22.Сірка в природі.Алотропні модифікації сірки.Хімічні властивості.Сполуки сульфура:оксиди,сірководень,кислоти,їх властивості,застосування.

Поширення в природі:Сірка — досить поширений елемент, на неї припадає близько 0,1 % маси земної кори. В природі вона зустрічається як у вільному стані — так звана самородна сірка, але значно частіше сірка зустрічається в зв'язаному вигляді, тобто у вигляді різних сполук. Найважливіші з них — залізний колчедан, або пірит FeS2, цинкова обманка ZnS, свинцевий блиск PbS, мідний блиск Cu2S, гіпс CaSO4 · 2H2O, мірабіліт Na2SO4 · 10H2O тощо. В невеликих кількостях сірка міститься в кам'яному вугіллі і нафті, а також в усіх рослинних і тваринних організмах, оскільки вона входить до складу білків. В сірки 2 аллотропниє модіфікациі:крісталлічеськая і пластична сірка.Кристалічна тверда для сірки речовина жовтого кольору, крихка, легкоплавка, нерастворіма у воді.Пластична сірка темного кольору і здатна розтягуватися як гума, її можна отримати якщо нагрівати сірку до кипіння і вилити в холодну воду. Сірка належить до головної підгрупи шостої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер її 16. Маючи в зовнішньому шарі шість електронів: (+ 16), 2,8,6 — атоми сірки проявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів Інших елементів два недостаючі їм електрони, перетворюються в негативно двовалентні іони: S0 + 2е = S2-. Але сірка — менш активний окисник, ніж кисень, оскільки її валентні електрони віддаленіші від ядра атома і слабіше з ним зв'язані, ніж валентні електрони атомів кисню. На відміну від кисню сірка може проявляти властивості і відновника: S0 — 6e = S6+ або S0 — 4e = S4+. Відновні властивості сірки виявляються при взаємодії її з сильнішим від неї окисником, тобто з речовинами, атоми яких мають більшу силу до прилучення електронів.

Сірка може безпосередньо реагувати майже з усіма металами (за винятком благородних), але переважно при нагріванні. Так, якщо суміш порошків сірки й заліза нагріти хоч в одному місці, щоб почалася реакція, то далі уся суміш сама собою розжариться (за рахунок теплоти реакції) і перетвориться в чорну крихку речовину — моносульфід заліза:

Fe + S = FeS

Суміш порошків сірки й цинку при підпаленні реагує дуже бурхливо, із спалахом. Внаслідок реакції утворюється сульфід цинку:

Zn + S = ZnS

Із ртуттю сірка реагує навіть при звичайній температурі. Так, при розтиранні ртуті з порошком сірки виникає чорна речовина — сульфід ртуті:

Hg + S = HgS

При високій температурі сірка реагує також з воднем з утворенням сірководню:

H2 + S = H2S

При взаємодії з металами і воднем сірка відіграє роль окисника, а сама відновлюється до іонів S2- Тому в усіх сульфідах сірка негативно двовалентна. Сірка порівняно легко реагує і з киснем. Так, підпалена сірка горить на повітрі з утворенням діоксиду сірки SO2 (сульфітного ангідриду) і в дуже незначній кількості триоксиду сірки SO3 (сульфатного ангідриду).

S + O2 = SO2

2S + 3O2 = 2SO3

При цьому окисником є кисень, а сірка — відновником. У першій реакції атом сірки втрачає чотири, а в другій — шість валентних електронів, внаслідок чого сірка в сполуці SO2 позитивно чотиривалентна, а в SO3 — позитивно шестивалентна. полуки Сульфуру з металами. Сірка досить легко взаємодіє з металами, утворюючи сульфіди. За розчинністю сульфіди поділяють на три групи:

1) розчинні у воді Na2S, K2S, (NH4)2S;

2) нерозчинні у воді, але розчинні в розведених кислотах–неокисниках: MnS, FeS, ZnS;

3) нерозчинні у воді і в сильних кислотах–неокисниках, лише можуть розчинятись в HNO3 при нагріванні або царській горілці: CuS, HgS.

Деякі сульфіди мають яскраве забарвлення:

CuS, Ag2S, NiS, CoS – чорний колір;

HgS – червоний або чорний;

CdS, SnS2, As2S3 – жовтий;

MnS – світлорожевий;

ZnS – білий.

На різній розчинності та забарвленості ґрунтується використання сульфідів у аналітичній хімії. Сполуки Сульфуру з Гідрогеном. Сульфур з Гідрогеном утворює декілька сполук, найголовнішою з яких є гідроген сульфід (сірководень) H2S. У природі сірководень трапляється у складі вулканічних газів, а також входить у води деяких мінеральних джерел (Трускавець, П’ятигорськ). Сірководень утворюється при гнитті білкових речовин, а також при відновленні природних сульфатів анаеробними бактеріями. Таким чином він утворюється в глибоких шарах Чорного моря, де життя існує тільки до 200 метрів, а нижче – повне засилля H2S і відсутність розчинного кисню.

За звичайних умов сірководень - безбарвний газ із різким запахом тухлих яєць, добре розчиняється у воді. Водний розчин сірководню називається сірководневою кислотою і проявляє властивості двохосновної кислоти. Сірководнева кислота слабка, дисоціює за двома стадіями:

H2S ↔H+ + HS− ; .

HS− ↔ H+ + S2−; .

Як двоосновна, вона утворює середні солі – сульфіди K2S, CuS, CaS, ZnS, кислі солі – гідросульфіди KHS, NaHS. Гідросульфіди відомі лише для лужних та лужноземельних металів та існують вони у розчинах.

Розчинні у воді сульфіди лужних та лужноземельних металів гідролізують. Водні розчини мають лужну реакцію (рН>7):

K2S + HOH

↔ KHS + KOH.

S2- + H2O ↔ HS− + OH−.

Сульфіди багатовалентних металів повністю гідролізують у воді:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑.

Сірководнева кислота та її солі, в яких ступінь окиснення Сульфуру −2, виявляє сильно відновні властивості і в залежності від умов реакції може віддавати 2, 6, 8 електронів, набуваючи позитивні ступені окиснення:

S2− − 2e−→ S0;

S2− − 6e−→ S+4;

S2− − 8e−→ S+6.

Так, якщо в підкислений розчин KMnO4 додати розчин сульфіду, то малинове забарвлення швидко зникає, а розчин стає каламутним, бо утворюється сірка:

2KMnO4 + 5 Na2S + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O,

S-2 − 2е- → S0 - відновник,

Mn+7 + 5e- → Mn+2 - окисник.

H2S – горючий газ, у разі надлишку повітря він згоряє до оксиду сульфуру (IV), у разі недостачі утворюється вільна сірка:

2H2S + O2 ↔ 2S + 2H2O.

Надлишок кисню:

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O,

S-2 − 6е- → S+4 - відновник,

O20 + 2∙2e- → 2O-2 - окисник.