- •Общая и неорганическая химия
- •Часть 2 свойства элементов и их соединений
- •Содержание
- •2.1 Введение.………………………….…..……………….………….30
- •3.1 Введение…………………………………………………………...41
- •4.1 Введение …………………………………………………………..47
- •5.1 Введение…………….….…………….………….….….….………56
- •6.1 Введение.…..…………………….………………………….……..70
- •7.1 Введение…………………………………………………………..77
- •9.1 Введение.…...…..………………………………….…..…….……83
- •Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул
- •1.1 Введение
- •1.2 Постулаты теории Бора
- •1.3 Квантовомеханическое описание состояния электрона в атоме
- •1.3.1 Элементарные представления о квантовой механике
- •1.3.2 Главное квантовое число
- •1.3.3 Орбитальное квантовое число
- •1.3.4 Магнитное квантовое число
- •1.3.5 Атомные орбитали
- •1.3.6 Спиновое квантовое число
- •1.3.7 Принцип Паули
- •1.4 Периодическая система химических элементов
- •1.4.1 Элементы первого периода (h, He)
- •1 .4.2 Элементы второго периода (Li – Ne)
- •1.4.3 Элементы III периода (Na – Ar)
- •1.4.4 Элементы IV периода (k – Kr)
- •1.4.5 Элементы V, VI и VII периодов
- •1.5 Химическая связь и строение молекул
- •1.5.1 Механизмы образования ковалентной связи
- •1.5.2 Направленность ковалентной связи
- •1.5.3 Гибридизация атомных орбиталей
- •1.5.4 Металлическая связь
- •Комплексные соединения
- •2.1 Введение
- •2.2 Основные положения координационной теории
- •2.3 Природа химической связи в комплексных соединениях
- •2.4 Классификация комплексов
- •2.4.2 Классификация по типу лигандов
- •2.5 Номенклатура комплексных соединений
- •2.6 Диссоциация комплексных соединений в растворах
- •2.7 Образование и разрушение комплексов
- •2.8 Геометрия комплексных ионов
- •2.9 Изомерия комплексных соединений
- •Галогены
- •3.1 Введение
- •3.2 Физические свойства галогенов
- •3.3 Химические свойства галогенов
- •3.4 Получение галогенов
- •3.5 Водородные соединения галогенов
- •3.6 Получение галогеноводородов
- •3.7 Кислородсодержащие соединения галогенов
- •3.8 Применение галогенов
- •4.1 Введение
- •4.2 Кислород
- •4.3 Сера
- •4.3.1 Свойства серы – простого вещества
- •4.3.2 Сероводород, сульфиды, полисульфиды
- •4.3.3 Диоксид серы. Сернистая кислота
- •4.3.4 Триоксид серы. Серная кислота
- •4.3.5 Олеум. Дисерная кислота
- •4.3.6 Мононадсерная и пероксодисерная кислоты
- •4.3.7 Тиосерная кислота и тиосульфаты
- •4.4 Селен. Теллур
- •4.5 Сравнение свойств водородных соединений p-элементов VI группы
- •5.1 Введение
- •5.2 Азот
- •5.2.1 Свойства азота – простого вещества
- •5.2.2 Аммиак и соли аммония. Гидразин. Гидроксиламин
- •5.2.3 Оксиды азота
- •5.2.4 Азотистая кислота и её соли
- •5.2.5 Азотная кислота и её соли
- •5.2.6 «Царская водка»
- •5.3 Фосфор
- •5.3.1 Свойства фосфора – простого вещества
- •5.3.4 Соединение фосфора с водородом
- •5.3.5 Галогениды фосфора
- •5.4 Мышьяк
- •5.5 Сурьма
- •5.6 Висмут
- •6.1 Введение
- •6.2 Углерод и его соединения
- •6.2.1 Свойства углерода – простого вещества
- •6.2.2 Оксид углерода (IV). Угольная кислота и её соли
- •6.2.3 Оксид углерода (II)
- •6.2.4 Карбиды
- •6.2.5 Соединения углерода с азотом
- •6.3 Кремний
- •6.4 Германий. Олово. Свинец
- •7.1 Введение
- •7.3 Алюминий
- •7.4 Индий. Галлий. Таллий
- •Обзор химических свойств соединений d-элементов
- •9.1 Введение
- •9.4 Хром
- •9.5 Марганец
- •9.6 Элементы триады железа
- •9.6.1 Железо
- •9.6.2 Кобальт
- •9.6.3 Никель
- •Литература
- •Часть 2. Свойства элементов и их соединений
4.3 Сера
4.3.1 Свойства серы – простого вещества
Известны несколько аллотропных модификаций серы: ромбическая сера, моноклинная, пластическая. При нормальных условиях сера – твёрдое жёлтое вещество, нерастворимое в воде, хорошо растворимое в сероуглероде, бензоле и некоторых других органических растворителях. При испарении растворителя из этих растворов образуются светло-жёлтые кристаллы ромбической серы. При медленном охлаждении расплавленной серы можно получить моноклинную серу в виде длинных темно-желтых игольчатых кристаллов. Эта модификация серы устойчива лишь при температурах выше +96 °C; при более низкой температуре моноклинная сера медленно превращается в ромбическую. Молекулы и ромбической, и моноклинной серы имеют кольцевое строение и состоят из восьми атомов (S8). Различия в свойствах моноклинной и ромбической серы обусловлены различной структурой кристаллов.
При нагревании выше 112,8 °C сера плавится. При температурах, превышающих 150 – 160 °C кольцевые молекулы серы начинают разрываться, образующиеся цепочки атомов соединяются в длинные цепи, вследствие чего вязкость расплава сильно увеличивается. При дальнейшем нагревании происходит разрыв и этих цепей, и вязкость расплава уменьшается. Если расплавленную серу, нагретую до кипения, вылить тонкой струёй в холодную воду, то образуется коричневая резиноподобная масса – пластическая модификация серы, которая через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую серу.
В парах серы с увеличением температуры число атомов в молекуле постепенно уменьшается: S8 S6 S4 S2 S . При 800 – 1400 °C пары серы состоят из молекул S2, при температуре выше 1700 °C – из атомов.
Сера – типичный неметалл. Со многими металлами (Zn, Al, Fe, Cu щелочные и щелочноземельные металлы) она взаимодействует непосредственно с выделением большого количества теплоты: 2 Al + 3 S Al2S3 .
4.3.2 Сероводород, сульфиды, полисульфиды
При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образованием сероводорода (H2S) – бесцветного газа с характерным запахом гниющего белка. Поскольку эта реакция обратима, то на практике сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2 HCl H2S + FeCl2 .
Сероводород – сильный восстановитель; при поджигании на воздухе горит голубоватым пламенем:
2 H2S + 3 O2 2 SO2 + 2 H2O (в избытке кислорода).
Поэтому смесь сероводорода с воздухом взрывоопасна. При недостатке кислорода сероводород окисляется только до свободной серы:
2 H2S + O2 2 S + 2 H2O .
Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.
Раствор сероводорода в воде обладает свойствами слабой двухосновной кислоты (К1 = 610–8, К2 = 110–14). Средние соли сероводородной кислоты – сульфиды – можно получить непосредственным взаимодействием металлов с серой. Малорастворимые сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворы солей соответствующих металлов:
CuSO4 + H2S CuS + H2SO4 .
Протекание этой реакции возможно потому, что произведение растворимости образующегося сульфида меди меньше общей константы диссоциации сероводородной кислоты: ПР(CuS) = 610–36 << Kобщая(H2S) = K1K2 =610–22.
Однако, сульфид железа (II) таким способом получить не удаётся:
ПР(FeS) = 610–18 > Kобщая(H2S) = K1 K2 = 610–22.
Невозможно также получить обменной реакцией в водном растворе сульфиды алюминия и хрома (III) из-за необратимо протекающего гидролиза:
3 S2– + 2 Al3+ + 6 H2O 2 Al(OH)3 + 3 H2S .
Сера способна растворяться в растворах сульфидов щелочных металлов с образованием полисульфидов: Na2S + (x–1)S Na2Sx ; 2 ≤ x ≤ 5.
При увеличении содержания серы окраска полисульфидов изменяется от жёлтой до красной.
Получены многочисленные полисульфиды водорода H2Sx (2 ≤ x ≤ 23), называемые сульфанами. Это – жёлтые маслянистые жидкости, образующиеся при действии кислот на полисульфид натрия:
Na2Sx + 2 HCl 2 NaCl + H2Sx .
Сульфаны неустойчивы и легко распадаются с выделением сероводорода и серы:
H2Sx H2S + (x–1) S .
Графическая формула дисульфида водорода: H–S–S–H. Железный колчедан, или пирит FeS2, применяемый в производстве серной кислоты, представляет собой дисульфид железа (II).