- •Іі. Відновлювальні властивості сірка виявляє в реакціях з сильними окисниками:
- •Гідроген сульфід
- •Добування:
- •Хімічні властивості
- •Оксиди сірки
- •Сульфур (VI) оксид
- •Добування
- •Хімічні властивості
- •Сульфатна кислота (h2so4)
- •Добування сульфатної кислоти
- •Хімічні властивості
- •Карбон (II) оксид - co
- •Карбон (IV) оксид - сo2 (вуглекислий газ)
- •Способи збирання
- •Хімічні властивості
- •Карбонатна кислота та її солі (h2co3)
- •Кремній
- •Хімічні властивості
- •Силан SiH4
- •Хімічні властивості. Виявляє відновні властивості
- •Силіцій (IV) оксид (SiO2)n
- •Силікатні кислоти
- •Силікатна промисловість Скло
- •Кераміка
СІРКА (S)
Поширення в природі. В природі сірка зустрічається 1) в самородному вигляді: Сицилія, ЗахіднаУкраїна 2) у вигляді мінералів: FeS2 - залізний колчедан (пірит), ZnS цинкова обманка, PbS свинцевий блиск, CuS2 - мідний блиск, HgS –кіновар; 3) у вигляді сульфатів мінерали - CaSO4·2H2O - гіпс, Na2SO4·10H2O мірабіліт, MgSO4·7H2O – англійська гірка сіль 4) у складі живих організмів - білки
Будова атома. Розміщення електронів по рівням та підрівням подано на схемі:
|
1s22p22p63s23p4 |
|
|
Ступінь окиснення |
Валентність |
|
+2, -2 |
II |
|
+4 |
IV |
|
+6 |
VI |
Сірка може мати наступні ступені окиснення:
S-2 S0 S+4 S+6
H2S (Na2S) S SO2 (H2SO3) SO3 (H2SO4)
Фізичні властивості. Тверда кристалічна речовина жовтого кольору, нерозчинна у воді, водою не змочується (плаває на поверхні), tкип = 445ºС
Алотропні модифікації.
1) ромбічна (-сірка) - S8. Найбільш стійка модифікація.
tпл. = 113C; = 2,07 г/см3
2) моноклінна (-сірка) - темно-жовті голки. Стійка при температурі більше 96С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну. tпл. = 119C; = 1,96 г/см3
3) пластическая – коричнева резиноподібна (аморфна) маса. Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну.
Добування
1. Промисловий метод - виплавлення з руди за допомогою водяної пари.
2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню): 2H2S + O2 2S + 2H2O
3. Реакція Вакенродера: 2H2S + SO2 3S + 2H2O
Хімічні властивості
І. Окисні властивості сірки (S0 + 2ē S-2)
1) Сірка реагує з лужними металами без нагрівання: 2Na + S Na2S
З іншими металами (крім Au, Pt) - при підвищенній t:
2Al + 3S Al2S3
Zn + S ZnS
2) З деякими неметалами сірка утворює бінарні сполуки: H2 + S H2S, 2P + 3S P2S3,
C + 2S CS2
Іі. Відновлювальні властивості сірка виявляє в реакціях з сильними окисниками:
(S - 2ē S+2; S - 4ē S+4; S - 6ē S+6)
3) з киснем: S + O2 –t S+4O2, 2S + 3O2 –t;Pt 2S+6O3
4) з галогенами (крім йоду): S + Cl2 S+2Cl2
5) з кислотами - окисниками: S + 2H2SO4(конц) 3S+4O2 + 2H2O
S + 6HNO3(конц) H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
ІІІ. Реакції диспропорціонування:
3S0 + 6KOH K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O
S0 + Na2S+4O3 Na2S2O3 тіосульфат натрія
Застосування: вулканізація каучуку, отримання ебоніту, виробництво сірників, пороху, в боротьбі з шкідниками сільського господарства, для медичних цілей (сірчані мазі для лікування шкірних захворювань), для отримання сірчаної кислоти і т.д.
Гідроген сульфід
Фізичні властивості. Газ, безбарвний, із запахом тухлих яєць, отруйний, розчинний у воді; t пл. = -86 C; t кип. = -60 С.
Добування:
1) H2 + S tH2S
2) FeS + 2HCl FeCl2 + H2S
Хімічні властивості
1) Розчин H2S у воді – слабка двохосновна кислота (сірководнева):
H2S H+ + HS-
HS- H+ + S2-
Сірководнева кислота утворює два типи солей - середні (сульфіди) и кислі (гідрогенсульфіди).
2) Кислотні властивості: взаємодіє з металлами, які в ряді напруг знаходяться до водню, основними оксидами, основами, основними солями:
H2S + 2Na Na2S + 2H2
H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O
3) Відновні властивості:
при нестачі O2: 2H2S-2 + O2 2S0 + 2H2O
при надлишку O2: 2H2S-2 + 3O2 2S+4O2 + 2H2O
H2S-2 + Br2 S0 + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2 + 8HNO3(конц) 3H2S+6O4 + 8NO + 4H2O
H2S-2 + H2S+6O4(конц) S0 + S+4O2 + 2H2O
(при нагревании реакція йде по-іншому: H2S-2 + 3H2S+6O4(конц) –t° 4S+4O2 + 4H2O)
5) Срібло при контакті с сірководнем чорніє: 4Ag + 2H2S + O2 2Ag2S + 2H2O
6) Якісна реакція на сірководень та розчинні сульфіди – утворення чорного осаду PbS:
H2S + Pb(NO3)2 PbS + 2HNO3
Na2S + Pb(NO3)2 PbS + 2NaNO3
Pb2+ + S2- PbS
Однією з основних причин потемніння художніх картин старих майстрів було використання свинцевих білил, які взаємодіючи зі слідами сірководню в повітрі, перетворювались на PbS чорного кольору.
7) Реставрація картин: PbS + 4H2O2 PbSO4 (білий) + 4H2O
СУЛЬФІДИ – солі сульфідної кислоти
Добування
1) Нагрівання метала з сіркою: Hg + S HgS
2) Розчинні сульфіди отримують в реакції сірководню з лугом: H2S + 2KOH K2S + 2H2O
3) Нерозчинні сульфіди отримують в реакціях обміну:
CdCl2 + Na2S 2NaCl + CdS
Pb(NO3)2 + Na2S 2NaNO3 + PbS
ZnSO4 + Na2S Na2SO4 + ZnS
MnSO4 + Na2S Na2SO4 + MnS
2SbCl3 + 3Na2S 6NaCl + Sb2S3
SnCl2 + Na2S 2NaCl + SnS
Хімічні властивості
1) Сульфіди металів, що стоять в ряду напруг лівіше заліза (включно), розчиняються в сильних кислотах:
ZnS + H2SO4 ZnSO4 + H2S
HgS + H2SO4 –\
3) Водорозчинні сульфіди розчиняють сірку з утворенням полісульфідів:
Na2S + nS Na2Sn+1 (1 n 5)
Полісульфіди при окисненні перетворюються в тіосульфати, наприклад:
2Na2S2 + 3O2 2Na2S2O3
Оксиди сірки
СУЛЬФУР (IV) ОКСИД SO2 (СІРЧИСТИЙ АНГІДРИД, СІРЧИСТИЙ ГАЗ)
Фізичні властивості. Безбарвний газ з різким запахом; добре розчинний у воді; t пл. = -75,5C; t кип. = -10С.Знебарвлює багато барвниів, вбиває мікроорганізми.
Получение
1) При згоранні сірки в кисні: S + O2 SO2
2) Окислением сульфидов: 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
3) Обробка солей сірчистої кислоти мінеральними кислотами:
Na2SO3 + 2HCl 2NaCl + SO2 + H2O
4) При окисненні металів концентрованою сірчаною кислотою:
Cu + 2H2SO4(конц) CuSO4 + SO2 + 2H2O
Хімічні властивості
1) Сірчистий ангідрид - кислотний оксид. При розчиненні у воді утворюється слабка і нестійка сірчиста кислота (існує лише у водному розчині): SO2 + H2O H2SO3
H2SO3 утворює два типи солей - середні (сульфіти) та кислі (гідрогенсульфіти).
Ba(OH)2 + SO2 BaSO3(барій сульфит бария) + H2O
Ba(OH)2 + 2SO2 Ba(HSO3)2(гидросульфит бария)
2) Реакції окиснення (S+4 – 2ē S+6)
SO2 + Br2 + 2H2O H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Водні розчини сульфітів лужних металів окислюються на повітрі:
2Na2SO3 + O2 2Na2SO4; 2SO32- + O2 2SO42-
3) Реакції відновлення (S+4 + 4ē S0)
SO2 + С –t° S + СO2
SO2 + 2H2S 3S + 2H2O