Сірка. Сірководень. Сульфіди

Сірка – елемент 3-го періоду і VIA-групи Періодичної системи, порядковий номер 16, відноситься до халькогенам. Електронна формула атома [10Ne] 3s23p4, характерні ступені окислення 0, -II, + IV і + VI, стан SVI вважається стійким.

Шкала ступенів окислення сірки:

Електронегативність сірки дорівнює 2,60, для неї характерні неметалічні властивості. У водневих і кисневих з’єднаннях знаходиться в складі різних аніонів, утворює кислородсодержащие кислоти та їх солі, бінарні сполуки.

У природі – п’ятнадцятий за хімічною поширеності елемент (сьомий серед неметалів). Зустрічається у вільному (самородному) і зв’язаному вигляді. Життєво важливий елемент для вищих організмів.

Сірка S. Проста речовина. Жовта кристалічна (? -ромбіческая І? -моноклінная, При 95,5 ° C) або аморфна (пластична). У вузлах кристалічної решітки знаходяться молекули S8 (неплоскі цикли типу «корона»), аморфна сірка складається з ланцюгів Sn. Низькоплавкі речовина, в’язкість рідини проходить через максимум при 200 ° C (розрив молекул S8, переплетення ланцюгів Sn). У парі – молекули S8, S6, S4, S2. При 1500 ° C з’являється одноатомна сірка (в хімічних рівняннях для простоти будь сірка зображується як S).

Сірка не розчиняється у воді і при звичайних умовах не реагує з нею, добре розчинна у сероуглероде CS2.

Сірка, особливо порошкоподібна, володіє високою активністю при нагріванні. Реагує як окислювач з металами і неметалами:

а як відновник – з фтором, киснем і кислотами (при кип’ятінні):

Сірка піддається дисмутації в розчинах лугів:

3S0 + 6КОН (конц.) = 2K2S-II + K2SIVO3 + 3H2O

При високій температурі (400 ° C) сірка витісняє йод з иодоводорода:

S + 2НI (г) = I2 + H2S,

але в розчині реакція йде у зворотний бік:

I2 + H2S (p) = 2 HI + Sv

Отримання: у промисловості виплавляється з природних покладів самородної сірки (за допомогою водяної пари), виділяється при десульфурації продуктів газифікації вугілля.

Сірка застосовується для синтезу сірковуглецю, сірчаної кислоти, сірчистих (кубових) барвників, при вулканізації каучуку, як засіб захисту рослин від борошнистої роси, для лікування шкірних захворювань.

Сірководень H2S. Безкиснева кислота. Безбарвний газ з задушливим запахом, важчий за повітря. Молекула має будову двічі незавершеного тетраедра [:: S (H) 2]

(Sp3-гібридизація, валетний кут Н – S-Н далекий від тетраедричного). Нестійкий при нагріванні вище 400 ° C. Малорастворим у воді (2,6 л / 1 л Н2О при 20 ° C), насичений розчин децімолярний (0,1, «сірководнева вода»). Дуже слабка кислота в розчині, практично не дисоціює за другій стадії до іонів S2- (максимальна концентрація S2- дорівнює 1 10-13 моль / л). При стоянні на повітрі розчин мутніє (інгібітор – сахароза). Нейтралізується лугами, що не повністю – гидратом аміаку. Сильний відновник. Вступає в реакції іонного обміну. Сульфидирующих агент, осаджує з розчину разноокрашенние сульфіди з дуже малою розчинністю.

Якісні реакції – осадження сульфідів, а також неповне згоряння H2S з утворенням жовтого нальоту сірки на внесеному до полум’я холодному предметі (фарфоровий шпатель). Побічний продукт очищення нафти, природного і коксового газу.

Застосовується у виробництві сірки, неорганічних і органічних сірковмісних сполук як аналітичний реагент. Надзвичайно отруйний. Рівняння найважливіших реакцій:
Отримання: у промисловості – прямим синтезом:

Н2 + S = H2S (150-200 ° C)

або при нагріванні сірки з парафіном;

в лабораторії – витісненням з сульфідів сильними кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl2 + H2S ^

або повним гідролізом бінарних сполук:

Al2S3 + 6Н2O = 2Al (ОН) 3v + 3H2S ^

Сульфід натрію Na2S. Безкиснева сіль. Білий, дуже гігроскопічний. Плавиться без розкладання, термічно стійкий. Добре розчинний у воді, гідролізується за аніоном, створює в розчині сильнолужну середу. При стоянні на повітрі розчин мутніє (колоїдна сірка) і жовтіє (забарвлення полісульфіду). Типовий відновник. Приєднує сірку. Вступає в реакції іонного обміну.

Якісні реакції на іон S2- – осадження разноокрашенних сульфідів металів, з яких MnS, FeS, ZnS розкладаються в НCl (разб.).

Застосовується у виробництві сірчистих барвників і целюлози, для видалення волосяного покриву шкір під час дублення шкір, як реагент в аналітичній хімії.

Рівняння найважливіших реакцій:

Na2S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H2S ^

Na2S + 3H2SO4 (конц.) = SO2 ^ + Sv + 2H2O + 2NaHSO4 (до 50 ° C)

Na2S + 4HNO3 (конц.) = 2NO ^ + Sv + 2H2O + 2NaNO3 (60 ° C)

Na2S + H2S (насичений.) = 2NaHS

Na2S (т) + 2O2 = Na2SO4 (вище 400 ° C)

Na2S + 4H2O2 (конц.) = Na2SO4 + 4H2O

S2- + M2 + = MnS (тілесним.) V; FeS (черн.) V; ZnS (біл.) V

S2- + 2Ag + = Ag2S (черн.) V

S2- + M2 + = СdS (желт.) V; PbS, CuS, HgS (чорні) v

3S2- + 2Bi3 + = Bi2S3 (кор. – Черн.) V

3S2- + 6H2O + 2M3 + = 3H2S ^ + 2M (OH) 3v (M = Al, Cr)

Отримання в промисловості – прожарювання мінералу мірабіліт Na2SO4 10Н2O в присутності відновників:

Na2SO4 + 4Н2 = Na2S + 4Н2O (500 ° C, кат. Fe2O3)

Na2SO4 + 4С (кокс) = Na2S + 4СО (800-1000 ° C)

Na2SO4 + 4СО = Na2S + 4СO2 (600-700 ° C)

Сульфід алюмінію Al2S3. Безкиснева сіль. Білий, зв’язок Al – S переважно ковалентний. Плавиться без розкладання під надлишковим тиском N2, легко переганяється. Окислюється на повітрі при прожаренні. Повністю гідролізується водою, що не осідає з розчину. Розкладається сильними кислотами. Застосовується як твердий джерело чистого сірководню. Рівняння найважливіших реакцій:
Al2S3 + 6Н2O = 2Al (ОН) 3v + 3H2S ^ (чистий)

Al2S3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl3 + 3H2S ^

Al2S3 + 24HNO3 (конц.) = Al2 (SO4) 3 + 24NO2 ^ + 12H2O (100 ° C)

2Al2S3 + 9O2 (повітря) = 2Al2O3 + 6SO2 (700-800 ° C)

Отримання: взаємодія алюмінію з розплавленої сірої за відсутності кисню і вологи:

2Al + 3S = AL2S3 (150-200 ° C)

Сульфід заліза (II) FeS. Безкиснева сіль. Чорно-сірий з зеленим відтінком, тугоплавкий, розкладається при нагріванні у вакуумі. У вологому стані чутливий до кисню повітря. Розчиняється у воді. Чи не випадає в осад при насиченні розчинів солей заліза (II) сірководнем. Розкладається кислотами. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, твердий джерело сірководню.

З’єднання заліза (III) складу Fe2S3 невідомо (не отримано).

Рівняння найважливіших реакцій:

Отримання:

Fe + S = FeS (600 ° C)

Fe2O3 + H2 + 2H2S = 9FeS + 3H2O (700-1000 ° C)

FeCl2 + 2NH4HS (хат.) = FeS v + 2NH4Cl + H2S ^
Дисульфід заліза FeS2. Бінарне з’єднання. Має іонну будову Fe2 + (-S – S-) 2-. Темно-жовтий, термічно стійкий, при прожаренні розкладається. Розчиняється у воді, не реагує з розведеними кислотами, лугами. Розкладається кислотами-окислювачами, піддається випалу на повітрі. Застосовується як сировина у виробництві чавуну, сірки і сірчаної кислоти, каталізатор в органічному синтезі. У природі – рудні мінерали пірит і марказит.

Рівняння найважливіших реакцій:

FeS2 = FeS + S (вище 1170 ° C, вакуум)

2FeS2 + 14H2SO4 (конц., Гор.) = Fe2 (SO4) 3 + 15SO2 ^ + 14Н2O

FeS2 + 18HNO3 (конц.) = Fe (NO3) 3 + 2H2SO4 + 15NO2 ^ + 7H2O

4FeS2 + 11O2 (повітря) = 8SO2 + 2Fe2O3 (800 ° C, випал)

Гідросульфід амонію NH4HS. Безкиснева кисла сіль. Білий, плавиться під надлишковим тиском. Вельми летючий, термічно нестійкий. На повітрі окислюється. Добре розчинний у воді, гідролізується по катіонів та аніонів (переважає), створює лужне середовище. Розчин жовтіє на повітрі. Розкладається кислотами, в насиченому розчині приєднує сірку. Лугами НЕ нейтралізується, середня сіль (NH4) 2S не існує в розчині (умови отримання середньої солі див. У рубриці «H2S»). Застосовується в якості компонента фотопроявітелей, як аналітичний реагент (осадитель сульфідів).

Рівняння найважливіших реакцій:

NH4HS = NH3 + H2S (вище 20 ° C)

NH4HS + НCl (разб.) = NH4Cl + H2S ^

NH4HS + 3HNO3 (конц.) = Sv + 2NO2 ^ + NH4NO3 + 2H2O

2NH4HS (насичений. H2S) + 2CuSO4 = (NH4) 2SO4 + H2SO4 + 2CuSv

Отримання: насичення концентрованого розчину NH3 сірководнем:

NH3 Н2О (конц.) + H2S (г) = NH4HS + Н2О

В аналітичній хімії розчин, що містить рівні кількості NH4HS і NH3 Н2О, умовно вважають розчином (NH4) 2S і використовують формулу середньої солі в запису рівнянь реакцій, хоча сульфід амонію повністю гідролізується у воді до NH4HS і NH3 • Н2О.

Посилання на основну публікацію