что такое сера в химии

Сера. Общая характеристика, получение, химические свойства

Сера (S), Sulfur

При нормальных условиях атомы серы образуют циклические восьмиатомные молекулы с химической формулой S8.

Физические свойства серы

Сера образует более 30 твердых аллотропов, больше, чем любой другой элемент.

Сера содержит 23 известных изотопа, четыре из которых являются стабильными:

Природные минералы серы:

— колчеданы (FeS₂ – железный колчедан (пирит), FeCuS₂ – медный колчедан (халькопирит))

— сульфиды (ZnS – цинковая обманка, PbS – свинцовый блеск, CuS – медный блеск (халькозин)).

Сера является десятым наиболее распространенным элементом по массе во Вселенной и пятым наиболее распространенным на Земле.

Хотя иногда серу можно найти в чистом природном виде, на Земле она обычно встречается в виде сульфидных и сульфатных минералов.

Сера в изобилии в естественной форме была известна в древние времена, и ее упоминали в древней Индии, древней Греции, Китае и Египте. В Библии сера упоминается как «горящий камень».

Сегодня почти вся элементарная сера производится как побочный продукт удаления серосодержащих загрязнений из природного газа и нефти.

Элементная сера используется в спичках, инсектицидах и фунгицидах.

Какой у серы запах?

Многие соединения серы имеют душистый аромат, а запах органических газов, специфический неприятный запах у скунса, грейпфрута и чеснока происходят из-за сероорганических соединений.

Сера в Космосе

32S создается внутри массивных звезд на глубине, где температура превышает 2,5 × 109 К, в результате слияния одного ядра кремния с одним ядром гелия.

Отличительные цвета вулканической спутника Юпитера Ио приписываются различным формам расплавленной, твердой и газообразной серы.

Сера на Земле

Элементарная сера может быть найдена около горячих источников и вулканических областей во многих частях мира, особенно вдоль Тихоокеанского Огненного Кольца; такие вулканические отложения в настоящее время добываются в Индонезии, Чили и Японии.

Самородная сера синтезируется анаэробными бактериями, действующими на сульфатные минералы, такие как гипс в соляных куполах.

Сера и Геология

Самородная сера может быть получена только в результате геологических процессов.

Обычные природные соединения серы включают

Сера и ее соединения

Некоторые из основных классов серосодержащих органических соединений включают следующие:

Сероорганические соединения ответственны за некоторые неприятные запахи разлагающегося органического вещества.

Не все органические соединения серы неприятно пахнут при всех концентрациях:

Серная горчица (иприт), сильнодействующий реагент, использовалась в Первой мировой войне в качестве средства для выведения из строя.

Сера и Римская мифология

В наиболее распространенном типе промышленного «отверждения» и упрочнения натурального каучука элементарная сера нагревается с каучуком до такой степени, что химические реакции образуют дисульфидные мостики между изопреновыми звеньями полимера.

Из-за высокой температуры и серы процесс был назван вулканизацией в честь римского бога кузницы Вулкана.

Сера и древние времена

Будучи в изобилии доступным в естественном виде, сера была известна в древние времена и упоминается в Торе (Бытие).

Согласно папирусу Эберса, серная мазь использовалась в древнем Египте для лечения зернистых век.

Он упоминает ее использование для фумигации, медицины и отбеливания ткани.

К 3-му веку китайцы обнаружили, что сера может быть извлечена из пирита.

Военный трактат династии Сун в 1044 году нашей эры описывает различные формулы для китайского черного порошка, который представляет собой смесь нитрата калия (KNO3), древесный уголь и серу. Этот состав до сих пор остается компонентом черного пороха.

В 1777 году Антуан Лавуазье помог убедить научное сообщество, что сера является элементом, а не соединением.

Сера вступает в реакцию непосредственно с метаном с образованием дисульфида углерода, который используется для производства целлофана и вискозы.

Сера и Растения

Сера все чаще используется в качестве компонента удобрений.

Со временем почвенные бактерии могут превращать его в растворимые производные, которые затем могут использоваться растениями.

Это важное питательное вещество для роста растений, формирования корневых клубеньков бобовых, а также иммунитета и защитных систем.

Поскольку атмосферные поступления серы продолжают уменьшаться, дефицит ввода / вывода серы, вероятно, увеличится, если не использовать серные удобрения.

Важно! Газообразный сероводород и гидросульфидный анион чрезвычайно токсичны для млекопитающих из-за их ингибирования кислородоносности гемоглобина и некоторых цитохромов способом, аналогичным цианиду и азиду.

Сера и Лекарства

Сероорганические соединения используются в фармацевтике, красителях и агрохимикатах.

Большинство β-лактамных антибиотиков, включая пенициллины, цефалоспорины и монолактамы, содержат серу.

Сульфат магния, известный как соль Эпсома в гидратированной кристаллической форме, может использоваться в качестве слабительного средства, добавки для ванн, эксфолианта, добавки магния для растений или (в обезвоженном виде) в качестве осушителя.

Сера и Пестициды

Элементарная сера является одним из старейших фунгицидов и пестицидов.

Она обладает хорошей эффективностью против широкого спектра мучнистой росы, а также от черных пятен.

Сера и Вино

Небольшие количества добавляемого газообразного диоксида серы (или эквивалентное добавление метабисульфита калия) к ферментированному вину с образованием следов серной кислоты (образующейся при взаимодействии SO2 с водой) и ее сульфитных солей в смеси, называют «самым мощным инструментом в виноделии».

Без этой стадии консервирования обычно требуется непременное охлаждение продукта перед употреблением.

Сера и Кожа

Сера (в частности, октасерная кислота, S8) используется в фармацевтических препаратах для кожи для лечения прыщей и других состояний.

Общие побочные эффекты включают раздражение кожи в месте нанесения, в виде сухости, жжения, зуда и шелушения.

Это седьмой или восьмой самый распространенный элемент в организме человека по массе, примерно равный по содержанию калию и немного превышающий натрий и хлор.

Человеческое тело весом 70 кг (150 фунтов) содержит около 140 г серы.

Сера и Белки

У растений и животных аминокислоты цистеин и метионин содержат большую часть серы, и этот элемент присутствует во всех полипептидах, белках и ферментах, которые содержат эти аминокислоты.

Дисульфидные связи (связи S-S) между остатками цистеина в пептидных цепях очень важны для сборки и структуры белка.

Например, высокая прочность перьев и волос частично обусловлена высоким содержанием связей S-S с цистеином и серой.

Высокое содержание дисульфидных связей в волосах и перьях способствует их неперевариваемости и характерному неприятному запаху при сгорании.

Во внутриклеточной химии сера действует как носитель восстановления водорода и его электронов для клеточного восстановления окисления.

Тиоредоксины, класс малых белков, необходимых для всей известной жизни, используют соседние пары восстановленных цистеинов для работы в качестве общих белков-восстановителей с аналогичным эффектом.

У бактерий важные ферменты нитрогеназы содержат кластер Fe-Mo-S и являются катализатором, который выполняет важную функцию азотфиксации, превращая атмосферный азот в аммиак, который может использоваться микроорганизмами и растениями для производства белков, ДНК, РНК, алкалоидов. и других органических соединений азота, необходимых для жизни.

Сера и Биогеохимия

Цикл серы был первым из обнаруженных биогеохимических циклов.

Виноградский назвал эту форму метаболизма неорганическим окислением (окисление неорганических соединений).

Примитивные бактерии, которые живут вокруг глубоководных вулканических жерл, окисляют сероводород в этом пути с кислородом;
Гигантский трубчатый червь является примером большого организма, который использует сероводород (через бактерии) в качестве пищи для окисления.

Кто дышит серой?

Так называемые сульфатредуцирующие бактерии, например, «дышат сульфатом» вместо кислорода.

Сульфатредуцирующие бактерии используют серу в качестве акцептора электронов и восстанавливают различные окисленные соединения серы обратно в сульфид, часто в сероводород.

Сероводород, производимый этими бактериями, ответственен за некоторые запахи кишечных газов (газы) и продукты разложения.

Сера поглощается корнями растений из почвы в виде сульфата и транспортируется в виде фосфатного эфира.

SO₄ 2- → SO₃ 2- → H₂S → цистеин → метионин

Сера в Химии

Сера горит синим пламенем с образованием диоксида серы, который имеет удушающий и раздражающий запах.

Сера реагирует почти со всеми другими элементами, за исключением благородных газов.

Растворимые сульфатные соли плохо абсорбируются и оказывают слабительное действие.

Когда сера горит в воздухе, она производит диоксид серы (SO2)

В воде этот газ производит серную кислоту и сульфиты; сульфиты являются антиоксидантами, которые подавляют рост аэробных бактерий и полезную пищевую добавку в небольших количествах.

Триоксид серы (получаемый в результате катализа из диоксида серы) и серная кислота одинаково сильно кислотны и вызывают коррозию в присутствии воды.

Серная кислота является сильным дегидратирующим агентом, который может удалять имеющиеся молекулы воды и компоненты воды из сахара и органических тканей.

После этой познавательной информации необходимо изучить химические свойства серы, а также ее получение, поэтому я составила таблицу для использования в подготовке к ОГЭ и ЕГЭ по химии.

Таблица: химические свойства серы

1) Получение

Из водных растворов:

2) В промышленности

4) H₂S (газ) → S↓ + H₂ (t > 400 C);

5) SO₂ +C → CO₂ + S↓ (t).

2) SO₂ + C → CO₂ + S↓ (t).

1) CaSO₄ + 4C → 4CO↑ + CaS (t);

2) Химические свойства

Окислительные и
восстановительные свойства

1) С металлами:

3S + 2Al → Al₂S₃ (t);

S + 2Na → Na₂S (расплав);

S + Me → MeS + Q (Me = металлы, кроме Au, Pt, Ir).

2) С неметаллами:

S (тв.) + H₂ → H₂S (150 – 350 C);

2S + C → CS₂ (800-900 C);

3S + 2P → P₂S₃ (расплав);

5S + 2P → P₂S₅ (без доступа воздуха).

3) С щелочами:

3S + 6NaOH → 2NaS + Na₂SO₃ + 3H₂O;

3S + 3Ca(OH)₂ → 2CaS + CaSO₄ + 3H₂O (кипячение);

2S + 4NaOH + 3O₂ → 2Na₂SO₄ + 2H₂O (расплав, t).

4) С кислотами:

S + 2HI → H₂S + I_2.

5) C солями:

3S + 2KClO₃ → 3SO₂↑ + 2KCl (t);

S + 2KMnO₄ → K₂SO₄ + 2MnO₂ (в слабощелочной среде);

Источник

Сера. Химия серы и ее соединений

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии :

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV) :

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример : алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S +6 не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Способы получения сульфидов

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Еще пример : взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S 2– + H₂O ⇄ HS – + OH –

CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S

NiS + HСl ≠

или горячей концентрированной серной кислоте:

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Еще пример : сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе :

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Химические свойства оксида серы (IV):

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример : оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

2. При взаимодействии с водой S O₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

Озон также окисляет оксид серы (IV):

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

Еще пример : оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества кислоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Общие научные принципы химического производства:

Химические свойства

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄ – ⇄ H + + SO₄ 2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Еще пример : при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Или с силикатом натрия:

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

HSO₃ – ↔ SO₃ 2– + H +

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂ и кислород O₂;

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник