Изучение свойств серы и её соединений Основные теоретические положения

Элемент сера входит в VI А группу Периодической системы. Валентный электронный уровень атома серы отвечает формуле 3s²3p⁴. Сера является типичным неметаллом. По электроотрицательности (ЭО = 2,6) она уступает только азоту, кислороду и фтору.

Для серы наиболее устойчивы четные степени окисления –2, +2, +4, +6, что объясняется участием в образовании химических связей четного число неспаренных электронов. Наиболее характерны для серы низшая (–2) и высшая (+6) степени окисления. Известны соединения серы почти со всеми элементами.

Сера – весьма распространенный элемент на Земле. При обычных условиях это твердое вещество, которое существует в нескольких формах. При температуре до 95,5 °С устойчива ромбическая сера лимонно-жёлтого цвета (α-форма), при температурах выше 95,5 °С ромбическая сера переходит в моноклинную серу более тёмного цвета (β‑форма). Та и другая модификации имеют геометрическую структуру восьмичленных гофрированных колец (S₈).

В воде сера практически нерастворима, некоторые её модификации растворяются 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 кипящей воде и значительно лучше в кипящих растворах щелочей сера диспропорционирует по реакции

3 + 6NaOH ↔ 2 + + 3H₂O.

Важнейшее соединение серы со степенью окисления (–2) – сероводород. Этот газ хорошо растворим в воде (в одном объеме воды растворяется три объёма сероводорода), имеет неприятный запах и очень ядовит. Раствор сероводорода в воде представляет собой слабую сероводородную кислоту:

H₂S ↔ H⁺ + HS^– ;

HS^¯ ↔ H⁺ + S^2– .

Сульфиды ряда металлов (FeS, MnS, ZnS) плохо растворимы в воде, а некоторые – и в минеральных кислотах (CuS, PbS, HgS, Ag₂S). Различная растворимость и окраска сульфидов используется в качественном анализе для разделения катионов и их обнаружения.

Сульфид-ион – сильный восстановитель. Редокс-потенциал сульфид-иона в щелочной среде составляет –0,48 В, а в кислой равен +0,14 В. Окислители превращают сульфиды в зависимости от условий в соединения серы со степенью окисления 0, +4, +6. Например

2H₂S + O₂ → 2SO₂ + 2H₂O ;

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O ;

H₂S + 4H₂O₂ → H₂SO₄ + 4H₂O .

Диоксид серы SO₂ является промежуточным продуктом при производстве серной кислоты. Сульфидные минералы подвергаются обжигу, при этом сульфидная сера превращается в газообразный диоксид серы

4Fe(S₂) + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂ .

В лаборатории SO₂ получают обработкой твердых сульфитов концентриро­ванной серной кислотой. Растворение диоксида серы в воде приводит к его гидратации и последующему протолизу полигидрата по реакции

SO₂ ∙ nH₂O + H₂O ↔ HSO₃^¯ + H₃O⁺ + (n-1)H₂O (pH < 7).

Взаимодействием диоксида серы со щелочами можно получить средние и кислые сульфиты, например, Na₂SO₃ и NaHSO₃. Сульфиты щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде, а сульфиты остальных металлов малорастворимы. Растворы солей средних сульфитов – щелочные, а растворы гидросульфитов – кислые.

Диоксид серы и сульфит-ион обладают ярко выраженными восстановительными свойствами

SO₂ + 2H₂O – 2е = SO + 4H⁺ ;

SO + 2OH^- – 2е = SO + H₂O .

Поэтому SO₂ окисляется свободным йодом, а сульфиты – кислородом воздуха. В результате твердые сульфиты и их растворы всегда содержат примесь сульфатов. Окислительные свойства серы проявляются в следующей реакции

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O.

Окисление SO₂ кислородом до SO₃ протекает лишь с участием катализатора. SO₃ используют для получения серной кислоты. Серная кислота в разбавленном растворе подвергается почти полному протолизу и поэтому считается сильной двухосновной кислотой:

H₂SO₄ + 2H₂O = SO + 2H₃O⁺ .

Растворы средних сульфатов щелочных металлов нейтральные (гидролиз отсутствует), а растворы гидросульфатов – кислые. Сулфат-ионы вследствие их симметричного строения в нейтральных и щелочных растворах не проявляют окислительных свойств. В концентрированной серной кислоте симметрия молекул H₂SO₄ заметно искажена, а кислота проявляет свойства сильного окислителя. Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. В зависимости от силы восстановителя в качестве продуктов реакции могут образовываться SO₂, S и H₂S.

Взаимодействие SO₃ с H₂SO₄ с образованием дисерной кислоты H₂S₂O₇ лежит в основе получения “олеума”. Избыточный SO₃ обеспечивает безводность олеума и тем самым позволяет проводить его транспортировку в металлических емкостях, поскольку безводная серная кислота пассивирует железо и алюминий.

При нагревании раствора Na₂SO₃ с порошкообразной серой образуется тиосульфат натрия

Na₂SO₃ + S ↔ Na₂SO₃S .

Свойства тиосульфатов обусловлены присутствием атомов серы в двух разных степенях окисления (+6 и –2). В присутствии сильных окислителей (например, хлорной воды) тиосульфат-ион окисляется до сульфат-иона по схеме

SO₃S^2¯ + 5H₂O – 8е = 2SO + 10Н⁺ .

Слабые окислители (например, йод) переводят ион SO₃S^2¯ в тетратионат-ион S₄O

SO₃S^2¯ - 2е = S₄O

Известны политионовые кислоты состава H₂S_nO₆ или HO₃S-(S_n-2)-SO₃H, содержащие цепочку из четырех или шести атомов серы. Эти кислоты малоустойчивы и являются сильными восстановителями, их соли – политионаты (например, K₂S₄O₆ – тетратионат калия) – довольно устойчивы.