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:

	1s^22p^22p^63s^23p^4
	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), t_кип = 445ºС

Алотропні модифікації.

1) ромбічна (-сірка) - S₈. Найбільш стійка модифікація.

tпл. = 113C;  = 2,07 г/см³

2) моноклінна (-сірка) - темно-жовті голки. Стійка при температурі більше 96С; при звичайних умовах перетворюється на ромбічну. tпл. = 119C;  = 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  ^tH₂S

2) FeS + 2HCl  FeCl₂ + H₂S

Хімічні властивості

1) Розчин H₂S у воді – слабка двохосновна кислота (сірководнева):

H₂S  H⁺ + HS^-

HS^-  H⁺ + S^2-

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⁺ + S^2-  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  Na₂S_n+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. = -75,5C; t кип. = -10С.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; 2SO₃^2- + O₂  2SO₄^2-

3) Реакції відновлення (S⁺⁴ + 4ē  S⁰)

SO₂ + С  –^t°  S + СO₂

SO₂ + 2H₂S  3S + 2H₂O