|
|
Сульфаны (полисульфиды водорода)Т. к. связь S−S прочна, то существуют полисульфиды водорода (сульфаны) H2S2, H2S3, H2S4 и т. д. В воде проявляют свойства более сильных кислот, чем H2S, поэтому гидролизуются меньше. А их соли полисульфиды используются, как пестициды. H2SX X=1÷8 Na2S+S=Na2S2 Na2S+2S=Na2S3 Они имеют зигзагообразные цепи. Сульфаны – это жёлтые, вязкие жидкости с резким запахом, растворимые в растворах щелочей с образованием полисульфидовщёлочных металлов.
Оксиды серы SO, SО2, SO3.
Диоксид серы (сернистый газ) SO2 – бесцветный газ, с резким запахом, хорошо растворим в воде, менее токсичен, чем сероводород. Водный раствор называется сернистой кислотой, которая не существует в свободном виде. Принято обозначать сернистую кислоту как гидратную форму SO2. SO2 + H2O ↔ H++HSO-3; HSO-3 ↔H++SO32- К1 = 2∙10-2; К2 = 6∙10-8. Кислота средней силы. Образует средние соли сульфиты, кислые – гидросульфиты. При нагревании сульфиты диспропорционируют: 4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S SO2 - один из основных источников загрязнения атмосферы, менее токсичен, чем H2S.
>250о При сгорании серы S + O2 → SO2↑ при сгорании сероводорода 2H2S + 3O2 → 2SO2↑ + 2H2O при взаимодействии металлов с конц. H2SO4 : Cu + 2H2SO4 kонц = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O при обжиге сульфидов 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2↑ или дисульфида железа 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑ Химические свойства SO2
1) Реакции без изменения степени окисления (типичный кислотный оксид) SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 +H2O SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O SO2 + NaOH → NaHSO3 Na2SO3 + SO2 + H2O → 2 NaHSO3 2) реакции с понижением степени окисления SO2 + 2H2S → 3S↓ + H2O
3) реакции с повышением степени окисления Na2SO3 + Cl2 + H2O → Na2SO4 + 2HCl В ряду соединений серы H2S-2, S08, S+4O2, S+6O3 – видно, что, если сера в промежуточной степени окисления, то обладает окислительно-восстановительной двойственностью. SO2 - окислитель, восстанавливается до элементарной серы или сероводорода. SO2 + H2S → S + H2O SO2 + C → S + CO2↑ SO2 + 2CO → S + 2CO2↑ SO2 – восстановитель, окисляется до сульфат-иона или оксида серы (VI). 400-500, v2o5 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr SO2 + 2HNO3 Kонц → H2SO4 + 2NO2↑ Pb+4O2 + SO2 → Pb+2SO4 SO2 – ангидрид сернистой кислоты, при растворении (40 л в 1 л H2O), образует неустойчивую сернистую кислоту H2SO3 SO2+Н2О ↔ H2SO3 H2SO3 в свободном виде не выделена, также как SO2 обладает двойственностью, её растворы при нагревании окисляются. 2H2SO3 + О2 → 2H2SO4 H2SO3 + Br2 + H2O → H2SO4 + 2HBr H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + H2O Соли получают: 1) KOH + SO2 → KHSO3 2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O 2) CaCl2 + Na2SO3 → CaSO3↓ + NaCl Пропусканием SO2 в растворы солей более слабых кислот можно осуществить ряд превращений c получением солей: Na2СO3 + SO2 → Na2SO3 + CO2↑ средние в кислые Na2SO3 + SO2 + Н2О → 2NaHSO3 Кислые в средние NaHSO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O Сульфиты и гидросульфиты разлагаются сильными кислотами t NaHSO3 + HCl → NaCl + H2O + SO2↑ t K2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2O + SO2↑ 2Na2SO3 + O2 → 2Na2SO4 Сульфиты диспропорционируют 4K2SO3 → K2S + 3K2SO4 Na2SO3 + S → Na2S2O3 – тиосульфат. Подвергаются гидролизу SO32- + HOH ↔ HSO-3 + OH- К2SO3 + HOH ↔ КHSO3 + КOH
Триоксид серы (серный ангидрид) SO3
SO3 – ангидрид H2SO4. Бесцветная жидкость в интервале температур 160С < t <42ºC, затвердевает при t < 160С, в газовой фазе при t > 42ºC, tкип = +45ºС, ядовит, молекула имеет sp2 гибридизацию атомных орбиталей серы, форму плоского треугольника, угол между связями - 120º.
В технике SO3 получают окислением SO2 в присутствии катализатора (Pt, оксиды ванадия) Pt 2SO2 + O2 = 2SO3 – ангидрид серной кислоты SO3 + H2O = H2SO4 В водных растворах H2SO4 – сильная двухосновная кислота. Гидратация H2SO4 сопровождается выделением большого количества теплоты за счёт образования гидратов: H2SO4 ∙ H2O H2SO4 ∙ 2H2O H2SO4 ∙ 4H2O Поэтому смешивать H2SO4 c водой следует очень осторожно. В виде молекул SO3 существует только в газовой фазе, хорошо полимеризуется в жидком состоянии - циклический триммер (SO3)3, в кристаллическом состоянии (SO3)n – зигзагообразные цепи. Атомные орбитали серы в полимерных соединениях находятся в состоянии sp3 – гибридизация, связи направлены к вершинам тетраэдра. Термически нестоек, при t>700º разлагается: >7000С 2SO3 ↔ 2SO2 + O2 SO3 –типичный кислотный оксид, бурно реагирует с водой (Н2О) SO3 + H2O → H2SO4 SO3 + Ba(OH)2 → BaSO4↓ + H2O SO3 + CaO → CaSO4 SO3 + NaOHP → NaHSO4 SO3 + 2NaOHK → Na2SO4 + H2O Степень окисления серы S+6 (высшая) – поэтому SO3 сильнейший окислитель 5SO3 + 2P → P2O5 + 5SO2↑ 3SO3 + H2S → 4SO2↑ + H2O SO3 растворяется в безводной H2SO4, образуя олеум. Вливают серную кислоту тонкой струйкой в воду, а не наоборот. Концентрированная H2SO4 поглощает пары воды, поэтому её применяют в качестве осушителя; она отнимает воду и от органических веществ, обугливая их. Полиамиды (капрон, нейлон), шёлк быстро разрушаются ею, шерсть более устойчива к её действию. Получение H2SO4
1) константный способ. Катализатор – Pt, кислота получается любой концентрации. SO3 поглощается концентрированной H2SO4, получается олеум. Необходимую концентрацию кислоты (98%) получают смешиванием олеума с разбавленной H2SO4. Схема получения: а) обжиг пирита 4FeS2 + 11О2 → 8 SO2 + 2Fe2O3 б) каталитическое окисление SO2 в контактном аппарате 2SO2 + O2 «2SO3 в) серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте и получают олеум - H2SO4 × n SO3. Олеум представляет собой смесь полисерных кислот. Разбавлением олеума получают концентрированную H2SO4. H2SO4 + n SO3 ® H2SO4 × n SO3. 2) нитрозный способ: катализатор – оксиды азота. Конечный продукт содержит 78% H2SO4 2NO + O2 → 2NO2 SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO Химические свойства H2SO4 Концентрированная H2SO4 (ω=93 – 98%) сильный окислитель (особенно при нагревании), окисляет даже металлы после Н2; не окисляет Fe, Al, Cr, Be – процесс идет только при нагревании. Au, Pt- благородные металлы, не реагируют. В зависимости от концентрации и активности восстановителя получаются различные продукты восстановления кислоты: t (Ag, Cu) Zn + H2SO4 K → ZnSO4 + SO2↑ + H2O 3Zn + 4H2SO4 → 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O ω=50% 4Zn + 5H2SO4 → 4ZnSO4 + H2S↑ + 4H2O Конц. H2SO4 окисляет неметаллы: t 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2↑ + 2H2O t S + 2H2SO4 → 3SO2↑ + 2H2O При комнатной температуре HI, HBr, H2S окисляются до простых веществ 8HI +H2SO4 → 4I2 + H2S↑ + 4H2O H2S + H2SO4 → S + SO2↑ + 2H2O Разбавленная обладает всеми типичными свойствами кислот: 1) Изменяет окраску индикаторов. 2) Реагирует с различными веществами Oсновными оксидами CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O Амфотерными оксидами ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O Щёлочами 2 KOH + H2SO4 = K2SO4 + H2O Нерастворимыми основаниями Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O Солями K2СO3 + H2SO4 = K2SO4 +СО2 + H2O K2SiO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2SiO3↓ С аммиаком 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 И его водными растворами NH3∙Н2О + H2SO4 = NH4НSO4 + Н2О При взаимодействии с Ме, стоящими в ряду напряжений до Н2 разб. H2SO4, обладает окислительными свойствами за счёт ионов Н+ Fe + H2SO4 p → FeSO4 + H2 (у металлов реализуется низкая степень окисления). Важное свойство - её нелетучесть, поэтому используют для получения летучих кислот путём вытеснения из сухих солей (крист). KClкр. + H2SO4 K → KHSO4 + HCl↑ Безводная H2SO4 – вязкая маслянистая жидкость, требует осторожного обращения. Во избежание разбрызгивания вливать надо H2SO4 в воду, а не наоборот. Тиосоединения. При замене в сульфат-ионе одного атома кислорода на атом серы образуются тиосульфат –ионы S2O32-. В лаборатории тиосульфаты получают при кипячении раствора сульфита с порошком серы. Na2S+4O3 + S0 = Na2S2 +6/ -2 O3
Тиосерная кислота неустойчива из-за протекания внутримолекулярного окислительно-восстановительного процесса. Поэтому при подкислении тиосульфатов они начинают выделять свободную серу и SO2. Сильные кислоты вытесняют из тиосульфатов тиосерную кислоту: Na2S2O3 + 2HCl = H2S2O3 + 2NaCl =H2O + SO2↑+ S↓+2NaCl Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + SO2↑ + S↓ +H2O Наличие в тиосульфатах S-2 придаёт им восстановительные свойства. В фотографии кристаллогидрат Na2S2O3∙5H2O (под названием гипосульфит) является основным компонентом для приготовления закрепляющих растворов, т.к. образует с ионами Ag+ прочные комплексы [Ag+(S2O3)2]3-, удаляет из фотоэмульсии неизрасходованные галогениды серебра. Пиросульфаты – соли пиросерной кислоты (двусерной), H2S+62O7. Это смесь SO3 и H2SO4, так называемый олеум (смесь полисерных кислот), состав можно представить H2SO4∙xSO3.
Пероксосерные кислоты характеризуются наличием в структуре перекисной группы (-О-О-)/ Пероксосульфаты – соли пероксокислот. H+2SO-25 (пероксомоносерная) (мононадсерная)
Разлагаются водой с выделением перекиси водорода. H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2
Применение солей Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова соль (в производстве соды, стекла) 2CaSO4 ∙ H2O – алебастр (лепка, шины при переломах) MgSO4 ∙ 7H2O – (горькая соль) в медицине слабительное. CuSO4 ∙ 5H2O – для борьбы с вредителями сельского хозяйства. FeSO4 ∙ 7H2O – для очистки воды, консервирования (предохранение древесины от гниения) BaSO4 – медицине рентгеноконтрастное вещество. ZnSO4 ∙ 7H2O – цинковый купорос – протрава при крашении тканей.
  Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)...  Система охраняемых территорий в США Изучение особо охраняемых природных территорий(ООПТ) США представляет особый интерес по многим причинам...  Конфликты в семейной жизни. Как это изменить? Редкий брак и взаимоотношения существуют без конфликтов и напряженности. Через это проходят все...  ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования... Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:
|
