- •Таврический национальный университет
- •Лекция № 1. Водород
- •Соединения водорода
- •Литература: [1] с. 330 - 338, [2] с. 411 - 415, [3] с. 262 - 270 Лекция № 2. Элементы VII-a-подгрупы (галогены)
- •Cоединения галогенов
- •Лекция № 3. Элементы via-подгруппы
- •3.1. Кислород
- •Соединения кислорода
- •2Hso4- - 2e- h2s2o8
- •Соединения серы
- •3.3. Подгруппа селена
- •Соединения селена и теллура
- •Литература: [1] с. 359 - 383, [2] с. 425 - 435, [3] с. 297 - 328 Лекция № 4. Элементы va-подгруппы
- •Соединения азота
- •4.2. Фосфор
- •Соединения фосфора
- •4.3. Элементы подгруппы мышьяка
- •Соединения мышьяка, сурьмы и висмута
- •Литература: [1] с. 383 - 417, [2] с. 435 - 453, [3] с. 328 - 371 Лекция № 5. Элементы iva-подгруппы
- •5.1. Углерод
- •Соединения углерода
- •5.2. Кремний
- •Соединения кремния
- •5.3. Германий, олово, свинец
- •Соединения германия
- •Соединения олова
- •Соединения свинца
- •Литература: [1] с. 417 - 435, 491 - 513, [2] с. 453 - 472, [3] с. 371 - 409 Лекция № 6. Элементы iiia-подгруппы
- •Соединения бора
- •6.2. Алюминий
- •Соединения алюминия
- •6.3. Подгруппа галлия
- •Соединения элементов подгруппы галлия
- •Литература: [1] с. 608 - 619, [2] с. 472 - 481, [3] с. 412 - 446 Лекция № 7. Элементы iia-подгруппы
- •7.1. Бериллий
- •Соединения бериллия
- •7.2. Магний
- •Соединения магния
- •7.3. Щелочноземельные металлы
- •Соединения щелочноземельных металлов
- •Литература: [1] с. 587 - 599, [2] с. 481 - 486, [3] с. 447 - 460
- •7.4. Элементы ia-подгруппы (щелочные металлы)
- •Соединения щелочных металлов
- •Литература: [1] с. 543 - 551, [2] с. 486 - 489, [3] с. 461 - 470 Лекция № 8. Общая характеристика d-элементов. Элементы iiiв - vb подгрупп (подгруппы скандия,титана и ванадия)
- •8.1. Общая характеристика d-элементов
- •8.2. Элементы iiiв подгруппы (подгруппа скандия)
- •Соединения элементов подгруппы скандия
- •8.3. Элементы ivв подгруппы (подгруппа титана)
- •Соединения титана, циркония и гафния
- •8.4. Элементы vв подгруппы (подгруппа ванадия)
- •Соединения ванадия, ниобия и тантала
- •Литература: [1] с. 619 - 633, [2] с. 489 - 523, [3] с. 478 - 481, 499 - 520 Лекция № 9. Элементы viв- и viiв-подгрупп
- •9.1 Элементы viв-подгруппы (подгруппа хрома)
- •Соединения хрома, молибдена и вольфрама
- •9.2. Элементы viiв-подгруппы (подгруппа марганца)
- •Соединения маргнаца, технеция и рения
- •Литература: [1] с. 633 - 645, [2] с. 523 - 539, [3] с. 521 - 548 Лекция № 10. Элементы viiib-подгруппы
- •10.1. Элементы триады железа
- •Соединения железа
- •Соединения кобальта
- •Соединения никеля
- •Литература: [1] с. 650 - 679, [2] с. 540 - 550, [3] с. 548 - 584
- •10.2. Платиновые металлы
- •Соединения рутения и осмия
- •Соединения родия и иридия
- •Соединения палладия и платины
- •Лекция № 11. Элементы ib- и iib-подгрупп
- •11.1 Элементы ib-подгруппы (подгруппы меди)
- •Соединения меди
- •Соединения серебра
- •Соединения золота
- •11.2. Элементы iib-подгруппы (подгруппа цинка)
- •Соединения цинка и кадмия
- •Соединения ртути
- •Литература: [1] с. 551 - 563, 599 - 608, [2] с. 550 - 554, [3] с. 585 - 602 Лекция № 12. Химия f-элементов
- •12.1. Лантаниды
- •Соединения лантанидов
- •12.2. Актиниды
- •Соединения актинидов
- •Лекция № 13. Инертные газы
- •13.1. Гелий. Неон. Аргон
- •13.2. Элементы подгруппы криптона
- •Соединения криптона, ксенона и радона
- •Список рекомендуемой литературы
- •Оглавление
Соединения серы
Соединения со степенью окисления –2. Наиболее важными соединениями серы в степени окисления -2 являются сероводород и сульфиды. Сероводород - H2S - бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка, токсичен. Молекула сероводорода имеет угловую форму, валентный угол равен 92º. Образуется при непосредственном взаимодействии водорода с парами серы. В лаборатории сероводород получают действием сильных кислот на сульфиды металлов:
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S
Сероводород сильный восстановитель, окисляется даже оксидом серы(IV).
2H2S-2 + S+4O2 = 3S0 + 2H2O
В зависимости от условий продуктами окисления сульфидов могут быть S, SO2 или Н2SO4:
2KMnO4 + 5H2S-2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O;
H2S-2 + 4Br2 + 4H2O = H2S+4O4 + 8HBr
На воздухе и в атмосфере кислорода сероводород горит, образуя серу или SO2 в зависимости от условий.
В воде сероводород мало растворим (2,5 объема H2S на 1 объем воды) и ведет себя как слабая двухосновная кислота.
H2S H+ + HS-; К1 = 110-7
HS- H+ + S2-; К2 = 2,510-13
Как двухосновная кислота сероводород образует два ряда солей: гидросульфиды (кислые соли) и сульфиды (средние соли). Например, NaНS - гидросульфид и Na2S - сульфид натрия.
Сульфиды большинства металлов в воде малорастворимы, окрашены в характерные цвета и отличаются по растворимости в кислотах: ZnS - белый, CdS - желто-оранжевый, MnS - телесного цвета, HgS, CuS, PbS, FeS - черные, SnS - бурый, SnS2 - желтый. В воде хорошо растворимы сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония. Растворимые сульфиды сильно гидролизованы.
Na2S + H2О NaHS + NaOH
Сульфиды, как и оксиды, бывают основными, кислотными и амфотерными. Основные свойства проявляют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, кислотные свойства – сульфиды неметаллов. Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях гидролиза и при взаимодействии сульфидов разной природы между собой. Основные сульфиды при гидролизе образуют щелочную среду, кислотные гидролизуются необратимо с образованием соответствующих кислот:
SiS2 + 3H2О = H2SiO3 + 2H2S
Амфотерные сульфиды в воде нерастворимы, некоторые из них, например, сульфиды алюминия, железа(III), хрома(III), полностью гидролизуются:
Аl2S3 + 3H2О = 2Al(OH)3 + 3H2S
При взаимодействии основных и кислотных сульфидов образуются тиосоли. Отвечающие им тиокислоты обычно неустойчивы, их разложение аналогично разложению кислородсодержащих кислот.
СS2 + Na2S = Na2CS3; Na2CS3 + H2SO4 = H2CS3 + Na2SO4;
тиокарбонат натрия тиоугольная кислота
H2CS3 = H2S + CS2
Персульфидные соединения. Тенденция серы образовывать гомоцепи реализуется в персульфидах (полисульфидах), которые образуются при нагревании растворов сульфидов с серой:
Na2S + (n-1)S = Na2Sn
Персульфиды встречаются в природе, например, широко распространенный минерал пирит FeS2 представляет собой персульфид железа(II). При действии на растворы полисульфидов минеральных кислот выделены полисульфаны - нестойкие маслоподобные вещества состава H2Sn , где n изменяется от 2 до 23.
Персульфиды подобно пероксидам проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства, а также легко диспропорционируют.
Na2S2 + SnS = SnS2 + Na2S; 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2;
Na2S2-1 = S0 + Na2S-2
Соединения со степенью окисления +4. Наибольшее значение имеет оксид серы(IV) - бесцветный газ с резким неприятным запахом горящей серы. Молекула SO2 имеет угловое строение (угол OSO равен 119,5 ):
В промышленности SO2 получают обжигом пирита или сжиганием серы. Лабораторный метод получения диоксида серы - действие сильных минеральных кислот на сульфиты.
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O
Оксид серы(IV) является энергичным восстановителем
S+4O2 + Cl2 = S+6O2Cl2,
но, взаимодействуя с сильными восстановителями, может выступать в роли окислителя:
2H2S + S+4O2 = 3S0 + 2H2O
Диоксид серы хорошо растворим в воде (40 объемов на 1 объем воды). В водном растворе гидратированные молекулы SO2 частично диссоциируют с образованием катиона водорода:
SO2H2O H+ + HSO3- 2H+ + SO32-
По этой причине водный раствор диоксида серы часто рассматривают как раствор сернистой кислоты - H2SO3, хотя реально это соединение, по-видимому, не существует. Тем не менее, соли сернистой кислоты устойчивы и могут быть выделены в индивидуальном виде:
SO2 + NaOH = NaHSO3; SO2 + 2NaOH = Na2SO3
гидросульфит натрия сульфит натрия
Сульфит-анион имеет структуру тригональной пирамиды с атомом серы в вершине. Неподеленная пара атома серы пространственно направлена, поэтому анион – активный донор электронной пары, легко переходит в тетраэдрический HSO3- и существует в виде двух таутомерных форм:
Сульфиты щелочных металлов хорошо растворимы в воде, в значительной мере гидролизованы:
SO32- + H2О HSO3- + ОН-
Сильные восстановители, при хранении их растворов постепенно окисляются кислородом воздуха, при нагревании диспропорционируют:
t
2Na2S+4O3 + О2 = 2Na2S+6O4; 4Na2S+4O3 = Na2S-2 + 3Na2S+6O4
Степень окисления +4 проявляется в галогенидах и оксогалогенидах:
SF4 SOF2 SOCl2 SOBr2
фторид серы(IV) оксофторид серы(IV) оксохлорид серы(IV) оксобромид серы(IV)
Во всех приведенных молекулах на атоме серы локализована неподеленная электронная пара, SF4 имеет форму искаженного тетраэдра (бисфеноид), SOHal2 – тригональной пирамиды.
Фторид серы(IV) - бесцветный газ. Оксохлорид серы(IV) (хлористый тионил, тионилхлорид) - бесцветная жидкость с резким запахом. Эти вещества широко применяются в органическом синтезе для получения фтор- и хлорорганических соединений.
Соединения данного типа имеют кислотный характер о чем свидетельствует их отношение к воде:
SF4 + 3H2О = H2SO3 + 4HF; SOCl2 + 2H2О = H2SO3 + 2HCl.
Соединения со степенью окисления +6:
SF6 SO2Cl2 SO3 H2SO4 [SO4]2-
фторид серы(VI) диоксодихлорид серы(VI) оксид серы(VI) серная кислота сульфат-анион
Гксафторид серы - бесцветный инертный газ, применяется в качестве газообразного диэлектрика. Молекула SF6 высокосимметрична, имеет геометрию октаэдра. SO2Cl2 (хлористый сульфурил, сульфурилхлорид) - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе вследствие гидролиза, применяется в органическом синтезе как хлорирующий реагент:
SO2Cl2 + 2H2О = H2SO4 + 2HCl
Оксид серы(VI) - бесцветная жидкость (т.кип. 44,8 С, т.пл. 16,8 С). В газообразном состоянии SO3 имеет мономерное строение, в жидком - преимущественно существует в виде циклических тримерных молекул, в твердом состоянии - полимер.
В промышленности триоксид серы получают каталитическим окислением ее диоксида:
t
2SO2 + O2 2SO3
V2O5
В лаборатории SO3 можно получить перегонкой олеума - раствора триоксида серы в серной кислоте.
SO3 - типичный кислотный оксид, энергично присоединяющий воду и другие протонсодержащие реагенты:
SO3 + H2O = H2SO4; SO3 + HF = HOSO2F
фторсерная (фторсульфоновая)
кислота
Серная кислота - H2SO4 - бесцветная маслянистая жидкость, т.пл. 10,4 С, т.кип. 340 С (с разложением). Неограниченно растворима в воде, сильная двухосновная кислота. Концентрированная серная кислота - энергичный окислитель, особенно при нагревании. Она окисляет неметаллы и металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов правее водорода:
t t
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O; Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Взаимодействуя с более активными металлами, серная кислота может восстанавливаться до серы или сероводорода, например,
4Zn + 5H2SO4 (конц.) = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
Холодная концентрированная серная кислота пассивирует многие металлы (железо, свинец, алюминий, хром) за счет образования на их поверхности плотной оксидной или солевой пленки.
Серная кислота образует два ряда солей: содержащие сульфат-анион - SO42- (средние соли) и содержащие гидросульфат-анион - HSO4- (кислые соли). Сульфаты в основном хорошо растворимы в воде, плохорастворимы BaSO4, SrSO4, PbSO4, Cu2SO4. Образование белого мелкокристаллического осадка сульфата бария при действии на раствор хлорида бария является качественной реакцией на сульфат-анион. Эта реакция применяется и для количественного определения серы.
Ва2+ + SO42- = ВаSO4
Важнейшими солями серной кислоты являются: Na2SO410H2O - мирабилит, глауберова соль - применяется при производстве соды и стекла; MgSO47H2O - горькая английская соль - применяется в медицине как слабительное, для отделки тканей, при дублении кожи; CaSO42H2O - гипс - применяется в медицине и строительстве; CaSO41/2H2O - алебастр - применяется как строительный материал; CuSO45H2O - медный купорос - используется в сельском хозяйстве для защиты растений от грибковых заболеваний; FeSO47H2O - железный купорос - применяется в сельском хозяйстве в качестве микроудобрения и при очистке воды в качестве коагулятора; K2SO4Al2(SO4)324H2O - алюмокалиевые квасцы - применяются для дубления кож.
Синтез серной кислоты в промышленности осуществляется контактным методом, первой стадией которого является обжиг пирита:
t
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Далее оксид серы(IV) окисляют при 450 С кислородом до оксида серы(VI) в контактном аппарате на катализаторе (V2O5):
t
2SO2 + O2 = 2SO3
При растворении SO3 в концентрированной серной кислоте образуется целая серия полисерных кислот. Смесь H2SO4, H2S2O7, H2S3O10, H2S4O13 – густая маслянистая, дымящая на воздухе жидкость – олеум. При разбавлении олеума водой связи S-O-S разрываются и полисерные кислоты превращаются в серную кислоту необходимой концентрации.
Пиросерная (двусерная) кислота - H2S2O7:
Бесцветные легкоплавкие кристаллы, выделяющиеся из олеума.
SO3 + H2SO4 = H2S2O7
Соли пиросерной кислоты - пиросульфаты (дисульфаты) - получают термическим разложением гидросульфатов:
t
KHSO4 = K2S2O7 + H2O
Тиосерная кислота - H2S2O3 – существует в двух таутомерных формах:
В водных растворах неустойчива и распадается с выделением серы и SO2:
H2S2O3 = S + SO2 + H2O
Соли тиосерной кислоты - тиосульфаты - устойчивы и могут быть получены кипячением серы с водными растворами сульфитов:
Na2SO3 + S = Na2S2O3
Свойства тиосульфатов определяется присутствием атомов серы в двух разных степенях окисления –2 и +6. Так наличие серы в степени окисления –2 обусловливает восстановительные свойства:
Na2SO3S-2 + Cl2 + H2O = Na2S+6O4 + S0 + 2HCl
Тиосульфат натрия широко применяется в фотоделе как закрепитель и в аналитической химии для количественного определения иода и веществ, выделяющих иод (иодометрический анализ).
Политионовые кислоты. Тетраэдрические структурные звенья в полисерных кислотах могут объединяться через атомы серы, при этом получаются соединения общей формулы H2SxO6, в которой x = 2 – 6.
Политионовые кислоты неустойчивы, но образуют устойчивые соли - политионаты. Например. тетратионат натрия образуется при действии иода на водный раствор тиосульфата натрия:
Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Пероксосерные (надсерные) кислоты. Роль мостика, объединяющего структурные единицы полисерных кислот, может играть пероксидная группировка. Эта же группа входит в состав мононадсерной кислоты:
H2SO5 - мононадсерная кислота H2S2O8 - пероксодисерная кислота
(кислота Каро)
Пероксосерные кислоты гидролизуются с образованием перекиси водорода:
H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2; H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2.
Пероксодисерная кислота получается при электролизе водного раствора серной кислоты:
2HSO4- - 2e- = H2S2O8
Образует соли - персульфаты. Персульфат аммония - (NH4)2S2O8 - применяется в лабораторных условиях как окислитель.