Хімічні властивості

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 = S^2-. Але сірка — менш активний окисник, ніж кисень, оскільки її валентні електрони більш віддалені 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 S^2- 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.

Фізичні властивості

Сірка — кристалічна речовина жовтого кольору. Вона дуже крихка і легко розтирається в дрібнесенький порошок. Зустрічається в трьох алотропних формах: дві кристалічні (ромбічна і моноклінна, за способом сполучення атомів у кристалі) і аморфна. Електричного струму і тепла майже не проводить. Плавиться при 112,8°С, кипить при 444,6°С. Пари сірки при дуже швидкому охолодженні переходять у твердий стан у вигляді дуже тонкого порошку (сіркового цвіту), минаючи рідкий стан. У воді сірка не розчиняється і не змочується водою, але в бензолі C₆H₆ і особливо в сірковуглеці CS₂ розчиняється добре.

Оксиди халькогенів в ступені окислення +4,+6.

Оксиди багатьох неметалів, за винятком СО, NO, N2О, і металів у високих ступенях окислення (+ V) - (+ VII) відповідають кислот, наприклад:

SО3 + Н2О «Н2SО4; CrО3 + Н2О ® Н2CrО4

Оксиди металів у низьких ступенях окислення від (+ I) до (+ IV) є основними або амфотерними оксидами і їм відповідають основні або амфотерні гідроксиди, наприклад:

СаО + Н2О «Са (ОН) 2; Al2O3 + Н2О« Аl (ОН) 3

Більшість оксидів металів у звичайних умовах не реагує з водою. При взаємодії основних оксидів з типовими кислотними оксидами та кислотами і кислотних оксидів з типовими основними оксидами й основами утворюються відповідні солі. Амфотерні оксиди і з кислотними, і з основними оксидами утворюють солі.

Пероксиди і надпероксід. Пероксиди (перекису) обов'язково містять групу-О-О-(пероксогруппа) або пероксид-іони О22-, їх можна розглядати як похідні пероксиду водню Н-О-О-Н. Пероксиди легко виділяють кисень, а відновлення йде з працею і не повно. При нагріванні або опроміненні вони розпадаються по зв'язку О-О:

Властивості кислот

Кислоти, у класичному визначенні — електроліти, які при розчиненні в йонізуючому розчиннику (воді), дисоціюють з утворенням йонів водню (або протону, Н+), таким чином знижуючи кислотність розчину до величини менше ніж pH 7,0.