Какие химические свойства характерны для серы

Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демеркуризация).
СЕРА    S
Cера в природе
Самородная сера
Сульфиды
PbS — свинцовый блеск
Cu2S – медный блеск
ZnS – цинковая обманка
FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото
H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)
Белки
Сульфаты
CaSO4 * 2H2O — гипс
MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)
Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит)
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С.
Одно из особенных физических свойств серы — флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая.
Ромбическая (a — сера) — S8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
Моноклинная (b — сера) — S8
темно-желтые иглы,            t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
Пластическая Sn
коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.

ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Строение атома серы
Размещение электронов по уровням и подуровням

Основное состояние
1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)
Степень
окисления
Валентность
-2
В основном состоянии
II
+4
Первое возбуждённое состояние
IV
+6
Второе возбуждённое состояние
VI
Получение серы
1.      Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2.      Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
3.      Реакция Вакенродера
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
Химические свойства серы

Сера — окислитель S0 + 2ē→ S-2

Сера — восстановитель: S — 4ē → S+4;

S — 6ē →S+6

1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания:

2Na + S → Na2S ОПЫТ

S + Hg = HgS

Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество.

Этот процесс называется демеркуризацией

2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°:

2Al + 3S t→ Al2S3

Zn + S t°→ ZnS ОПЫТ

Cu + S t→ CuS ОПЫТ

3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений:

H2 + S → H2S

2P + 3S→ P2S3

C + 2S → CS2

1. Взаимодействие серы c кислородом:

S + O2 t°→ S+4O2

2S + 3O2 t°;pt→ 2S+6O3

2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода):

S + Cl2 → S+2Cl2

**Взаимодействие серы с кислотами — окислителями:

S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

**Реакции диспропорционирования:

4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Тренажёр №1 — Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 — Химические свойства серы
Тренажёр №3 — Взаимодействие серы с металлами
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Применение серы и её соединений
Домашнее задание параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.
Дополнительные зхадания
Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

S + O2
S + Na
S + H2

№2. Осуществите превращения по схеме:
Это интересно…

Содержание серы в организме человека массой 70 кг — 140 г.
В сутки человеку необходимо 1 г серы.
Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.

Следите за своим здоровьем!
Знаете ли вы..

Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O — кровоостанавливающее средство при порезах.
Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

Источник

СЕРА S

Cера в природе

Самородная сера

Украина,
Поволжье, Центральная Азия и др

Сульфиды

PbS — свинцовый блеск

Cu2S – медный блеск

ZnS – цинковая обманка

FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото

H2S – сероводород (в минеральных источниках и
природном газе)

Белки

Волосы,
кожные покровы, ногти…

Сульфаты

CaSO4 x 2H2O — гипс

MgSO4 x 7H2O – горькая соль (английская)

Na2SO4 x 10H2O – глауберова соль (мирабилит)

Физические
свойства

Твердое
кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не
смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С

Аллотропия

Для серы характерны несколько аллотропных модификаций:

Какие химические свойства характерны для серы

Ромбическая

(a — сера) — S8

t°пл. = 113°C;

ρ = 2,07 г/см3.

Наиболее устойчивая
модификация.

Моноклинная

(b — сера) — S8

темно-желтые
иглы,

t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре
более 96°С; при обычных условиях
превращается в ромбическую.

Пластическая

коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании
превращается в ромбическую.

Какие химические свойства характерны для серы

ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ

Взаимопревращение аллотропных модификаций серы

Строение атома серы

Размещение
электронов по уровням и подуровням

	Основное состояние 1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по орбиталям (последний слой)	Степень окисления	Валентность
	+2, -2	В основном состоянии II
	+4	Первое возбуждённое состояние IV
	+6	Второе возбуждённое состояние VI

Получение серы

1.
Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.

2.
Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода).

2H2S + O2= 2S + 2H2O

3. Реакция Вакенродера

2H2S + SO2 = 3S + 2H2O

Химические свойства
серы

Сера —
окислитель

S0 + 2ē -> S-2

Сера — восстановитель

S — 2ē -> S+2; S — 4ē -> S+4; S — 6ē -> S+6

1) Сера реагирует со щелочными металлами
без нагревания:

2Na + S -> Na2S ОПЫТ

c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:

2Al + 3S –t°-> Al2S3

Zn + S –t°-> ZnS ОПЫТ

Cu + S –t°-> CuS ОПЫТ

2)
С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H2 + S -> H2S

2P + 3S -> P2S3

C + 2S -> CS2

1)
c кислородом:

S + O2
–t°-> S+4O2

2S + 3O2 –t°;pt-> 2S+6O3

2)
c галогенами (кроме йода):

S + Cl2-> S+2Cl2

3) c кислотами — окислителями:

S + 2H2SO4(конц) -> 3S+4O2 + 2H2O

S + 6HNO3(конц) -> H2S+6O4 + 6NO2
+ 2H2O

Реакции
диспропорционирования:

4) 3S0 + 6KOH -> K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Тренажёр
№1 — Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И.
Менделеева

Тренажёр №2 — Химические
свойства серы

Тренажёр
№3 — Взаимодействие серы с металлами

Применение

Вулканизация
каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями
сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных
заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.

Применение серы и её соединений

ЗАДАНИЯ

№1. Закончите уравнения реакций:
S + O2
S + Na
S + H2
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.

№2. Осуществите превращения по схеме:
H2S → S → Al2S3 → Al(OH)3

№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя):

Al + S = (при нагревании)

S + H2 = (150-200)

S + O2 = (при нагревании)

S + F2 = (при обычных условиях)

S + H2SO4(к) =

S + KOH =

S + HNO3 =

Это интересно…

Содержание
серы в организме человека массой 70 кг — 140 г.

В
сутки человеку необходимо 1 г серы.

Серой
богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.

Сера
входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в
волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и
костей, выпадение волос.

Следите
за своим здоровьем!

Знаете ли вы…

·
Соединения
серы могут служить лекарственными препаратами

·
Сера
– основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой.
Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется
для борьбы с нею

·
Многие
соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O.
Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и
протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства

·
Железный
купорос FeSO4×7H2O используют при анемии

·
BaSO4 применяют
при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника

·
Алюмокалиевые
квасцы KAI(SO4) 2×12H2O —
кровоостанавливающее средство при порезах

·
Минерал Na2SO4×10H2O носит
название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке
немецкого химика Глаубера И.Р. Глаубер во время своего
путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался
принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он
выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту
воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O.
Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато-
бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла

·
Тысячелистник
обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать
поглощение этого элемента с соседними растениями

·
Чеснок
выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает
раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.

Источник

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.

Сера

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Природные соединения

FeS2 — пирит, колчедан
ZnS — цинковая обманка
PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск
HgS — киноварь
CuFeS2 — халькопирит
Cu2S — халькозин
CuS — ковеллин
BaSO4 — барит, тяжелый шпат
CaSO4 — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Природные соединения серы

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.

H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)

SO2 + C = (t) S + CO2

Серу можно получить разложением пирита

FeS2 = (t) FeS + S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H2S + H2SO4 = S + H2O

Химические свойства

Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания —
только со фтором.

S + O2 = (t) SO2

S + F2 = SF6

S + Cl2 = (t) SCl2

S + C = (t) CS2

Горение серы в кислороде

Реакции с металлами

При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.

K + S = (t) K2S

Al + S = Al2S3

Fe + S = (t) FeS

Реакции с кислотами

При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.

S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O

S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O

Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O

Реакция серы и щелочи

Сероводород — H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).

Сероводород

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑

FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑

Сульфид железа и соляная кислота

Химические свойства

Кислотные свойства

Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
от соотношения основания и кислоты).

MgO + H2S = (t) MgS + H2O

KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)

2KOH + H2S = K2S + 2H2O

Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Ca + H2S = (t) CaS + H2

Восстановительные свойства

Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.

H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)

H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)

H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl

Горение сероводорода

Качественная реакция

Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.

H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3

Оксид серы — SO2

Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).

Сернистый газ

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2

В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.

K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

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

Кислотные свойства

С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.

K2O + SO2 = K2SO3

NaOH + SO2 = NaHSO3

2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

Сульфит натрия

Восстановительные свойства

Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.

Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4

SO2 + O2 = (t, кат. — Pt) SO3

Как окислитель

В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).

CO + SO2 = CO2 + S

H2S + SO2 = S + H2O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO2 + H2O ⇄ H2SO3

Химические свойства

Диссоциация

Диссоциирует в водном растворе ступенчато.

H2SO3 = H+ + HSO3-

HSO3- = H+ + SO32-

Кислотные свойства

В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.

CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O

H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота — основание, 1:2)

H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)

Окислительные свойства

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O

Восстановительные свойства

Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.

H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr

Получение бромоводорода

Оксид серы VI — SO3

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия — Pr, V2O5).

SO2 + O2 = (кат) SO3

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3

Химические свойства

Кислотные свойства

Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и
гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.

SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)

SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)

SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

Сульфат кальция

SO3 + Li2O = Li2SO4

SO3 + H2O = H2SO4

Окислительные свойства

SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

SO3 + P = SO2 + P2O5

SO3 + H2S = SO2 + H2O

SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4

Выделение йода

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник