бензола, толуола), при травлении черных металлов (снятия окалины), в свинцовых аккумуляторах;
— персульфаты — как средства для отбелки, в качестве окислителей в лабораторной практике и для некоторых технических целей;
— тиосульфат натрия Na2S203 — в фотографии как закрепитель, в текстильной промышленности для удаления остатков хлора после отбелки тканей, в медицине и ветеринарии;
— хлорид серы (I) S2C12 — для вулканизации каучука.
http://webkonspect.com/?room=group&id=200&labelid=6089
http://ibrain.kz/ru/himiya-svoystva-elementov/sera