- •Лекция 1 Химия р-элементов.
- •Элементы главной подгруппы VII группы
- •Химические свойства
- •Лекция 2 Элементы VI группы главной подгруппы
- •Кислород и его соединения
- •Распространение в природе
- •Получение
- •Физические свойства серы
- •Химические свойства
- •Соединения серы
- •Сульфид-ион характеризуется сильными восстановительными свойствам
- •Лекция 3 Элементы V группы главной подгруппы
- •Получение аммиака
- •Соединения азота в степени окисления -I
- •Кроме того, они склонны к реакциям диспропорционирования:
- •Лекция 4 фосфор
- •Соединения фосфора Степень окисления -3
- •Лекция 5
- •Элементы уii группы побочной подгруппы
- •Лекция 7 элементы у1 группы побочной подгруппы
- •Лекция 8
- •Гидроксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах. Так и в щелочах
- •Элементы I группы
- •350072, Краснодар, Московская 2а,
- •350058, Краснодар, Старокубанская 88/4, Типография КубГту
Распространение в природе
Сера, единственный известный с древности неметалл, встречающийся в природе в самородном состоянии (на территории России, Японии, США, Сицилии и т.д.). К важнейшим природным соединениям серы относятся сульфаты: Na2SO4 10H 2О - мирабилит, СаSO4 2Н 2O - гипс, ВаSО 4- барит; сульфиды: РbS - галенит, ZnS - цинковая обманка и другие. Велико биологическое значение серы: она входит в состав белков растений и животных.
Получение
В промышленных условиях серу получают из залежей самородной серы, из сероводорода и оксида серы (IV) (отходов коксохимического производства) и сульфидов. Полученную серу очищают перегонкой. Порошкообразную серу, образующуюся при быстром охлаждении пара, называют серным цветом. Серу высокой частоты получают перекристаллизацией из сероуглерода.
Физические свойства серы
Чистая сера − хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета, хорошо растворяется в органических растворителях, особенно в сероуглероде, в воде практически не растворима. Сера существует в нескольких аллотропных модификациях: желтая ромбическая (или - октаэдрическая) устойчива при обычной температуре, моноклинная - устойчива в температурном интервале 95,5 - 119,3 °С. Эти две модификации состоят из молекул S8, которые имеют цик-лическое строение. Если расплавленную и нагретую почти до кипения серу быстро охладить получается коричневая резиноподобная, липкая и тягучая масса пластическая сера. При обычных условиях пластическая сера малоустойчива и состоит из нерегулярно расположенных зигзагообразных цепочек S(где достигает нескольких тысяч).
Химические свойства
При низких температурах серу характеризует низкая реакционноспо-собность, при высоких температурах сера непосредственно взаимодействует со всеми элементами, за исключением азота, золота и платины. Все реакции с ее участием можно разделить на 3 группы:
I) реакции окисления:
а) с простыми веществами:
S +O2 SO2
б) со сложными веществами:
S+2HNO3конц =H2SO4+2NO
2) реакции восстановления:
H2+SH2S
3) реакции дспропорционирования:
3S 0+6KOH2K2S-2 +K2SO3+3H2O
Соединения серы
Степень окисления –2
С водородом сера образует ряд соединений общей формулы H 2Sn, которые называют сероводородами или сульфанами. Простейший из наиболее важных представителей сульфанов H2S сероводород. Его обычно получают при прямом синтезе из серы и водорода при повышенной температуре
S+H2 H2S.
В лабораторных условиях при действии кислот на сульфиды металлов :
FeS+2HCl=FeCl2+H2S.
Достаточно чистый сероводород можно получить реакцией гидролиза сульфида алюминия :
Al2S3+6H2O=2Al(OH) 3+3H2S.
Сероводород – это бесцветный газ, с неприятным запахом «тухлых яиц», очень ядовит, температура кипения 60 0С, температура плавления – 86 0С. Молекула Н2S имеет угловую форму, угол связи равен 920.
Н2S обладает восстановительными свойствами. На воздухе горит:
2H2S+3O02=2SO2+2H2O
При ограниченном доступе воздуха реакция протекает по уравнению:
2H2S+O2=2S0+2H2O
В присутствии сильных окислителей H2S окисляется, в зависимости от условий реакции, до свободной серы или до сульфат-иона :
-2 +6 +3
3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4=3S0+K2SO4+Cr2(SO4)3+7H2O
3 H2S-2e=S+2H+
1 Cr2O72-+6e+14H+=2Cr3++7H2O
3H2S+Cr2O7 2-+8H+=3S+2Cr3++7H2O
-2 -1 +6
3H2S+4HCl+5O34HCl+3H2SO4.
В воде сероводород довольно хорошо растворим (3 об.ч. на I об.ч.H2O при 20 °С), при этом образуется слабая двухосновная киcлота :
H2SH++HS- (Kg =1 10-7)
HS-H++S2- (Kg =10-14)
Кислые соли, содержащие ион НS- называются гидросульфидами, средние соли сероводородной кислоты называют сульфидами, большинство сульфидов малорастворимы в воде (кроме сульфидов щелочных металлов и аммония) и ярко окрашены, например, CuS, NiS, РbS-черного цвета, CdS-желтого цвета, MnS - телесного, ZnS- белого цвета. Это свойство сульфидов широко используется в аналитической химии. Получают сульфиды реакциями обмена в растворе:
MnCl2+Na2S=MnS+2NaCl
NiCl2+H2S=NiS+2HCl.
Сульфиды, как и оксиды можно разделить на кислотные , основные и амфотерные. Изменение характера сульфидов можно проследить по изменению реакции среды при гидролизе :
Na2S+H2O NaHS+NaOH рН7
Cr2S3+6H2O=2Cr(OH)3+3H2S.
Р2S5+8HOH 5H2S+2H3РO4 рН7.
При взаимодействии основных и кислотных сульфидов приводят к образованию тиосолей :
Al2S3+3Na2S=2Na3 AlS4.