Сера, свойства атома, химические и физические свойства.
32,059-32,076 1s2s2 2p6 3s2 3p
Сера — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 16. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), третьем периоде периодической системы.
Свойства атома серы
Химические свойства серы
Физические свойства серы
Кристаллическая решётка серы
Таблица химических элементов Д.И. Менделеева
* — доступно в платной версии.
Ключевое различие между Ромбической и Моноклинной серой заключается в том, что Ромбическая сера является наиболее стабильной аллотропной формой серы, которая существует в виде ромбических октаэдрических кристаллов, тогда как Моноклинная сера существует в виде длинных призм в форме иглы, но она стабильна только при температурах между 96 и 119°С.
Сера является химическим элементом, имеющим химический символ S и атомный номер 16. Это неметалл и встречается она в природе в различных аллотропических формах. Кроме того, при комнатной температуре сера легко доступна в виде ярко-желтых кристаллов. Основными источниками серы являются природный газ, извлеченный из-под земной коры, а также она является побочным продуктом в различных химических процессах. Ромбическая и моноклинная сера являются двумя аллотропическими формами серы, аллотропы — это различные формы одного и того же химического элемента, который существует в одном физическом состоянии, то есть структурные модификации. Не только структура, но и способ приготовления этих аллотропов также отличаются друг от друга.
Что такое Ромбическая сера?
Ромбическая сера, или альфа-сера, является кристаллической аллотропной формой серы, которая имеет ромбические октаэдрические кристаллы. Это самая стабильная форма аллотропа среди других аллотропов серы. Следовательно, почти все другие аллотропы в конечном итоге превращаются в ромбическую форму.
Кристаллы Ромбической серы
Для производства Ромбической серы, сначала следует растворить порошок серы в сероуглероде (при комнатной температуре), который нерастворим в воде. Затем необходимо отфильтровать смесь с помощью фильтровальной бумаги. После фильтрации необходимо выдержать фильтрат в стакане, накрытым фильтровальной бумагой. Это позволяет сероуглероду медленно испаряться, оставляя кристаллы альфа-серы. Плотность этих кристаллов составляет около 2,06 г/мл, температура плавления составляет 112,8°С. Если медленно нагреть ромбическую серу примерно до 96°С, она превращается в моноклинную форму.
Что такое Моноклинная сера?
Моноклинная сера — это кристаллическая аллотропная форма серы, имеющая иглоподобные длинные кристаллы. Эти кристаллы выглядят как призмы и её называют призматической серой. Она не так стабильна, как ромбическая сера, поэтому она превращается в ромбическую форму при медленном нагревании до примерно 94,5°С. Моноклинная форма стабильна при температуре выше 96°С.
Кристаллы Моноклинной серы
Плотность этой аллотропной формы составляет около 1,98 г/мл, температура плавления составляет 119°С. При температуре ниже 96°С она превращается в ромбическую форму. этой формы серы, необходимо сначала нагреть порошок серы на испарительной посуде, пока порошок серы не расплавится. Затем необходимо дать ему остыть, пока на поверхности не сформируется твердая корка. После образования этой коры необходимо сделать в ней две дырки и вылить из нее расплавленную серу. На нижней стороне корки можно наблюдать моноклинные кристаллы серы.
В чем разница между Ромбической и Моноклинной серой?
Ромбическая сера является кристаллической аллотропной формой серы, которая имеет ромбические октаэдрические кристаллы. Это самая стабильная форма аллотропа серы среди других аллотропных форм. Следовательно, другие аллотропы также имеют тенденцию превращаться в ромбическую форму. Моноклинная сера — это кристаллическая аллотропная форма серы, имеющая иглоподобные длинные кристаллы. Она стабильна при температуре от 96 до 119°С. В этом основное отличие Ромбической и Моноклинной серы. В дополнение к структурному различию между Ромбической и Моноклинной серой, они также немного различаются по некоторым свойствам, а также по способу её производства.
Заключение — Ромбическая и Моноклинная Сера
Сера — это неорганическое вещество, которое имеет много аллотропных форм, существующих в одном физическом состоянии. Ромбическая форма и Моноклинная форма являются такими двумя аллотропами. Разница между Ромбической и Моноклинной серой заключается в том, что Ромбическая сера существует в виде Ромбических октаэдрических кристаллов, тогда как Моноклинная сера существует в виде длинных призм в форме иглы.
Пособие-репетитор по химии
Продолжение. Cм. в № 22/2005;
1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3, 10/2009
10-й класс (первый год обучения)
Сера и ее соединения
П л а н
1. Положение в
таблице Д.И.Менделеева, строение атома.
2. Происхождение названия.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства.
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения.
7. Важнейшие соединения серы (сероводород,
сероводородная кислота и ее соли; сернистый газ,
сернистая кислота и ее соли; триоксид серы,
серная кислота и ее соли).
В периодической системе сера находится в
главной подгруппе VI группы (подгруппа
халькогенов). Электронная формула серы 1s22s2p63s2p4,
это р-элемент. В зависимости от состояния
сера может проявлять валентность II, IV или VI:
S: 1s22s22p63s23p43d0
(валентность II),
S*: 1s22s22p63s23p33d1
(валентность IV),
S**: 1s22s22p63s13p33d2
(валентность VI).
Характерные степени окисления серы –2, +2, +4, +6
(в дисульфидах, содержащих мостиковую
связь –S–S– (например, FeS2), степень
окисления серы равна –1); в соединениях входит
в состав анионов, с более электроотрицательными
элементами – в состав катионов, например:
Сера – элемент с высокой
электроотрицательностью, проявляет
неметаллические (кислотные) свойства. Имеет
четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32,
33, 34 и 36. Природная сера на 95 % состоит из
изотопа 32S.
Русское название серы произошло от
санскритского слова cira – светло-желтый, по
цвету природной серы. Латинское название sulfur
переводится как «горючий порошок».1
Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а
Сера образует три аллотропные модификации: ромбическая
(
-сера), моноклинная
(
-сера) и пластическая,
или каучукоподобная. Наиболее устойчива при
обычных условиях ромбическая сера, а выше
95,5 °С стабильна моноклинная сера. Обе эти
аллотропные модификации имеют молекулярную
кристаллическую решетку, построенную из молекул
состава S8, расположенных в пространстве в
виде короны; атомы соединены одинарными
ковалентными связями. Различие ромбической и
моноклинной серы состоит в том, что в
кристаллической решетке молекулы упакованы
по-разному.
Если ромбическую или моноклинную серу нагреть
до точки кипения (444,6 °С) и полученную жидкость
вылить в холодную воду, то образуется
пластическая сера, по свойствам напоминающая
резину. Пластическая сера состоит из длинных
зигзагообразных цепей. Эта аллотропная
модификация неустойчива и самопроизвольно
превращается в одну из кристаллических форм.
Ромбическая сера – твердое кристаллическое
вещество желтого цвета; в воде не растворяется (и
не смачивается), но хорошо растворяется во многих
органических растворителях (сероуглерод, бензол
и т.д.). Сера обладает очень плохой электро- и
теплопроводностью. Температура плавления
ромбической серы +112,8 °С, при температуре
95,5 °С ромбическая сера переходит в
моноклинную:
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
По своим химическим свойствам сера является
типичным активным неметаллом. В реакциях может
быть как окислителем, так и восстановителем.
S + O2
2Na + S = Na2S,
2Al + 3S
Fe + S
Hg + S = HgS.
С + 2S
2P + 3S
S + Cl2 = SCl2,
S + 3F2 = SF6,
S + N2
реакция не идет.
Н2О (–). сера не смачивается водой.
Основные оксиды (–).
Кислотные оксиды (–).
S + Cu(OH)2
Кислоты (не окислители) (–).
S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2 + 2H2O,
S + 2HNO3 (разб.) = H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2
В п р и р о д е сера встречается как в самородном
состоянии, так и в виде соединений, важнейшими из
которых являются пирит, он же железный, или
серный, колчедан (FeS2), цинковая обманка (ZnS),
свинцовый блеск (PbS), гипс (CaSO4•2H2O),
глауберова соль (Na2SO4•10H2O),
горькая соль (MgSO4•7H2O). Кроме того,
сера входит в состав каменного угля, нефти, а
также в различные живые организмы (в составе
аминокислот). В организме человека сера
концентрируется в волосах.
Серу, содержащуюся в свободном состоянии в
горных породах, выплавляют из них в автоклавах с
помощью водяного пара.
В л а б о р а т о р н ы х у с л о в и я х серу
можно получить, используя
окислительно-восстановительные реакции (ОВР),
например:
H2SO3 + 2H2S = 3S
2H2S + O2 2S
В а ж н е й ш и е с о е д и н е н и я с
е р ы
Сероводород (H2S) – бесцветный
газ с удушающим неприятным запахом тухлых яиц,
ядовит (соединяется с гемоглобином крови,
образуя сульфид железа). Тяжелее воздуха,
малорастворим в воде (2,5 объема сероводорода в 1
объеме воды). Связи в молекуле ковалентные
полярные, sp3-гибридизация, молекула
имеет угловое строение:
В химическом отношении сероводород достаточно
активен. Он термически неустойчив; легко сгорает
в атмосфере кислорода или на воздухе; легко
окисляется галогенами, диоксидом серы или
хлоридом железа(III); при нагревании
взаимодействует с некоторыми металлами и их
оксидами, образуя сульфиды:
2H2S + 3O2
H2S + Br2 = 2HBr + S
2H2S + SO2
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S
H2S + Zn
ZnS + H2
H2S + CaO
CaS + H2O.
В лабораторных условиях сероводород получают
действием на сульфиды железа или цинка сильных
минеральных кислот или необратимым гидролизом
сульфида алюминия:
ZnS + 2HCl = ZnCl2 + H2S
Аl2SO3 + 6HOH
+
3H2S
Раствор сероводорода в воде – сероводородная
вода, или сероводородная кислота.
Слабый электролит, по второй ступени практически
не диссоциирует. Как двухосновная кислота
образует два типа солей – сульфиды и
гидросульфиды:
например, Na2S – сульфид натрия, NaHS –
гидросульфид натрия.
Сероводородная кислота проявляет все общие
свойства кислот. Кроме того, сероводород,
сероводородная кислота и ее соли проявляют
сильную восстановительную способность.
Например:
H2S + Zn = ZnS + H2
H2S + CuO = CuS
Качественной реакцией на сульфид-ион
является взаимодействие с растворимыми солями
свинца; при этом выпадает осадок сульфида свинца
черного цвета:
Pb(NO3)2 + Na2S = PbS
Оксид серы(IV) SO2 – сернистый
газ, сернистый ангидрид – бесцветный газ
с резким запахом, ядовит. Кислотный оксид. Связи в
молекуле ковалентные полярные, sp2-гибридизация.
Тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в одном
объеме воды – до 80 объемов SO2), образует
при растворении сернистую кислоту,
существующую только в растворе:
H2O + SO2
По кислотно-основным свойствам сернистый газ
проявляет свойства типичного кислотного оксида,
сернистая кислота также проявляет все типичные
свойства кислот:
SO2 + CaO
H2SO3 + Zn = ZnSO3 + H2
H2SO3 + CaO = CaSO3 + H2O.
По окислительно-восстановительным свойствам
сернистый газ, сернистая кислота и сульфиты
могут проявлять окислительно-восстановительную
двойственность (с преобладанием
восстановительных свойств). С более сильными
восстановителями соединения серы(IV) ведут себя
как окислители:
С более сильными окислителями они проявляют
восстановительные свойства:
В промышленности диоксид серы получают:
• при горении серы:
• обжигом пирита и других сульфидов:
4FeS2 + 11O2
2Fe2O3 + 8SO2
2ZnS + 3O2
2ZnO +
2SO2
К лабораторным методам получения
относятся:
• действие сильных кислот на сульфиты:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2
• взаимодействие концентрированной серной
кислоты с тяжелыми металлами:
Cu + 2H2SO4 (конц.) = СuSO4 + SO2
Качественные реакции на сульфит-ион –
обесцвечивание «йодной воды» или действие
сильных минеральных кислот:
Na2SO3 + I2 + 2NaOH = 2NaI + Na2SO4
+ H2O,
Ca2SO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O
+ SO2
Оксид серы(VI) SO3 – триоксид
серы, или серный ангидрид, – это
бесцветная жидкость, которая при температуре
ниже 17 °С превращается в белую
кристаллическую массу. Ядовит. Существует в виде
полимеров (мономерные молекулы существуют
только в газовой фазе), связи в молекуле
ковалентные полярные, sp2-гибридизация.
Гигроскопичен, термически неустойчив. С водой
реагирует с сильным экзо-эффектом. Реагирует с
безводной серной кислотой, образуя олеум.
Образуется при окислении сернистого газа:
SO3 + H2O = H2SO4 + Q,
nSO3 + H2SO4 (конц.) = H2SO4•nSO3.
По кислотно-основным свойствам является
типичным кислотным оксидом:
SO3 + H2O = H2SO4,
SO3 + CaO = CaSO4,
По окислительно-восстановительным свойствам
выступает сильным окислителем, обычно
восстанавливаясь до SO2 или сульфитов:
В чистом виде практического значения не имеет,
является промежуточным продуктом при
производстве серной кислоты.
Серная кислота – тяжелая
маслянистая жидкость без цвета и запаха. Хорошо
растворима в воде (с большим экзо-эффектом).
Гигроскопична, ядовита, вызывает сильные ожоги
кожи. Является сильным электролитом. Серная
кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты,
которые проявляют все общие свойства солей.
Сульфаты активных металлов термически
устойчивы, а сульфаты других металлов
разлагаются даже при небольшом нагревании:
2Fe2O3
+ 4SO2
Hg + SO2
Раствор с массовой долей серной кислоты ниже
70 % обычно считается разбавленным; выше
70 % – концентрированным; раствор SO3 в
безводной серной кислоте называется олеум
(концентрация триоксида серы в олеуме может
достигать 65 %).
Разбавленная серная кислота проявляет все
свойства, характерные для сильных кислот:
Н2SO4 + Zn = ZnSO4 + Н2
Н2SO4 (разб.) + Cu
реакция не идет,
Н2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O,
CaCO3 + Н2SO4 = CaSO4 + H2O
+ CO2
Концентрированная серная кислота является
сильным окислителем, особенно при нагревании.
Она окисляет многие металлы, неметаллы, а также
некоторые органические вещества. Не окисляются
под действием концентрированной серной кислоты
железо, золото и металлы платиновой группы
(правда, железо хорошо растворяется при
нагревании в умеренно концентрированной серной
кислоте с массовой долей 70 %). При
взаимодействии концентрированной серной
кислоты с другими металлами образуются сульфаты
и продукты восстановления серной кислоты.
2Н2SO4 (конц.) + Cu = CuSO4 + SO2
5Н2SO4 (конц.) + 8Na = 4Na2SO4
+ H2S
Н2SO4 (конц.) пассивирует Fe, Al.
При взаимодействии с неметаллами
концентрированная серная кислота
восстанавливается до SO2:
5Н2SO4 (конц.) + 2Р = 2H3PO4
+ 5SO2
2Н2SO4 (конц.) + C = 2H2O + CO2
Контактный метод получения серной кислоты
состоит из трех стадий:
1) обжиг пирита:
2) окисление SO2 в SO3 в присутствии
катализатора – оксида ванадия:
3) растворение SO3 в серной кислоте с
получением олеума:
Качественная реакция на сульфат-ион –
взаимодействие с катионом бария, в результате
чего выпадает белый осадок BaSO4.
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4
Тест по теме «Сера и ее соединения»
1. Сера
и кислород – это:
а) хорошие проводники электричества;
б) относятся к подгруппе халькогенов;
в) хорошо растворимы в воде;
г) имеют аллотропные модификации.
2. В результате реакции серной кислоты с
медью можно получить:
а) водород; б) серу;
в) сернистый газ; г) сероводород.
3. Сероводород – это:
а) ядовитый газ;
б) сильный окислитель;
в) типичный восстановитель;
г) один из аллотропов серы.
4. Массовая доля (в %) кислорода в серном
ангидриде равна:
а) 50; б) 60; в) 40; г) 94.
5. Оксид серы(IV) является ангидридом:
а) серной кислоты;
б) сернистой кислоты;
в) сероводородной кислоты;
г) тиосерной кислоты.
6. На сколько процентов уменьшится масса
гидросульфита калия после прокаливания?
а) на 22,6;
б) на 41,1;
в) гидросульфит калия термически устойчив;
г) на 34,2.
7. Сместить равновесие в сторону прямой
реакции окисления сернистого газа в серный
ангидрид можно:
а) используя катализатор;
б) увеличивая давление;
в) уменьшая давление;
г) понижая концентрацию оксида серы(VI).
8. При приготовлении раствора серной
кислоты необходимо:
а) наливать кислоту в воду;
б) наливать воду в кислоту;
в) порядок приливания не имеет значения;
г) серная кислота не растворяется в воде.
9. Какую массу (в г) декагидрата сульфата
натрия необходимо добавить к 100 мл 8%-го раствора
сульфата натрия (плотность равна 1,07 г/мл), чтобы
удвоить массовую долю соли в растворе?
а) 100; б) 1,07; в) 30,5; г) 22,4.
10. Для определения сульфит-иона в
качественном анализе можно использовать:
а) катионы свинца;
б) «йодную воду»;
в) раствор марганцовки;
г) сильные минеральные кислоты.
Ключ к тесту
Задачи и упражнения на серу и ее
соединения
Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й
1. Через раствор, содержащий 5 г
едкого натра, пропустили 6,5 л сероводорода.
Определите состав полученного раствора.
Ответ. 7 г NaHS, 5,61 г H2S.
2. Какую массу глауберовой соли необходимо
добавить к 100 мл 8%-го раствора сульфата натрия
(плотность раствора равна 1,07 г/мл), чтобы удвоить
массовую долю вещества в растворе?
Ответ. 30,5 г Na2SO4•10H2O.
3. К 40 г 12%-го раствора серной кислоты
добавили 4 г серного ангидрида. Вычислите
массовую долю вещества в образовавшемся
растворе.
Ответ. 22 % H2SO4.
4. Смесь сульфида железа(II) и пирита, массой
20,8 г, подвергли длительному обжигу, при этом
образовалось 6,72 л газообразного продукта (н.у.).
Определите массу твердого остатка,
образовавшегося при обжиге.
Ответ. 16 г Fe2O3.
5. Имеется смесь меди, углерода и оксида
железа(III) с молярным соотношением компонентов
4:2:1 (в порядке перечисления). Какой объем 96%-й
серной кислоты (плотность равна 1,84 г/мл) нужен для
полного растворения при нагревании 2,2 г такой
смеси?
Ответ. 4,16 мл раствора H2SO4.
6. Для окисления 3,12 г гидросульфита
щелочного металла потребовалось добавить 50 мл
раствора, в котором молярные концентрации
дихромата натрия и серной кислоты равны 0,2 моль/л
и 0,5 моль/л соответственно. Установите состав и
массу остатка, который получится при выпаривании
раствора после реакции.
Ответ. 7,47 г смеси сульфатов хрома (3,92
г) и натрия (3,55 г).
(задачи на олеум)
1. Какую массу триоксида серы надо
растворить в 100 г 91%-го раствора серной кислоты,
чтобы получить 30%-й олеум?
По условию задачи:
m(H2SO4) = 100•0,91 = 91 г,
m(H2O) = 100•0,09 = 9 г,
(H2O)
= 9/18 = 0,5 моль.
Часть добавленного SO3 (m1) пойдет
на реакцию с H2O:
H2O + SO3 = H2SO4.
По уравнению реакции:
(SO3)
=
(H2O) = 0,5
моль.
m1(SO3) = 0,5•80 = 40 г.
Вторая часть SO3 (m2) пойдет на
создание концентрации олеума. Выразим массовую
долю олеума:
m2(SO3) = 60 г.
Суммарная масса триоксида серы:
m(SO3) = m1(SO3) + m2(SO3)
= 40 + 60 = 100 г.
Ответ. 100 г SO3.
2. Какую массу пирита необходимо взять для
получения такого количества оксида серы(VI),
чтобы, растворив его в 54,95 мл 91%-го раствора серной
кислоты (плотность равна 1,82 г/см3), получить
12,5%-й олеум? Выход серного ангидрида считать за
75 %.
Ответ. 60 г FeS2.
3. На нейтрализацию 34,5 г олеума расходуется
74,5 мл 40%-го раствора гидроксида калия (плотность
равна 1,41 г/мл). Сколько молей серного ангидрида
приходится на 1 моль серной кислоты в этом олеуме?
Ответ. 0,5 моль SO3.
4. При добавлении оксида серы(VI) к 300 г 82%-го
раствора серной кислоты получен олеум с массовой
долей триоксида серы 10%. Найдите массу
использованного серного ангидрида.
Ответ. 300 г SO3.
5. При добавлении 400 г триоксида серы к 720 г
водного раствора серной кислоты получен олеум с
массовой долей 7,14 %. Найдите массовую долю
серной кислоты в исходном растворе.
Ответ. 90 % H2SO4.
6. Найдите массу 64%-го раствора серной
кислоты, если при добавлении к этому раствору
100 г триоксида серы получается олеум,
содержащий 20 % триоксида серы.
Ответ. 44,4 г раствора H2SO4.
7. Какие массы триоксида серы и 91%-го
раствора серной кислоты необходимо смешать для
получения 1 кг 20%-го олеума?
Ответ. 428,6 г SO3 и 571,4 г раствора H2SO4.
8. К 400 г олеума, содержащего 20 % триоксида
серы, добавили 100 г 91%-го раствора серной кислоты.
Найдите массовую долю серной кислоты в
полученном растворе.
Ответ. 92 % H2SO4 в олеуме.
9. Найдите массовую долю серной кислоты в
растворе, полученном при смешивании 200 г 20%-го
олеума и 200 г 10%-го раствора серной кислоты.
Ответ. 57,25 % H2SO4.
10. Какую массу 50%-го раствора серной кислоты
необходимо добавить к 400 г 10%-го олеума для
получения 80%-го раствора серной кислоты?
Ответ. 296,67 г 50%-го раствора H2SO4.
11. К 10%-му олеуму добавили 200 г 20%-го раствора
серной кислоты и получили 50%-й раствор серной
кислоты. Найдите массу использованного олеума.
Ответ. 114,83 г олеума.
К а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и
1. Бесцветный газ А с резким характерным
запахом окисляется кислородом в присутствии
катализатора в соединение В, представляющее
собой летучую жидкость. Вещество В, соединяясь с
негашеной известью, образует соль С.
Идентифицируйте вещества, напишите уравнения
реакций.
Ответ. Вещества: А – SO2,
B – SO3, C – CaSO4.
2. При нагревании раствора соли А образуется
осадок В. Этот же осадок образуется при действии
щелочи на раствор соли А. При действии кислоты на
соль А выделяется газ С, обесцвечивающий раствор
перманганата калия. Идентифицируйте вещества,
напишите уравнения реакций.
Ответ. Вещества: А – Ca(HSO3)2,
B – CaSO3, C – SO2.
3. При окислении газа А концентрированной
серной кислотой образуется простое вещество В,
сложное вещество С и вода. Растворы веществ
А и С реагируют между собой с образованием
осадка вещества В. Идентифицируйте вещества,
напишите уравнения реакций.
Ответ. Вещества: А – H2S,
B – S, C – SO2.
4. В реакции соединения двух жидких при
обычной температуре оксидов А и В образуется
вещество С, концентрированный раствор которого
обугливает сахарозу. Идентифицируйте вещества,
напишите уравнения реакций.
Ответ. Вещества: А – SO3,
B – H2O, C – H2SO4.
5. В вашем распоряжении имеются сульфид
железа(II), сульфид алюминия и водные растворы
гидроксида бария и хлороводорода. Получите из
этих веществ семь различных солей (без
использования ОВР).
Ответ. Соли: AlCl3, BaS, FeCl2,
BaCl2, Ba(OH)Cl, Al(OH)Cl2, Al(OH)2Cl.
6. При действии концентрированной серной
кислоты на бромиды выделяется сернистый газ, а на
йодиды – сероводород. Напишите уравнения
реакций. Объясните разницу в характере продуктов
в этих случаях.
Ответ. Уравнения реакций:
2H2SO4 (конц.) + 2NaBr = SO2 + Br2
+ Na2SO4 + 2H2O,
5H2SO4 (конц.) + 8NaI = H2S
+ 4I2 + 4Na2SO4 +
4H2O.
1 См.: Лидин
Р.А. «Справочник по общей и неорганической
химии». М.: Просвещение, 1997.
* Знак +/– означает,
что данная реакция протекает не со всеми
реагентами или в специфических условиях.
Сера, ее физические
и химические свойстваМетодическая разработкаЧтобы познать невидимое,
смотри внимательно на видимое.
(Древняя мудрость.)Цели и задачи урока. Обучающие: дать
общую характеристику халькогенов, рассмотреть
физические и химические свойства серы,
нахождение ее в природе и применение.Развивающие: продолжить развитие умений
устанавливать причинно-следственные связи,
делать выводы, наблюдать и объяснять результаты
демонстрационного эксперимента.Воспитательные: продолжить формирование
таких качеств личности, как ответственное
отношение к порученному делу, умение объективно
оценивать результаты своего труда.Методы и методические приемы. Выполнение
упражнений, фронтальная беседа, самостоятельная
работа учащихся с учебником (Габриелян О.С.
Химия-9. М.: Дрофа, 2005), демонстрация опытов,
заслушивание сообщений, решение задач.Оборудование и реактивы. Пробирки,
стаканчик, штатив, спички, спиртовка, ступка с
пестиком, фарфоровые тигли; сера, ацетон,
сероуглерод.Подготовка к уроку. За неделю до урока
учащимся было дано задание найти материал о сере.В начале урока проверяется домашнее задание по
предыдущей теме. ИЗУЧЕНИЕ
НОВОГО МАТЕРИАЛАУчитель. Сегодня мы будем изучать
новую подгруппу веществ, в состав которых входит
и тот элемент, о котором есть такая загадка:
«Возьмите первый слог названия “лунного
элемента” и прибавьте к нему первый слог
радиоактивного металла, открытого супругами
Кюри в 1898 г. Вы получите название элемента,
которое в переводе на русский язык обозначает
светло-желтый».
Кто из вас догадался, что это за элемент?
(Сера.)Общая характеристика элементов
главной подгруппы VI группыУчитель. Рассмотрим элементы,
которые относятся к главной подгруппе VI группы.
Эти элементы наываются халькогены. Название
происходит от греческих слов «chalkos» – медь и
«genos» – рожденный, т.е. «рождающие медные руды».
Заполните таблицу, в которой необходимо
указать строение атомов, электронной оболочки,
характерные степени окисления.Один ученик работает у интерактивной доски,
заполняя таблицу, остальные выполняют работу в
тетрадях.Учитель. Сравните по
строению кислород и серу. Дайте краткую
характеристику атома серы.Ученик. У серы, как и у кислорода,
на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, 2
из которых неспаренные. По сравнению с атомами
кислорода атомы серы имеют больший радиус,
меньшее значение электроотрицательности,
поэтому при взаимодействии с кислородом
проявляют выраженные восстановительные
свойства. С окислителями сера образует
соединения со степенями окисления +2, +4, +6.
По отношению к менее электроотрицательным
элементам (водород, металлы) сера проявляет
окислительные свойства и приобретает степень
окисления –2.Учитель. Назовите соединения, в
которых сера проявляет различные степени
окисления.Ученик. Н2S, SCl2, SO2, SO3.Нахождение в природе и получение серыУчитель. Серу получают на ее
природных месторождениях. Давайте послушаем
учащегося, который расскажет, что интересного он
нашел об этом элементе.Ученик (рассказывает материал,
который подготовил самостоятельно дома).
Залежи свободной серы имеются в Западной
Украине, в Туркмении – в пустыне Каракум, в
Узбекистане, по берегам Волги.Кроме самородной серы, в природе много
соединений, в состав которых входит сера:цинковая обманка ZnS,свинцовый блеск PbS,медный колчедан Cu2S,железный колчедан (пирит) FеS2,глауберова соль Na2SO4•10H2O,
Сера содержится не только в земной коре, но и в
водах Мирового океана, например, в виде сульфатов
натрия, калия, магния.Учитель. Чтобы получить серу, в ее
подземные отложения под давлением нагнетают
перегретую воду, которая расплавляет серу; затем
подают сжатый воздух, заставляющий жидкую серу
подниматься на поверхность по специально
проложенным трубам. Получаемая сера имеет
высокую степень чистоты (95%).
Сера – простое веществоУчитель. Для серы, как и для
кислорода, характерна аллотропия. Известно много
модификаций серы с циклическим или линейным
строением молекул. Прочитайте учебник и
составьте схему. В обычных условиях сера
существует в виде ромбической модификации. Ее
молекулы содержат по восемь атомов серы,
соединенных одинарными ковалентными связями в
замкнутый цикл. Ромбическая сера – твердое
кристаллическое вещество желтого цвета,
практически нерастворимое в воде, но хорошо
растворимое в сероуглероде и ацетоне.Ученик проводит опыты, подтверждающие
физические свойства серы: растворение серы в
сероуглероде* и ацетоне,
нерастворимость в воде.Ученик. Из проделанных опытов
можно сделать вывод, что сера не растворяется в
воде, но хорошо растворяется в других
растворителях.Учитель. При температуре более 95 °С
ромбическая сера превращается в моноклинную.
Если закипевшую серу вылить в стакан с холодной
водой, то получится еще одна модификация серы –
пластическая. (Демонстрация опыта.)Чем можно объяснить, что сера – вещество
твердое при обычных условиях, а хлор –
газообразное?Ученик. Атомы серы образуют более
крупные молекулы.Учитель. Какого типа
кристаллическая решетка у серы? Учитель. Как практически можно
определить тип кристаллической решетки?Ученик. Нужно расплавить вещество.Ученик делает отчет о проделанном заранее
опыте. В фарфоровых чашках он нагревал йод,
серу и графит. Делает вывод, что у серы так же,
как и у йода, молекулярная кристаллическая
решетка.Учитель. На основании строения
атомов сделайте предположения о химических
свойствах серы.Ученик. Можно предположить, что сера
будет взаимодействовать с металлами, водородом,
кислородом.Учитель. Действительно, сера
взаимодействует с перечисленными веществами.
Химические свойства серы подразделяются на
окислительные и восстановительные.
Взаимодействие с металлами:2Na + S = Na2S, Zn + S = ZnS.Взаимодействие с кислородом:S + O2 = SO2.Горючесть серы, легкость, с которой она
соединяется с металлами, объясняет причину,
почему она обязательная составная часть
металлических руд.Наивное представление алхимиков о сере
выражено в небольшом стихотворении:
Взаимодействие с водородом:H2 + S = H2S.Взаимодействие с галогенами:S + Cl2 = SCl2.Взаимодействие со сложными веществами:S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.Учитель. Давайте заслушаем
небольшой рассказ. Постарайтесь запомнить, где
применяется сера.«Огнедышащий дракон» (сообщение
учащегося)Ученик. Я – Сера. Нахожусь в
периодической системе Д.И.Менделеева под номером
16. Мои соседи – Фосфор и Хлор. У Фосфора
заморочка вспыхивать и светиться, а Хлор все
время что-то отбеливает. Ну а я много какими
свойствами обладаю. Ой, подождите, кажется, ко мне
пришли мои соседи.– Привет, Фосфор! У меня лампочка перегорела,
может, посветишь пока тут? А ты, Хлор, постирай,
пожалуйста, мою любимую белую футболочку.– Хорошо, мы все сделаем. Только расскажи о
себе, может, и мы что в тебе углядим, будешь тоже
нам помогать! – закричали соседи.Люди начали меня использовать уже за две тысячи
лет до н.э. в Древнем Египте для приготовления
красок и изготовления косметических средств, а в
Древней Греции меня сжигали в целях дезинфекции
вещей и воздуха в помещениях. Одна из причин этой
известности – распространенность самородной
серы в странах древнейших цивилизаций. Меня
сжигали при различных церемониях и ритуалах.
С моей помощью боролись с насекомыми.Я нужна везде. Бумага, резина, эбонит, спички,
ткани, лекарства, косметика, пластмассы,
взрывчатка, краска, удобрения и ядохимикаты –
вот далеко не полный перечень вещей и веществ,
для которых нужен элемент № 16.Название мое идет от санскритского слова
«сира», что значит светло-желтый.А алхимики изображали меня в виде огнедышащего
дракона.Я содержусь в бобовых растениях, овсяных
хлопьях, яйцах.Мой брат – Сероводород. После его посещений мне
приходится неделю проветривать свое жилище. Он к
тому же обладает ядовитыми свойствами.Ох, зря я вам все это рассказала про себя. Сейчас
дадите кучу поручений. И кто меня за язык
тянул?!– Да ладно тебе жалеть! Подумаешь! Нас-то ты
сколько уже в своих целях используешь? А?– Да, повезло людям с нами! Такими элементами!(А.Полякова, 9-й класс.)Учитель. Скажите мне, пожалуйста,
где же применяется сера.Ученик. Это медицина, производство
удобрений, резины, спичек, взрывчатки,
пластмассы, красок и т.д.Учитель. Примерно половина
добываемой в мире серы идет на производство
серной кислоты. Чтобы получить 1 т серной кислоты,
нужно сжечь более 300 кг серы. Чтобы произвести 1 т
целлюлозы, нужно затратить более 100 кг серы.
В Канаде изготовлен серный пенопласт, который
применяется в строительстве шоссейных дорог и
при прокладке трубопроводов в условиях вечной
мерзлоты. В Монреале построен одноэтажный дом,
состоящий из необычных блоков: 70% песка и 30% серы.Учитель. Мы с вами сегодня
познакомились с элементами, носящими название
«халькогены». Дайте краткую характеристику этих
элементов.Ученик дает характеристику.Задания заранее заготовлены на интерактивной
доске. Учащиеся выполняют задания в тетрадях.
Каждое задание проверяется. Ответы
демонстрируются на интерактивной доске. Задание 1. Из данного перечня веществ
выберите те, с которыми взаимодействует сера:
вода, цинк, водород, железо, магний, кислород,
соляная кислота. Напишите уравнения реакций.(Ответ. S + Zn = ZnS, S + H2 = H2S,
S + Fe = FeS, S + Mg = MgS,
S + O2 = SO2.)Задание 2. Вычислите массу железа и массу
серы, которые потребуются для получения сульфида
железа(II) массой 22 г.(Ответ. m(Fe) = 14 г, m(S) = 8 г.)Задание 3. Вычислите массу серы, которую
надо сжечь, чтобы получить сернистый газ объемом
56 л (н.у.). Какой объем кислорода для этого
потребуется?(Ответ. m(S) = 80 г, V(O) = 56 л.)Задание 4. Напишите возможно большее
количество уравнений реакций, которые можно
осуществить, располагая только серой и водой.
(Можно использовать различные аппараты и
катализаторы.)(Ответ. H2O = Н2 + O2, S +
Н2 = H2S,
S + О2 = SО2.)В заключение урока учащиеся выполняют тест
и осуществляют самопроверку.1. Строение атома серы:2. Для атома серы наиболее характерны
степени окисления:а) –2, +2, +4, +6; б) –2, +4, +5, +6;в) –2, +1, +3, +6; г) –2, +2, +4.3. Какой модификации серы не существует:а) ромбической; б) тетраэдрической;в) моноклинной; г) пластической?4. Сера не растворяется в:а) ацетоне; б) воде;в) сероуглероде; г) толуоле.5. При комнатной температуре без
первоначального нагревания сера реагирует с:а) железом; б) цинком;в) алюминием; г) ртутью.6. В каком виде сера практически не
встречается в природе:а) самородная; б) сульфидная; в) сульфатная; г) сульфитная?Ответы. 1 – в; 2 – а; 3
– б; 4 – б; 5 – г; 6 – г.Домашнее задание. Прочитать § 21,
выполнить упражнение 3 по учебнику О.С.Габриеляна
«Химия-9» (М.: Дрофа, 2005).* Сероуглерод ядовит и легко
воспламеняется, поэтому его не выдают на руки
даже студентам. – Прим. ред.Л и т е р а т у р аВласов Л., Трифонов Д. Занимательно о химии.
М.: Молодая гвардия, 1968; Габриелян О.С., Остроумов
И.Г. Настольная книга учителя химии. М.: Дрофа,
2002; Малышкина В. Занимательная химия. Серия
«Нескучный учебник». СПб.: Тригон, 1998.О.П.ТИШКИНА,
учитель химии школы № 41
(г. Калининград)
1. Общая характеристика. Сера, селен, теллур Э.
Сера, селен, теллур – состав 16й группы, халькогены (от греч рождающие медные руды). В природе чаще всего встречаются в форме соединений меди: сульфидов, селенидов и т.п.
В основном состоянии атомы имеют электронную конфигурацию ns2np4 с четным числом валентных электронов, два из которых неспарены. При переходе от серы к теллуру размер атомов и их возможные координационные числа увеличиваются, а значения энергии ионизации и электроотрицательность – уменьшаются. Сера типичный неметалл, селен и теллур металлоиды с характерными металлическими свойствами.
Проявляют высшую степень окисления +6. Устойчивость Э+6 понижается от серы к теллуру. Окислительная способность селена в высшей степени окисления значительно выше, чем у теллура и серы. Объяснение этого явления обусловлена влиянием внутренней 4f электронной оболочки, электроны которых слабо экранируют заряд ядер атомов. (т.е. происходит сжатие электронных оболочек из за повышения заряда ядра).
Для серы, селена и теллура образование двух одинарных связей оказывается предпочтительнее, чем одной двойной. При переходе от кислорода к сере прочность одинарной σ – связи растет из-за ослабления межэлектронного отталкивания, а прочность π – связи понижается, что связано с ростом радиуса и уменьшением перекрывания атомных p – орбиталей по π – типу.
Способность атомов элементов соединяться в кольца или цепи называется катенацией. Наиболее характерна катенация для серы, селена и теллура: для них известны цепи, содержащие десятки и сотни тысяч атомов. Катенация характерна не только для простых веществ. Известны соединения, содержащие гомоатомные цепи и циклы, стабилизированные концевыми атомами –H, -Cl или группами –SO3-
В свойствах серы прослеживается больше аналогий с селеном и теллуром. Так, в соединениях с отрицательными степенями окисления от серы к теллуру усиливаются восстановительные, а в соединениях с положительными степенями окисления – окислительные свойства, наиболее сильно выраженные у селена.
Химические и физические свойства.
Ромбическая S(ромб.) и моноклинная S(мон.) модификации серы построены из циклических молекул S8, размещенных по узлам ромбической и моноклинной кристаллических решеток. Ромбическая сера желтого(tпл=112,8), а моноклинная сера бледно-желтого цвета(tпл=119,3). Малоустойчивая в обычных условиях пластическая сера состоит из нерегулярно расположенных зигзагообразных цепочек S∞. При t=200 сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола происходит разрушение кольцевых молекул S8 и образование длинных цепей S∞. Дальнейшее нагревание выше 250оС ведет разрыву цепей, и жидкость снова становится более подвижной. При 444,6 сера закипает, в зависимости от температуры в парах образуются молекулы S8, S6, S4 и S2. При 1500 молекулы S2 диспропорционируют на атомы. Молекулы S2 парамагнитны, во всех других состояниях сера диамагнитна.
В воде сера практически нерастворима; некоторые ее модификации растворяются в органических жидкостях и в особенности в сероуглероде. Сера – достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами. При нагревании в кипящих растворах щелочей сера диспропорционирует:
3S + 6NaOH = 2Na2SO3 + 3H2O
Как и сера, селен имеет полиморфные модификации. Наиболее устойчив гексагональный или серый селен. Его кристаллы образованы зигзагообразными цепями Se∞. При быстром охлаждении жидкого селена получается красно-коричневая стекловидная модификация. Она образована неупорядоченно расположенными молекулами Se∞ разной длины. Кристаллические разновидности красного селена состоят из циклических молекул Se8, подобных S8. Серый селен – полупроводник.
У теллура устойчива гексагональная модификация. Это серебристо-белое металлоподобное кристаллическое вещество. Однако он хрупок, легко растирается в порошок. Его электрическая проводимость незначительна, но при освещении увеличивается, т.е. теллур – полупроводник. Аморфный теллур менее устойчив, чем аморфный селен, и при 25 С переходит в кристаллический.
Селен и теллур с водой и разбавленными кислотами не реагирует. Подобно другим неметаллам, окисляются концентрированной HNO3 до кислот. При кипячении в щелочных растворах Se и Te, подобно S, диспропорционируют:
3Э + 6NaOH = 2Na2ЭO3 + 2K2Э + 3H2O
При нагревании селен и теллур довольно легко окисляются кислородом и галогенами, при сплавлении взаимодействуют с металлами.
Нахождение в природе. Получение.
Халькогены в природе сконцентрированы в рудных месторождениях, где они связаны преимущественно с металлами. Значительная часть серы находится либо в самородном состоянии (вулканическая сера), либо в форме сульфидов и сульфатов. Из природных газов, содержащих сероводород, серу получают путем окисления части H2S до сернистого газа и взаимодействия образовавшегося SO2 с H2S в присутствии катализаторов на основе оксидо железа и алюминия:
Основным источником селена и теллура служат остатки после электролитической очистки меди, содержащие также значительное количество серебра, золота и платиновых металлов, отходы сернокислотного и целлюлозо – бумажного производства, некоторые свинцово – цинковые и висмутовые руды. В них оба элемента содержатся в форме халькогенидов. Теллур осаждается в виде гидратированного диоксида, а селенистая кислота осаждается в растворе. Из этого раствора действием SO2 осаждают красный селен чистотой 99,5%:
Гидратированный TeO2 растворяют в щелочи и электролитически восстанавливают до теллура:
Окислительно-восстановительные свойства соединений Э.
В водных растворах гидриды H2Э ведут себя как слабые двухосновные кислоты. Сила кислот возрастает от серы к теллуру благодаря понижению энергии связи Э-H и обеспечению ее разрыва при политропическом взаимодействии с водой:
H2Э + H2О = H3О+ + HЭ-
Халькогеноводороды сгорают на воздухе с образованием диоксидов:
О2 = ЭО2 + H2О
Но при недостатке окислителя могут быть получены и простые вещества.
В кислых растворах H2Э ведут себя как мягкие восстановители. Восстановительные свойства H2Э усиливаются при переходе от H2O к H2Po. Кислород, галогены и другие типичные окислители(HNO3, KMnO4, KClO3) окисляют халькогеноводороды. Сероводород в зависимости от условий может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа, тиосульфата, политионатов, серной кислоты:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl
H2S + I2 = 2HI + S↓
Сульфиниды, селениды и теллуриды металлов.
Встречаются в природе как минералы и руды и служат сырьем для получения металлов.
В воде хорошо растворимы лишь сульфиды щелочных металлов, аммония и бария. Их водные растворы вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию.
2CaS + 2H2O = Ca(HS)2 + Ca(OH)2↓
Процессы получения многих металлов сводятся к переработке их сульфидов металлов, например MS, с кислородом в зависимости от условий теоритически возможно образование оксидов:
2MS(тв.) + 3O2 = 2MO(тв.) + 2SO2↑,
MS(тв.) + 2O2 = MSO4(тв.),
MS(тв.) + O2 = M(тв.) + SO2↑.
Галогениды S, Se – жидкости и газы, кроме тв. SeCl4
Гигроскопичны, кроме SF6
SeCl4+ 3H2O = H2SeO3+ 4HCl гидролиз
SF6+ 6HI = 6HF + 3I2+ S
Галогениды теллура – твердые вещества, кроме TeF6
Бромиды и иодиды не реагируют с водой при н.у.
TeBr4+ H2O ≠
TeCl4+ 3H2O = TeO2·H2O + 4HCl
С увеличением размера атома халькогена в ряду SeO2—ТеO2—РоO2 ослабевают кислотные и, наоборот, усиливаются основные свойства. Твердый диоксид селена хорошо растворим в воде, и при этом образуется селенистая кислота:
SeO2 + Н2O = H2SeO3
Оксиды ТеO2 в воде не растворяется в силу высокой энергии
кристаллической решетки. Диоксид теллура, подобно сернистому и селенистому ангидриду, взаимодействует со щелочами, образуя теллуриты металлов:
ТеO2 + 2NaOH = Na2TeO3 + H2O
В то же время он, проявляя амфотерные свойства, реагирует с кислотами-
2ТеO2+ HNO3 = Te2O3(OH)NO3
а за счет комплексообразования — и с соляной кислотой:
ТеO2 + 6HC1 = Н2ТеС16 + 2Н2O
Для диоксидов серы, селена и теллура характерна окислительно-восстановительная двойственность. Восстановительные свойства наиболее выражены у SO2 и ТеO2. Так, сернистый газ обесцвечивает йодную воду:
SO2 + I2 + 2Н2O = 2HI + H2SO4
и раствор перманганата калия:
5SO2 + 2КMnO4 + 2H2O = 2MnSO4 + 2KHSO4 + H2SO4
Окислительные свойства S02 проявляются при взаимодействии с сильными восстановителями:
SO2 + 2СО = S + 2СO2 (при 5000С, Al2O3)
SO2 + 2H2 =S + 2H2O
Серный ангидрид – одно из самых реакционноспособных соединений. Он проявляет окислительные свойства, например, превращает уголь в углекислый газ:
2SO3 + С = 2SO2 + СO2
Особенности взаимодействия SO3 с галогенводородами связаны с ростом
восстановительных свойств в ряду НС1—HBr— HI. Окислительные свойства SO3 усиливаются с ростом температуры. При слабом нагревании SO3 реагирует с газообразным НС1, образуя хлорсульфоновую кислоту HSO3C1:
SO3 + НС1 = HO(Cl)SO2
При повышении температуры НСl восстанавливает SО3 до SО2 с одновременным образованием Сl2. При действии на НВг триоксида серы при 0°С выделяются SО2 и свободный бром:
2SО3 + 2HBr = SО2 + Br2 + H2SО4
Йодистым водородом SО3 восстанавливается до H2S даже при охлаждении ниже 0°С:
SO3 + 8HI = H2S + 4I2 + 3H2O
Селеновый ангидрид – сильнейший окислитель. Он окисляет хлороводород до хлора:
SeO3 + 2HC1 = H2SeO3 + Cl2
а фосфор — до фосфорного ангидрида:
5SeO3 + 2Р = Р2O5 + 5SeO2
Окислительные свойства триоксида теллура выражены гораздо слабее, чем Se03, -он вытесняет хлор из соляной кислоты только при нагревании.
Оксокислоты халькогенов Э(IV).
Сернистая кислота H2S03 в индивидуальном состоянии не выделена. Селенистая кислота H2Se03 — белое кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Ее получают окислением селена разбавленной HN03:
3Se + 4HN03 + Н20 = 3H2Se03 + 4NO
Теллуристая кислота — это гидратированный диоксид Те02 • хН20. Она образуется в виде белого осадка при гидролизе тетрагалогенидов:
ТеС14 + (2 + х)Н20 = Те02 • хН20↓ + 4HC1
Сила кислот уменьшается в ряду H2S03—H2Se03—Н2Те03. По мере роста радиуса и уменьшения электроотрицательности атом халькогена слабее смещает электронную плотность от атома кислорода гидроксильной группы и, таким образом, слабее поляризует связь О—Н.
Усиление окислительной способности:
В молекуле H2S04 сера тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Длины связей в молекуле H2S04 таковы, что связи S—О можно считать двойными, а связи S—ОН – одинарными. Бесцветные, похожие на лед кристаллы H2S04 имеют слоистую структуру: каждая молекула H2S04 соединена с четырьмя соседними молекулами прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас.
H2S04 и H2Se04 — сильные двухосновные кислоты. Они близки по структуре и свойствам. Их соли — сульфаты и селенаты — изоморфны и образуют квасцы состава МАl(Э04)3* 12Н20, где М — щелочной металл; Э = S, Se.
Ортотеллуровая кислота Н6Те06 — бесцветное гигроскопичное вещество, хорошо растворимое в воде. Ее структура отличается от структуры H2S04 и H2Se04 и построена из правильных октаэдров Те06, сохраняющихся и в растворах. Такое строение обусловливает отличие свойств Н6Те06 от свойств H2S04 и H2Se04. Отсутствие концевых атомов кислорода, которые могли бы оттягивать электронную плотность от атома Те и поляризовать связь Н—О, объясняет тот факт, что Н6Те06 слабее даже угольной кислоты.
Соединения серы: сероводород, сульфиды, сульфаны, полисульфиды, оксид серы(IV), сернистая кислота, сульфиты.
Кислоту H2S04 можно называть ортосерной кислотой, так как в ней содержится наибольшее число гидроксильных групп, связанных с одним атомом серы(VI). При дегидратации H2S04 или при насыщении водного раствора серной кислоты серным ангидридом:
H2S04 + S03 = H2S207
Пиросерная кислота — бесцветные прозрачные кристаллы (tпл= 35 °С), дымящие на воздухе. Ее соли — пиросульфаты — получают обезвоживанием кислых сульфатов.
Серная и селеновая кислота.
В молекуле H2S04 сера тетраэдрически окружена четырьмя атомами кислорода, два из которых входят в состав гидроксильных групп. Длины связей в молекуле H2S04 таковы, что связи S—О можно считать двойными, а связи S—ОН – одинарными. Бесцветные, похожие на лед кристаллы H2S04 имеют слоистую структуру: каждая молекула H2S04 соединена с четырьмя соседними молекулами прочными водородными связями, образуя единый пространственный каркас. При температуре 10,3°С H2S04 плавится с образованием тяжелой маслянистой жидкости, кипящей с разложением при 300 “С. Такая кислота дымит на воздухе. Структура жидкой H2S04 такая же, как твердой, только целостность пространственного каркаса нарушена, и его можно представить как совокупность микрокристалликов, постоянно меняющих свою форму.
Серная кислота обладает сильными окислительными свойствами только в концентрированном растворе и при нагревании:
2H2S04(конц.) + Си = CuS04 + S02 + 2Н20
Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях, процесс сопровождается образованием различных гидратов H2S04*nН20.
Теплота гидратации настолько велика (приблизительно 880 кДж/моль), что смесь может даже вскипеть, разбрызгаться и вызвать ожоги кожи и разрушение одежды. Поэтому необходимо добавлять кислоту к воде, а не наоборот, поскольку при добавлении Н20 в H2S04 более легкая вода окажется на поверхности кислоты, где и сосредоточится вся выделяющаяся теплота. В результате может произойти вскипание и разбрызгивание. Высокое сродство серной кислоты к воде позволяет использовать ее как водоотнимающее средство.
С серной кислотой реагируют многие простые вещества — металлы и неметаллы. На холоде H2S04 инертна по отношению к таким металлам, как железо, алюминий и даже барий. Продуктами ее восстановления в зависимости от условий проведения реакций (природы металла, температуры, концентрации) могут быть S02, H2S, S, политионаты.
Серная кислота образует два ряда солей: сульфаты и гидросульфаты. Гидросульфаты некоторых переходных и постпереходных металлов представляют собой комплексные кислоты. Термическая устойчивость сульфатов определяется природой катиона, а состав продуктов разложения зависит от температуры процесса.
Безводная H2Se04 — бесцветное неустойчивое кристаллическое вещество, построенное из слоев искаженных тетраэдров Se04 и плавящееся при 57 °С с разложением:
2H2Se04 = 2H2Se03 + 02
2. Соединения никеля(III), кобальта(III) и железа(III). Получение. Сравнение устойчивости и окислительно-восстановительных свойств.
Оксид Fe203. Оксид железа(III) встречается в природе в виде минерала
гематита со структурой корунда, представляющей собой плотнейшую гексагональную упаковку из ионов кислорода, в октаэдрических пустотах которой находятся ионы железа. Гематит образуется при дегидратации оксогидроксида железа(Ш), разложении железного купороса при температуре 700 — 800 “С.
Оксид железа(Ш), полученный при низкотемпературном обезвоживании гидроксида, растворим в кислотах с образованием растворов солей железа(Ш), при сплавлении реагирует с щелочами и карбонатами с образованием ферритов:
Fe203 + Na2C03 = 2NaFe02 + C02
Гидроксид железа(III) в водных растворах устойчив как к окислению, так и к восстановлению. Сильные окислители (бром, гипохлорит) способны перевести его в ферраты(V1).
В степени окисления +3 железо образует соли практически со всеми кислотами. Сульфат железа(III) кристаллизуется из водных растворов в виде различных гидратов, содержащих до десяти молекул воды. Подобно многим другим солям трехзарядных катионов сульфат железа(Ш) образует квасцы KFe(S04)2*12H20, кристаллизующиеся в форме красивых бледно-фиолетовых октаэдров. Нитрат железа(Ш) проще всего получать взаимодействием железа с 50%-й азотной кислотой. Соль кристаллизуется в виде бледно-лиловых кристаллов, представляющих собой нонагидрат. При слабом нагревании она плавится в своей кристаллизационной воде, а при температуре 125 °С расплав закипает с разложением.
Ион Fe3+ является слабым окислителем. Он вступает в реакции лишь с сильными восстановителями, такими как сероводород, соли олова(II), гидразин, гидроксиламин, иодид:
2FeCl3 + S02 + 2H20 = 2FeCl2 + H2S04 + 2HC1
Для железа(III), как и для изоэлектронного ему марганца(II), характерно образование высокоспиновых октаэдрических комплексов, обсуждавшихся ранее на примере акваиона.
Соединения Fe(III) – слабые окислители в кислой среде
Fe2(SO4)3+ H2S = 2FeSO4+ H2SO4+ S
Fe2(SO4)3+ SO2+ 2H2O = 2FeSO4+ 2H2SO4
2Fe2(SO4)3+ 2(NH3OH)HSO4= 4FeSO4+ N2O + 4H2SO4+H2O
Fe2(SO4)3+ 2KI = 2FeSO4+ K2SO4+ I2
3. Способы выражения концентраций растворов и их взаимный пересчет.
· Массовая доля растворённого вещества w – это безразмерная величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора m:
W = m(B) / m (р-ра)*100%
· Молярная концентрация C (молярность ) – показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре раствора.
· Нормальность раствора – обозначает число грамм-эквивалентов данного вещества в одном литре раствора или число миллиграмм-эквивалентов в одном миллилитре раствора.
Грамм – эквивалентом вещества называется количество граммов вещества, численно равное его эквиваленту.
· Моляльность – концентрация раствора, выраженная числом молей (грамм-молекул ) растворённого вещества, содержащегося в 1000 г растворителя.
b= n/1000г/рас-ля (моль/кг)
· Мольная доля – концентрация, выраженная отношением числа молей вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе.