Загальна характеристика. Дивитися що таке "халькогена" в інших словниках

слайд 12

хімічні властивості

На повітрі сірка горить, утворюючи сірчистий ангідрид - безбарвний газ з різким запахом: S + O2 → SO2 Відновлювальні властивості сірки виявляються в реакціях сірки і з іншими неметалами, проте при кімнатній температурі сірка реагує тільки з фтором: S + 3F2 → SF6

слайд 13

Розплав сірки реагує з хлором, при цьому можливе утворення двох нижчих хлоридів 2S + Cl2 → S2Cl2 S + Cl2 → SCl2 При нагріванні сірка також реагує з фосфором, утворюючи суміш сульфідів фосфору, серед яких - вищий сульфід P2S5: 5S + 2P → P2S2 Крім того , при нагріванні сірка реагує з воднем, вуглецем, кремнієм: S + H2 → H2S (сірководень) C + 2S → CS2 (сірковуглець)

слайд 14

З складних речовин слід відзначити перш за все реакцію сірки з розплавленої лугом, в якій сірка диспропорционирует аналогічно хлору: 3S + 6KOH → K2SO3 + 2K2S + 3H2O З концентрованими кислотами-окислювачами сірка реагує тільки при тривалому нагріванні: S + 6HNO3 (конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S + 2 H2SO4 (конц) → 3SO2 + 2H2O

слайд 15

При 100-160 ° C окислюється водою: Te + 2H2O \u003d TeO2 + 2H2 При кип'ятінні в лужних розчинах телур диспропорционирует з утворенням телуриду і теллурита: 8Te + 6KOH \u003d 2K2Te + K2TeO3 + 3H2O.

слайд 16

Розбавлена \u200b\u200bHNO3 окисляє Te до теллурістий кислоти H2TeO3: 3Te + 4HNO3 + H2O \u003d 3H2TeO3 + 4NO. Сильні окислювачі (HClO3, KMnO4) окислюють Te до слабкої телурової кислоти H6TeO6: Te + HClO3 + 3H2O \u003d HCl + H6TeO6. З'єднання телуру (+2) нестійкі і схильні до диспропорціонування: 2TeCl2 \u003d TeCl4 + Te.

слайд 17

При нагріванні на повітрі згорає з утворенням безбарвного кристалічного SeO2: Se + O2 \u003d SeO2. З водою взаємодіє при нагріванні: 3Se + 3H2O \u003d 2H2Se + H2SeO3. Селен реагує при нагріванні з азотною кислотою, з утворенням селенистой кислоти H2SeO3: 3Se + 4HNO3 + H2O \u003d 3H2SeO3 + 4NO.

слайд 18

При кип'ятінні в лужних розчинах селен диспропорционирует: 3Se + 6KOH \u003d K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O. Якщо селен кип'ятять в лужному розчині, через який пропускають повітря або кисень, то утворюються червоно-коричневі розчини, які містять поліселеніди: K2Se + 3Se \u003d K2Se4

Телур належить до числа рідкісних елементів: зміст його в земній корі становить всього.

У вільному стані селен, подібно сірці, утворює кілька аллотропических видозмін, з яких найбільш відомі аморфний селен, який представляє собою червоно-бурий порошок, і сірий селен, який утворює тендітні кристали з металевим блиском.

Телур теж відомий у вигляді аморфної модифікації і у вигляді кристалів світло-сірого кольору, що володіють металевим блиском.

Селен - типовий напівпровідник (див. § 190). Важливою властивістю його як напівпровідника є різке збільшення електричної провідності при освітленні. На кордоні селену з металевим провідником утворюється запірний шар - ділянку ланцюга, здатний пропускати електричний струм тільки в одному напрямку. У зв'язку з цими властивостями селен застосовується в напівпровідниковій техніці для виготовлення випрямлячів і фотоелементів з запірним шаром. Телур - теж напівпровідник, але його застосування більш обмежена. Селеніди і теллуріди деяких металів також володіють напівпровідниковими властивостями і застосовуються в електроніці. У невеликих кількостях телур служить легирующей добавкою до свинцю, покращуючи його механічні властивості.

Селеноводорода і теллуроводород представляють собою безбарвні гази з огидним запахом. Водні розчини їх є кислотами, константи дисоціації яких трохи більше, ніж константа дисоціації сірководню.

У хімічному відношенні селеноводорода і теллуроводород надзвичайно схожі на сірководень. Як і сірководень, вони в сильному ступені мають відновні властивості. При нагріванні обидва вони розкладаються. При цьому менш стійкий, ніж: подібно до того, як це відбувається в ряду галогеноводородов, міцність молекул зменшується при переході. Солі селеноводорода і теллуроводорода - селеніди і теллуріди - схожі з сульфідами щодо розчинності в воді і кислотах. Діючи на селеніди і теллуріди сильними кислотами, можна отримати селеноводорода і теллуроводород.

При спалюванні селену і телуру на повітрі або в кисні виходять діоксиди і, що знаходяться при звичайних умовах в твердому стані і є ангідридами селенистой і теллурістий кислот.

На відміну від діоксиду сірки, і виявляють переважно окислювальні властивості, легко відновлюючись до вільних селену і телуру, наприклад:

Дією сильних окислювачів діоксиди селену і телуру можуть бути переведені відповідно в селенову і телурової кислоти.

ЕЛЕМЕНТИ VIа ГРУПИ

Загальна характеристика

Кисень, дікіслород, трікіслород

з'єднання кисню

сірка

Сірководень. сульфіди

Кисневі сполуки сірки

Сірчана кислота

Інші сполуки сірки

Селен, телур, полоній і їх сполуки

ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА

Елементи і їх символи: кисень О, сірка S, селен Sе, телур Ті, полоній Ро. Групове назву елементів VIа групи - халькогена.

Ступінь окислення. Для кисню характерна ступінь окислення (-2), для інших елементів (крім полонію) - (+6), (+4) і (-2), полоній в з'єднаннях виявляє ступінь окислення (+4), (+2) і ( -2). Стійкість стану окислення (+ V1) знижується від S до Ті, стійкість стану окислення (+4) підвищується від S до Ро, а стійкість стану окислення (-2) знижується від Про до Ро.

властивості (Табл. 1). Металеві властивості зростають від кисню до полонію. В цілому елементи ПРО і S - неметали; Sе і Ті виявляють підвищення металевого характеру, наприклад у вільному вигляді Sе існує в металевій і неметалевої модифікаціях, а Ті - тільки в металевій, Ро - метал.

Гідроксиди елементів VIа групи вкрай окислення відповідають кислотам Н 2 SО 4, Н 2 SЕО 4 (сильні кислоти) і Н 6 Тео 6 (слабка кислота). Гідроксиди цих елементів в ступені окислення (+4) відповідають слабких кислот SО 2 * N Н 2 О, Н 2 SЕО 3 і Н 2 Тео 3, сила яких знижується зі збільшенням порядкового номера кислотоутворюючого елемента, РОО (ОН) 2 - амфотерний гідроксид. У порівнянні з елементами VА групи все зазначені Гідроксид більш кислотні, а в порівнянні з елементами VIIа групи - більш основні.

Стійкість водневих з'єднань - халькогеноводородов Н 2 О, Н 2 S, Н 2 Sе, Н 2 Ті і Н 2 Pо - зменшується від Про до Ро, кислотність їх у водному розчині, навпаки, в цьому порядку збільшується. Вода Н 2 О вважається нейтральною, сила Н 2 Ті приблизно відповідає силі ортофосфорної кислоти, Халькогеноводороди проявляють відповідно великі і менші кислотні властивості, ніж водневі з'єднання елементів VА групи та галогеноводороди.

КИСЕНЬ, Дікіслород, трікіслород

Відкриття. Кисень вперше отриманий у вільному вигляді при нагріванні селітри в 1770 р (Шеєле, Швеція) і в 1774 р при розкладанні оксиду НgО і свинцевого сурику (Рb 2 II Рb IV) О 4 (Прістлі, Англія). Роль кисню в реакціях горіння багатьох речовин на повітрі була пояснена в 1775 р (Лавуазьє, Франція), що підірвало підвалини теорії флогістону, висунутої в 1697 р (Шталь, Німеччина).

Поширення в природі. Кисень - найпоширеніший елемент на Землі. Зміст його в земній корі становить 55,1% ат. Вільний кисень знаходиться в повітрі ( "1,1 * 10 15 т) і в природних водах (біохімічна самоочищення річкової і морської води йде зі споживанням кисню). Пов'язаний кисень міститься в воді, силікату, кварці та інших мінералах, а також в живих організмах.

Склад атмосферного повітря: Азот 78,09% (об) 75,51% (мас.); Кисень 20,95 23.15; Аргон 0,93 1.28; Діоксид вуглецю 0,03 0,046; Водяна пара (25 ° С)<3 <0,27.

Щільність повітря становить 1,293 г / л при Про ° С і 101,33 кПа (1 атм). Повітряна оболонка Землі поглинає і нейтралізує шкідливе ультрафіолетове випромінювання Сонця і оберігає від перегріву земну поверхню.

Таблиця 1.

властивості халькогенов

Фізіологічна дія. Всі органічні речовини - це сполуки кисню, тому кисень є життєво важливим елементом майже для всіх живих організмів (виняток становлять анаеробні бактерії). Кисень надходить в кров через легені. У крові кисень слабо зв'язується з гемоглобіном (хромофор червоних кров'яних тілець) з утворенням оксигемоглобіну і в такому вигляді підводиться до клітин. Під дією ферментів кисень окисляє принесений також кров'ю виноградний цукор (глюкозу), перетворюючи його в діоксид вуглецю і воду; звільняється при цьому енергія використовується для протікання різних життєвих процесів (робота м'язів, нагрівання тіла і т. д.).

Алотропні модифікації. У вільному вигляді кисень утворює дві модифікації: дікіслород (Звичайний ііслород)О 2 і трікіслород (озон) О 3.

Дікіслород О2

Будова. Будова молекули О 2, що має два неспарених електрона, коректно передається тільки в рамках методу молекулярних орбіталей. Традиційне зображення молекули кисню з подвійним зв'язком (О \u003d О), не передає особливості її будови і тому не цілком вірно.

Отримання.

1. З повітря шляхом фракційної конденсації і дистиляції (Спосіб Лінде),спосіб застосовується в промисловості.

2. Нагрівання кисневмісних речовин, а саме хлоратов в присутності каталізатора - пиролюзита МnО 2 (реакція 1), нітратів (реакція 2), перманганатів при помірних або при дуже високих температурах (відповідно реакції 3 та 4), пероксидів (реакція 5):

2КС1O 3 \u003d 2КС1 + 3О 2 (1)

2КNO 3 \u003d 2КNO 2 + O 2 (2)

2КМnО 4 \u003d К2 МnО 4 + МnО 2 + О 2 (3)

4КМnО 4 \u003d 2К 2 О + 4МnО 2 + ЗО 2 (4)

2ВаО 2 \u003d 2ВаО + О 2 (5)

3. Каталітичне розкладання пероксиду водню (каталізатор - пиролюзит - МnO 2):

2Н 2 О 2 \u003d 2Н 2 O + О 2

4. Електроліз лужних або сульфатних розчинів з застосуванням нерозчинних (платинових) анодів, на яких відбувається розрядка гідроксид-іонів або окислення води:

4ОН - - 4е\u003d О 2 + 2Н 2 О; 2Н 2 О - 4е \u003dО 2 + 4Н +

5. Взаємодія пероксидов лужних елементів з діоксидом вуглецю:

2Nа 2 О 2 + 2СО 2 \u003d 2Nа 2 СО 3 + О 2

Ця реакція здійснюється в кисневих ізолюючих приладах.

Фізичні властивості. Безбарвний газ, який не має смаку і запаху. Помірно розчинний у воді, але дещо краще, ніж азот; в розчиненому повітрі вміст кисню становить 36% (об.). Рідкий і твердий дікіслород має світло-синього забарвлення.

Хімічні властивості. При кімнатній температурі відносно мало реакционноспособен, при високих температурах внаслідок ослаблення зв'язку кисень - кисень активність О2 зростає.

Хімічне приєднання кисню називається окисленням, Воно буває повільним і швидким. Повільне окислення - це, наприклад, процеси утворення іржі на залізних предметах, засвоєння їжі організмом, гниття органічних залишків, старіння гуми, затвердіння олійних фарб. Швидке окислення, часто супроводжується появою полум'я, називається горінням.У чистому (а також в рідкому) кисні речовини горять інтенсивніше, ніж в повітрі, наприклад запалюється тліюча на повітрі деревна тріска. При окисленні речовин киснем утворюються оксиди,наприклад: 2Н 2 S + 3О 2 \u003d 2Н 2 О + 2SО 2.

Виявлення. За яскравому спалаху тліючої скіпки (при вмісті кисню більше 30%); по коричневому фарбуванню лужного розчину пирогаллола.

Застосування. Кисень зберігають і перевозять в сталевих балонах під надлишковим тиском 150 атм на вентилі балона не повинно бути жирового мастила. Кисень використовують для зварювання та різання металів і в дихальних апаратах, як окислювач ракетного палива і реагент в багатьох хіміко-технологічних процесах. Збагачене киснем повітря застосовується в різних металургійних методах, для газифікації бурого вугілля під тиском і ін.

Рідке повітря. Отримують за способом Лінде, який полягає в наступному. Повітря стискають і виділяється при цьому теплоту відводять; при подальшому розширенні відбувається охолодження. Шляхом повторення такої операції з проміжним охолодженням отримують зріджений повітря при температурі близько -190 ° С. Рідке повітря має світло-синього забарвлення. Його зберігають в судинах Дьюара, які заборонено закривати щільною пробкою. Інтенсивність забарвлення рідкого повітря при зберіганні збільшується, так як більш летючий безбарвний азот випаровується. Суміші рідкого повітря з активним вугіллям, деревної борошном та іншими дисперсними матеріалами вибухові.

Трікіслород (озон) О 3

Отримання. Озон утворюється зі звичайного кисню (в чистому вигляді або в повітрі) під дією тліючого електричного розряду або ультрафіолетового випромінювання (3О 2 «2О 3). Кисень, що отримується на аноді при електролізі розведеної сірчаної кислоти з застосуванням високої щільності електричного струму, містить значні кількості озону.

Властивості. Світло-синій газ з характерним «електричним» запахом. Вибухає при нагріванні. Дуже сильний окислювач, але слабкіше, ніж атомний кисень. З сріблом утворює чорний пероксид срібла (точна формула невідома), при контакті з ефіром або спиртом останні загоряються.

Застосування. Озон використовують для знезараження питної води, в медицині як дезінфікуючий засіб, для знешкодження промислових стічних вод.

атмосферне озоновий шар.Встратосфере ( »25 км над поверхнею Землі) озон утворюється під дією сонячної радіації, і хоча його кількість мало (в порівнянні з киснем повітря), озону виявляється досить для поглинання ультрафіолетового випромінювання, небезпечного для всіх живих організмів. Таким чином, озоновий шар в стратосфері забезпечує нормальний розвиток органічного життя на Землі.

З'ЄДНАННЯ КИСНЮ

оксиди

Отримання.

1. Взаємодія простих речовин з киснем (окислення елементів у вільному вигляді), наприклад, при їх горінні в атмосфері кисню або на повітрі.

2. Прожарювання гідроксидів або гідратованих оксидів: Сu (ОН) 2 \u003d СuО + Н 2 О.

3. Нагрівання солей, що розкладаються з утворенням летких кислотних оксидів (карбонатів, сульфатів, сульфітів, нітратів та ін.): СuСО 3 \u003d СuО + СО2.

Властивості. Оксиди багатьох неметалів, за винятком СО, NO, N 2 О, відповідають кислотам. Вони часто виходять в результаті термічного розкладання кислоти або утворюють її при взаємодії з водою (кислотні оксиди): SO 3 + H 2 O \u003d Н 2 SО 4.

Оксиди металів у високих ступенях окислення (+5) - (+7) також відносяться до кислотних оксидів. Наприклад, триоксид хрому при взаємодії з водою дає хромовую кислоту:

СrО 3 + Н 2 О \u003d Н 2 СrО 4

Оксиди металів в низьких ступенях окислення від (+1) до (+4) є основними або амфотерними оксидами, їм відповідають основні або амфотерні гідроксиди, наприклад:

СаО + Н 2 О = Са (ОН) 2; А1 2 О 3 + 3Н 2 О \u003d 2А1 (ОН) 3.

Більшість оксидів металів в звичайних умовах не реагують з водою, і тому відповідають їм гідроксиди отримують непрямим шляхом, наприклад через солі:

СuО + 2НС1 \u003d СuС1 2 + Н 2 О, СuС1 2 + 2NaОН \u003d Сu (ОН) 2 + 2NаС1.

Основні оксиди при взаємодії з типовими кислотними оксидами і кислотами утворюють відповідні солі; так само протікають реакції між кислотними оксидами і типовими основними оксидами або підставами. Амфотерні оксиди і з кислотними, і з основними оксидами утворюють солі.

гідроксиди

Гідроксиди обов'язково містять групу -О-Н. Залежно від того, чи пов'язана гідроксигрупа з атомами металу або неметалла, гідроксиди будуть володіти основними, кислотними або амфотерними властивостями.

Більшість гідроксидів металів мало розчинно у воді і осідає при їх отриманні з водного розчину: СuSO 4 + 2NaОН \u003d Сu (ОH) 2 (т) + Nа 2 SО 4.

Зазвичай при кімнатній температурі гідроксиди випадають у вигляді слизових, хлопьевідний, часто забарвлених опадів, в яких вміст води вище, ніж це випливає з стехиометрической формули, тому їм приписується склад полігідрат оксиду. Стехіометричний склад може досягатися при нагріванні полігідратірованного оксиду, але зазвичай утворюються частково зневоднені гідроксиди-оксиди типу Аl (ОН) або Тl (ОН) 2.

Забарвлення малорозчинних гідроксидів:

біла: А1 (ОН) 3, АlO (ОН), Zn (ОН) 2, Сd (ОН) 2, Рb (ОН) 2, Sn (ОН) 2, Вi (ОН) 3, ВЮ (ОН), Мg (ОН) 2;

світло-зелена: Fе (ОН) 2 [на повітрі цей гідроксид стає коричневим;

світло-коричнева: Мn (ОН) 2;

яскраво-зелена: Ni (ОН) 2;

сіро-блакитна: Сr (ОН) 3;

блакитна: Сu (ОН) 2;

рожева: Со (ОН) 2;

Гідроксиди срібла (I) і ртуті (II) дуже нестійкі і при кімнатній температурі спонтанно розпадаються на оксиди і воду.

пероксиди

Пероксиди обов'язково містять кисневу ланцюг -О-О- (Пероксогруппа),їх можна розглядати як похідні пероксиду водню Н-О-О-Н. Найважливішими представниками є пероксид натрію Nа 2 О 2 і пероксид барію ВаО 2: вони містять пероксид-іони О * ". Якщо в складі оксиду немає ланцюга -О-О-, то таке з'єднання не можна називати пероксидом, наприклад РbО 2 (структурна формула О \u003d Рb \u003d О) являє собою оксид свинцю (IV). Органічні пероксиди широко використовуються як каталізатори полімеризації.

Надпероксида металів містять цепочечний іон О 2 -; наприклад, при згорянні калію утворюється надпероксід кадію КО 2.

СІРКА

Елемент сірка S у вигляді виділень вулканічних джерел відомий з II ст. до н. е.

Поширення в природі. Сірка зустрічається у вільному вигляді (самородна сірка) і у вигляді сульфідів і сульфатів утворює багато мінералів. Входить до складу природного вугілля, нафти і білкових тіл (особливо багато сірки міститься в кератині волосся, пір'я і вовни).

мінерали:сульфіди (колчедани - світлі з металевим блиском; блиски - темні з металевим відливом; обманки - темні без металевого блиску або частіше світлі, прозорі), пірит, сірчаний колчедан, залізний колчедан FeS 2, молибденит, молібденовий блиск МоS 2, халькопірит, мідний колчедан FеСuS 2, аргентит, срібний блиск Аg 2 S, стибніт, сурм'яний блиск, сіра сурьмяная руда Sb 2 S 3, арсенопірит, міспікель, миш'яковий колчедан FеАsS, сфалерит, цинкова обманка ZnS, кіновар НgS, реальгар Аs 4 S 4 галенит, свинцевий блиск РbS, халькозин, мідний блиск Сu 2 S.

Фізіологічна дія. Сірка - життєво важливий елемент, в пов'язаному вигляді вона міститься у всіх вищих організмах (складова частина білків).

Для людей вільна сірка не отруйна, невеликі кількості її діють як проносне, мелкодисперсная сірка подразнює шкіру (на цьому засноване застосування лікарських сірковмісних мазей).

Отримання.

1. Виплавлення самородної сірки з природних покладів, наприклад за допомогою водяної пари, і очищення сирої сірки перегонкою. При різкому охолодженні пари сірки отримують сублимированную сірку у вигляді дрібного порошку ( «сірчаний колір»).

2. Виділення сірки при десульфурації продуктів газифікації вугілля (водяний, повітряний і світильний гази), наприклад, під дією повітря і каталізатора - активного вугілля:

2Н 2 S + О 2 \u003d 2Н 2 O + 2S.

3. Виділення сірки при неповному згорянні сірководню (рівняння см. Вище), при підкисленні розчину тіосульфату натрію: Na 2 S 2 O 3 + 2НС1 \u003d 2NaС1 + SО 2 + Н 2 О + S, і при перегонці розчину полісульфіду амонію: (NH 4) 2 S 3.

Алотропні модифікації. Сірка у вільному вигляді складається з молекул різної довжини (S ¥, S 12, S 8, S 6, S 2 і ін.), І ці молекули можуть упорядочиваться різними способами, тому існує кілька модифікацій сірки. При кімнатній температурі сірка знаходиться в вигляді a-сірки (ромбічна модифікація), яка являє собою жовті тендітні кристали без кольору і запаху, не розчинні у воді, але легко розчинні в сероуглероде. Вище 96 ° С відбувається повільне перетворення a-сірки в b-сірку (моноклінна модифікація), яка представляє собою майже білі кристалічні пластинки. Температури плавлення a- і b-сірки рівні відповідно 118 і 119 ° С. При плавленні утворюється жовта низковязкую l-сірка, яка складається, як і обидві модифікації твердої сірки, з циклічних молекул S 8. При подальшому нагріванні цикли S 8 переформовуються в ланцюзі різної довжини. Модифікація такої будови називається m-сірої; це червоно-коричнева і дуже в'язка рідина. При підвищенні температури забарвлення стає темно-коричневою і в'язкість рідкої сірки знову знижується. Рідка сірка кипить при 444,6 ° С. При вливанні розплавленої сірки в воду відбувається переохолодження розплаву і освіту жовто-коричневої, резиноподобной, ріжучі ножем пластичної сірки (суміш l- і m-сірки), яка на повітрі за кілька хвилин стає жовтою, каламутній і крихкою.

Хімічні властивості. При нагріванні на повітрі сірка згорає блакитним полум'ям до діоксиду сірки SО 2 (з домішкою триоксида сірки SO 3). При високих температурах реагує з металами, даючи відповідні сульфіди, і з воднем (і парафіном), утворюючи сірководень Н 2 S. Сірка розчиняється в розчині сульфіду амонію з утворенням жовто-червоних полісульфід-іонів, при нагріванні сірки з розчином сульфіту виходить відповідний тіосульфат, а при нагріванні з розчином ціаніду - тіоціанат.

Застосування. Сірка використовується для отримання сірковуглецю, сірчаної кислоти, тіосульфату натрію, сірчистих барвників, ультрамаринового синього, при вулканізації каучуку, як засіб для лікування шкірних захворювань, для захисту рослин від борошнистої роси.

Сірку вводять в орні землі у вигляді різних сульфатсодержащіх добрив (сульфат амонію, суперфосфат).

Сірководень. сульфід

Сірководень (моносульфан) Н 2 S.

Поширення в природі. Сірководень міститься в сірчаних мінеральних джерелах, вулканічному і природному газі, великі кількості сірководню утворюються при природному гнитті білкових речовин.

Фізіологічна дія. сірководень дуже отруйний.Вдихання повітря, що містить 0,08% (об.) Н 2 S, протягом 5 - 10 хв призводить до смерті. Як і ціановодород сірководень блокує життєво важливі дихальні ферменти (цитохроми). Лабораторні роботи з сірководнем слід проводити тільки у витяжній шафі.

Виявлення. За чорно-коричневому фарбуванню «свинцевою паперу» - просоченої розчином солі свинцю (II) і висушеної фільтрувального паперу; по чорному нальоту (освіта Аg 2 S) на сріблі.

Отримання.

1. Промисловий спосіб - виділення з водяного, побутового, коксового і сирого синтезгаз за допомогою розчинів натрієвих солей амінокислот, які поглинають Н 2 S на холоду і виділяють при нагріванні або за допомогою глубокоохлажденного метанолу, також добре поглинає Н 2 S.

2. Обробка сульфіду заліза (II) соляної кислотою: FеS + 2НС1 \u003d FеС1 2 + Н 2 S.

3. Нагрівання сірки з парафіном.

4. Прямий синтез з водню і сірки (водень пропускають над розплавленої сірої).

Останні три способи застосовуються в лабораторних умовах.

Властивості. Безбарвний газ із запахом гнилих яєць, т. Кип. -61 ° С. Горить блакитним полум'ям і при повному згорянні утворює діоксид сірки: 2Н 2 S + 3О 2 \u003d 2Н 2 О + 2SО 2.

При внесенні в полум'я холодних предметів (наприклад, фарфорових) вони покриваються жовтим нальотом сірки через неповного згоряння, що відповідає чорної кіптяви при неповному згорянні вуглеводнів (метану, ацетилену).

Сірководень мало розчинний у воді, при розчиненні утворюється так звана сірководнева вода,з якої на повітрі в результаті повільного окислення випадає осад сірки. Сірководень - одна з найслабших кислот у водному розчині.

Застосування. Сірководень використовують для отримання сірки і як реактив кількісного аналізу в неорганічної хімії.

сульфіди

Сульфідами називаються солі сірководню. У більш широкому сенсі це з'єднання електропозитивних елементів з сіркою, що має, таким чином, негативну ступінь окислення (-2).

Сульфіди важких металів є промислово важливими рудами; їх шляхом випалу на повітрі переводять в оксиди: 2РbS + 3О 2 \u003d 2РbО + 2SО 2.

Сульфіди лужних і лужноземельних елементів, а також сульфід амонію, добре розчинні у воді. Решта сульфіди виділяються у вигляді характерно забарвлених опадів при введенні розчину сульфіду амонію в розчини солей металів, а практично нерозчинні сульфіди (володіють надзвичайно низьку розчинність в воді) випадають навіть з кислих розчинів солей при введенні сірководню: FеSO 4 + (NН 4) 2 S \u003d FеS (т) + (NH 4) 2 SО 4, 2ВiС1 3 + 3Н 2 S \u003d Вi 2 S 3 (т) + 6НС1.

Сульфіди, обложені з кислих розчинів сірководнем:

чорні - НgS, Аg 2 S, РbS, СuS помаранчеві - Sb 2 S 3, Sb 2 S 5

коричневі - SnS, Вi 2 S 3 жовті - Аs 2 S 3, Аs 2 S 5, SnS 2, СdS

Сульфіди, обложені з аміачних розчинів під дією сульфіду амонію (NН 4) 2 S: чорні - FеS, NiS, СОS, рожевий - МnS, білий - ZnS.

КИСНЕВІ З'ЄДНАННЯ сірки

Діоксид сірки SО 2

Поширення в природі. Діоксид сірки міститься в вулканічних газах і газах, що виділяються при спалюванні природного вугілля.

Отримання.

1. Спалювання сірки або сірководню.

2. Обробка сульфітів сильними кислотами: Na 2 SO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + Н 2 О + SO 2.

3. Випалювання сульфідних руд, наприклад піриту: 4FеS 2 + 11О 2 \u003d 2Fе 2 О 3 + 8SО 2

4. Відновне термічний розклад мінералів гіпсу СаSО 4 2Н 2 О або ангідриту СаSО 4.

Останні два методи використовуються в промисловості.

Властивості. Безбарвний важкий газ з гострим запахом, що викликає кашель. Зріджується при -10 ° С. Негорючий, дуже легко розчиняється у воді. У розчині SО 2 легко окислюється, наприклад, перманганатом калію (швидко) або киснем повітря (повільно), до сірчаної кислоти Н 2 SО 4.

Діоксид сірки діє як відбілюючий агент на багато барвники; на відміну від незворотного дії белільной вапна, знебарвлення діоксидом сірки часто можна зупинити, і забарвлення повертається після промивання.

Застосування. SО 2 - проміжний продукт у виробництві сірчаної кислоти та інших сполук сірки. Використовується для відбілювання паперу, соломи і вовни, при обробці винних бочок, для сульфохлорування насичених вуглеводнів. Рідкий діоксид сірки застосовують для очищення нафти.

сульфіти

При розчиненні діоксиду сірки у воді утворюється кислотний полігідрат SО 2 * N Н 2 О, який раніше зображували умовною формулою Н 2 SО 3 (такі молекули невідомі) і називали сірчистої кислотою.Полігідрат SО 2 * N Н 2 О в водному розчині є кислотою середньої сили; при нейтралізації цього розчину утворюються сульфіти.

Загальна формула середніх сульфітів М I 2 SО 3, кислих сульфітів (гідросульфітів) М I НSО 3.

У воді розчинні тільки сульфіти лужних елементів, при кип'ятінні розчинів цих сульфітів з сіркою вони переходять до відповідних тіосульфату. Все сульфіти під дією сильних кислот розкладаються з виділенням SO 2.

До найважливіших сульфітів відносяться сульфіт натрію Nа 2 SО 3 і гідросульфіт натрію NаНSО 3. Розчин гидросульфита кальцію Са (НSО 3) 2, званий «сульфітним лугом», отримують з карбонату кальцію (вапняку), діоксиду сірки та води, він служить засобом для отримання лігніну з деревини при отриманні целюлози.

Дісульфіти М I 2 S 2 О 6 - похідні від невідомої у вільному вигляді дісерністой кислоти Н 2 S 2 О 6 fd; ці солі (раніше називалися піросульфіту або метабісульфіту) можна отримати при нагріванні гідросульфітів: 2KHSO 3 \u003d K 2 S 2 O 5 + H 2 O.

Дісульфіт калію До 2 S 2 О 5 широко використовується в фотографічних Проявники і закріплювач.

Триоксид сірки SО 3

Отримання. Каталітичне окислення діоксиду сірки, отгонка з олеума, термічний розклад До 2 S 2 О 7 на К2 SО 4 і SО 3 (лабораторний спосіб).

Властивості. Відомі три модифікації SО 3. Найбільш стійка - a-SО 3 утворюється у вигляді шовково-блискучих голок, які на повітрі сильно пахнуть, т. Пл. 40 ° С. Інтенсивно реагують з водою, даючи сірчану кислоту. Схожа на лід модифікація - g-SО 3 має т. Пл. 16,8 ° С і т. Кип. 44,8 ° С.

7. Сірчана кислота Н 2 SО 4

Отримання. Виділення сірчаної кислоти з сульфатів за допомогою сильної кислоти з подальшим випаровуванням Н 2 SО 4 неможливо, так як сірчана кислота сама сильна і вище 300 ° С розкладається. Всі промислові методи її синтезу засновані на отриманні діоксиду сірки SО 2, окисленні його в триоксид сірки SО 3 і взаємодії останнього з водою.

Першу стадію виробництва сірчаної кислоти - отримання діоксиду Сірки - можна вести трьома способами:

Найбільш поширений випал сульфідних руд, наприклад піриту. Процес проводять в трубчастих обертових або многоподових печах, а також в печах з киплячим шаром. Технологічні процеси кольорової металургії завжди супроводжуються отриманням Н 2 SО 4, так як при випалюванні сульфідних руд утворюється діоксид сірки.

Друга стадія виробництва сірчаної кислоти - окислювання діоксиду сірки, цей процес проводять контактним або нітрозним способом.

Контактним способом здійснюють приблизно 80% світового виробництва сірчаної кислоти. Спосіб відомий з 1900 р Продуктом є концентрована Н 2 SО 4.

Фізичні властивості. Безбарвна маслоподібними рідина без запаху, щільність 1,84 г / см 3 при 20 ° С. При 338 ° С закипає, утворюючи туман SО 3.

При розведенні її водою відбувається сильне розігрівання (утворення гідратів, наприклад Н 2 SО 4 * Н 2 O), що супроводжується розбризкуванням рідини.

Правило розведення сірчаної кислоти: слід вливати при перемішуванні кислоту в воду, а не навпаки. Сірчана кислота дуже гігроскопічна і тому придатна для осушення багатьох газів (але не аміаку!).

Хімічні властивості. Дуже сильна двухосновная кислота, вже при помірному розведенні практично повністю дисоціює на іони Н + (точніше, Н 3 O +) і SO 4 2-:

Н 2 S0 4 + 2Н 2 0 \u003d SO 4 2- + 2Н 3 O +.

Гідросульфат-іони НSО 4 - існують тільки в концентрованих розчинах Н 2 SО 4:

H 2 SO 4 + H 2 O \u003d НSO 4 - + Н 3 O +.

Сірчана кислота мало леткий і витісняє багато інших кислоти з їх солей, наприклад:

СаF 2 + Н 2 SО 4 \u003d СаSО 4 + 2НF.

РазбавленнаяН 2 SО 4 при взаємодії з неблагородними металами (що стоять в електрохімічному ряді напруг лівіше водню) виділяє водень.

КонцентрірованнаяН 2 SО 4 ніколи водню не виділяє (формально навіть тому, що не містить зовсім або містить мало іонів Н 3 О +), реагує як окислювач і переходить найчастіше в SО 2, а при взаємодії з сильними відновниками - в S і Н 2 S. При нагріванні Н 2 SО 4 (конц.) окисляє майже всі метали, в тому числі і благородні метали Сu, Нg і АG: Сu + 2Н 2 SО 4 (конц.) \u003d СuSО 4 + 3О 2 + 2Н 2 О.

Виявлення.

1. Концентровану сірчану кислоту зручно ідентифікувати по обвуглювання зануреної в неї скіпи.

2. Сульфат-іони SО 4 2- утворюють з іонами Ва 2+ білий дрібнокристалічний осад сульфату барію ВаSО 4.

Застосування. Сірчана кислота відноситься до продуктів основного хімічного виробництва. Її використовують у виробництві хімічних волокон (віскозне шовку, шерсть, поліамідні волокна), добрив (суперфосфат), вибухових речовин, миючих, змочують і емульгуючих засобів, барвників, лікарських препаратів, а також різних сульфатів, простих і складних ефірів, деяких кислот (фтороводородной кислота, винна кислота і ін.), для рафінування мінеральних масел, при травленні металів, як компонент різних гальванічних електролітів (для процесів хромування, анодного окислення і ін.), як електроліт свинцевих акумуляторів і для багатьох інших цілей.

Олеум

Димить сірчана кислота містить надлишок триоксида сірки, зокрема, у формі дісерной кислоти Н 2 S 2 О 7. Така рідка суміш Н 2 SО 4, Н 2 S 2 О 7 і надлишкового SО 3 називається олеумом. Склад олеума вказується процентним вмістом SО 3 (понад моногідрату SО 3 * Н 2 О, т. Е. 100% -ої Н 2 SО 4).

сульфати - солі сірчаної кислоти.

Сульфати свинцю (II), кальцію, стронцію і барію дуже мало розчинні у воді, більшість інших сульфатів легко розчиняються у воді. Спосіб виявлення їх аналогічний способу виявлення іонів SО 4 2- сірчаної кислоти. Багато сульфати знаходяться в земній корі у вигляді мінералів.

Найважливіші природні сульфати: мирабилит (глауберової сіль) - Na 2 SО 4 * 10Н 2 О, епсоміт (гірка, або англійська, сіль) МgSO 4 * 7Н 2 О.

Купоросу - це кристалогідрати сульфатів деяких двовалентних металів:

залізний купорос (світло-зелений) FеSО 4 * 7Н 2 O; мідний купорос (блакитний) СuSО 4 * 5Н 2 О; нікелевий купорос (зелений) NiSО 4 * 7Н 2 О; кобальтові купорос (темно-червоний) СоSО 4 * 7Н 2 О цинковий купорос (білий) ZnSО 4 -7Н 2 О.

Галун - це кристалогідрати подвійних сульфатів:

алюмокалієві галун До 2 SО 4 * А1 2 (SО 4) 3 * 24Н 2 О;

хромокаліевие галун До 2 SO 4 * Сr 2 (SO 4) 3 * 24Н 2 О;

железокаліевие галун До 2 SО 4 * Fе 2 (SО 4) 3 * 24Н2О.

Сіль Мора - це не галун, її склад (NH 4) 2 SО 4 * FеSО 4 * 6Н 2 О.

ІНШІ З'ЄДНАННЯ сірки

дисульфат - це солі дісерной кислоти Н 2 S 2 O 7.

Тіосерная кислота Н 2 S 2 О 3 стійка тільки при низьких температурах (нижче -72 ° С). Її солі тіосульфати - утворюються при кип'ятінні розчинів сульфітів металів з надлишком сірки:

Na 2 S 2 O 3 + S \u003d Н 2 S 2 О 3.

Отримати кислоту Н 2 S 2 О 3 витісненням її з тиосульфатов за допомогою сильної кислоти не вдається, так як вона розкладається: Nа 2 S 2 О 3 + 2НС1 \u003d 2NаС1 + SО 2 + S + Н 2 О.

Пероксодісерная кислота Н 2 S 2 О 8, або в більш точної записи Н 2 S 2 О 6 (О 2), містить пероксогруппу - О - О -, у вільному вигляді дуже нестійка. Її солі - пероксодісульфати - дуже сильні окислювачі, наприклад пероксодісульфат калію До 2 S 2 О 8. Відома також пероксомоносерная кислота (Кислота Каро)Н 2 SО 3 (О 2).

Дітіоністая кислота Н 2 S 2 О 4 у вільному вигляді не відома, але отримана її сіль дітіоніт натрію Nа 2 S 2 О 4, яка використовується в якості відновника, наприклад при синтезі кубових барвників, при витравном друкуванні і в процесах відбілювання. Дітіоніт натрію отримують пропусканням діоксиду сірки в водну суспензію цинку: Zn + 2SО 2 \u003d Zn 2+ + S 2 O 4, з подальшим видаленням з розчину іонів Zn 2+ додаванням карбонату натрію і кристалізацією Na 2 S 2 О 4. Іон S 2 О 4 2- містить прямий зв'язок сірка - сірка.

Дітіоновая кислота Н 2 S 2 О 6, її солі дітіонати, і тетратіоновая кислота Н 2 S 4 О 6, її солі тетратионат, існують тільки в розбавленому водному розчині. Вони містять пов'язані безпосередньо в ланцюжок два і чотири атома сірки. Дітіонат марганцю (П) утворюється при обробці діоксиду марганцю (пиролюзита) діоксидом сірки: MnO 2 + 2SO 2 \u003d MnS 2 O 6.

Тетратионат натрію виходить при взаємодії тіосульфату натрію з йодом:

2Na 2 S 2 O 3 + I 2 \u003d N а 2 S 4 О 6 + 2NаI.

Інші кислородсодержащие кислоти сірки - це сульфоксіловая кислота Н 2 SО 2, тіосерністая кислота Н 2 S 2 О 2, три-, пента- і гексатіоновие кислоти Н 2 S 3 О 6, Н 2 S 5 О 6 і Н 2 S 6 О 6, їх солі три-, пента- і гексатіонати.

Дихлорид Дисер S 2 С1 2 - оранжево-жовта, іноді безбарвна, димить у вологому повітрі рідина з характерним задушливим запахом. Утворюється при нагріванні сірки з недоліком хлору. Застосовують при вулканізації каучуку.

гексафторид сірки SF 6 - безбарвний газ без запаху. Хімічно інертний. У техніці застосовують як газовий електричний ізолятор.

Сульфурілхлорід SСl 2 О 2 і тіонілхлорид SС1 2 О - безбарвні рідини, що утворюють на повітрі туман і викликають сильний кашель. Вони повністю гідролізуються водою:

SС1 2 О 2 + 2Н 2 О \u003d Н 2 SО 4 + 2НС1; SС1 2 О + Н 2 О \u003d SО 2 + 2НС1.

Відома також хлорсульфонова кислота НSО 3 С1.

СЕЛЕН, ТЕЛЛУР, Полонне ТА ЇХ З'ЄДНАННЯ

Відкриття. селен Sе відкритий в 1817 р в шламі свинцевих камер (продукційних веж) сірчанокислотного заводу (Берцеліус, Швеція).

Поширення. Селен - рідкісний елемент; власних мінералів не має. Міститься в невеликих кількостях (разом з телуром) в самородної сірки і сульфідних рудах.

Отримання. Виділення з анодного шламу медеелектролітіческіх установок. З цією метою шлам обробляють розчином гідроксиду натрію і діоксидом сірки:

2SeO 2 + 2SO 2 + 2OН - \u003d 2SО 4 2 + Sе + Н 2 О.

Твердий селен відокремлюють і очищають дистиляцією.

властивості. Селен має дві аллотропние модифікації.

Сірий (металевий) селен - речовина сірого кольору, зі слабким блиском. Чи не розчиняється в сірковуглеці. Електричний опір цієї модифікації різко (в »1000 разів) знижується на світлі (в порівнянні з електричним опором в темряві). Стійка модифікація.

Червоний селен - неметалевої речовина червоного кольору. Розчинний в СS 2 з утворенням жовтого розчину. Термодинамічно нестійка модифікація.

Селен на повітрі згорає блакитним полум'ям, поширюючи характерний запах гнилої редьки. В результаті утворюється білий твердий діоксид селену SЕО 2. Сірий селен переходить в червоний селен при розчиненні в гарячій концентрованої сірчаної кислоти і виливання отриманого зеленого розчину в великий обсяг води.

застосування. Селен використовують у виробництві фотоелементів і випрямлячів електричного струму.

Сполуки селену. Властивості сполук селену аналогічні властивостям сполук сірки. Найбільш відомі селеноводорода Н 2 Sе (похідні - селеніди); діоксид селену SЕО 2 - біла тверда речовина, з водою утворює селениста кислоту Н 2 SЕО 3 (солі - селеніти); селеновая кислота Н 2 SЕО 4, що дорівнює за силою сірчаної кислоти; її солі - селенатов, з яких дуже мало розчинний у воді селенат барію ВаSеO 4.

телурТі, як правило, супроводжує селен і сірку в природних сульфідах, досить рідкісний елемент. Відкрито в 1782 р в золотоносних породах (Мюллер фон Райхенштейн, Угорщина). Являє собою сріблясто-білий м'який, але крихкий метал. Використовується в напівпровідниковій техніці. Теллуроводород Н 2 Ті (похідні - теллуріди) проявляє більш сильні кислотні властивості, ніж селеноводорода, але по відношенню до кисню повітря набагато більш стійкий.

полоній Ро відкритий в 1898 р в уранової смоляний руді (М. Склодовська-Кюрі і П. Кюрі, Франція). Дуже рідкісний радіоактивний елемент. Виходить штучно опроміненням вісмуту в ядерних реакторах; найбільш долгоживущий ізотоп - полоній-209 (період напіврозпаду 102 року). Являє собою сріблясто-білий блискучий метал, світиться постійної блакитний люмінесценції. У всіх з'єднаннях полоній поводиться як типовий метал.

Хімія Елементів Неметали VIа-підгрупи

Елементи VIа-підгрупи є неметалами, крім Po.

Кисень сильно відрізняється від інших елементів підгрупи і відіграє особливу роль в хімії. Тому хімія кисню виділена в окрему лекцію.

Серед інших елементів найбільше значення має сірка. Хімія сірки дуже обширна, так як сірка утворює величезну кількість різноманітних сполук. Її з'єднання широко використовуються в хімічній практиці і в різних галузях промисловості. Під час обговорення неметалів VIа-підгрупи найбільшу увагу буде приділено хімії сірки.

Основні питання, що розглядаються в лекції

Загальна характеристика неметалів VIа-підгрупи. Природні сполуки Сірка

Проста речовина З'єднання сірки

Сірководень, сульфіди, полісульфіди

Діоксид сірки. сульфіти

триоксид сірки

Сірчана кислота. Окисні властивості. сульфати

Інші сполуки сірки

Селен, телур

Прості речовини Сполуки селену і телуру

Селеніди і теллуріди

З'єднання Se і Te в ступені окислення (+4)

Селенова і телурової кислоти. Окисні властивості.

Найбільш характерними ступенями окислення для S, Se, Te являют-

ся: (-2), 0, +4, +6, для кисню: (-2), (-1), 0.

При переході від S до Te стійкість вищого ступеня окислення +6

знижується, а стійкість ступеня окислення +4 посилюється.

У Se, Te, Po, - найбільш стійкою є ступінь окислення +4.

Деякі характеристики атомів елементів VIб - підгрупи

Як видно з наведених вище даних , Кисень сильно відрізняється від інших елементів підгрупивисоким значенням енергії іонізації, ма-

лим орбітальним радіусом атома і високою електронегативність, більш високу електронегативність має тільки F.

Кисень, який грає в хімії зовсім особливу роль, розглянуто від-

до діла. Серед інших елементів VIа-групи найбільш важливим є сірка.

(SF2, SCl2), +3 (S2 O3, H2 S2 O4). Різноманіття сполук сірки підтверджує і той факт, що тільки кисневмісних кислот S відомо близько 20.

Міцність зв'язку між атомами S виявляється сумірною з проч-

ністю зв'язків S з іншими неметалами: O, H, Cl, тому для S характер-

тому числі дуже поширений мінерал пірит FeS2, і політіонові кислоти (наприклад, H2 S4 O6) .Таким чином хімія сірки є досить великою.

Найважливіші сполуки сірки, які використовуються в промисловості

Самим широко використовуваним з'єднанням сірки в промисловості та лабораторії є сірчана кислота. Світовий обсяг виробництва сер-

ної кислоти становить 136 млн.т. (Жодна інша кислота не виробляється в таких великих кількостях). До поширених сполук відносяться з-

чи сірчаної кислоти - сульфати, а також солі сірчистої кислоти - сульфіти.

природні сульфідивикористовуються для отримання найважливіших кольорових ме

талій: Cu, Zn, Pb, Ni, Co і ін. Серед інших поширених сполук сірки слід назвати: сірководневу кислоту H2 S, ді-і триоксиди сірки: SO2

і SO3, тіосульфат Na2 S2 O3; кислоти: дісерную (піросерную) H2 S2 O7, перок-

содісерную H2 S2 O8 і пероксодісульфати (персульфати): Na2 S2 O8 і

(NH4) 2 S2 O8.

Сірка в природі

чає в вигляді простого речовини, Що утворює великі підземні поклади,

і у вигляді сульфідних і сульфатних мінералів , А також у вигляді сполук,

є домішками в вугіллі та нафті. Вугілля і нафта виходять в результа-

ті розкладання органічних речовин, а сірка входить до складу тварин і рости-

тільних білків. Тому при спалюванні вугілля і нафти утворюються оксиди сірки,

що забруднюють навколишнє середовище.

Природні сполуки сірки

Мал. Пірит FeS2 - основний мінерал, який використовується для отримання сірчаної кислоти

самородна сірка;

сульфідні мінерали:

FeS2 - пірит або залізний колчедан

FeCuS2 - халькопірит (мідний колче-

FeAsS - арсенопірит

PbS - галеніт або свинцевий блиск

ZnS - сфалерит або цинкова обманка

HgS - кіновар

Cu2 S- халькозин або мідний блиск

Ag2 S- аргентит або срібний блиск

MoS2 - молибденит

Sb2 S3 - стибніт або сурм'яний блиск

As4 S4 -реальгар;

сульфати:

Na2 SO4. 10 H2 O - мирабилит

CaSO4. 2H2 O - гіпс

CaSO4 - ангідрит

BaSOбаріт або важкий шпат

SrSO4 - целестин.

Мал. Гіпс CaSO4. 2H2 O

проста речовина

У простому речовині атоми сірки пов'язані -зв'язком з двома сусідніми.

Найбільш сталою є структура, що складається з восьми атомів сірки,

об'єднаних в гофровану кільце, що нагадує корону. Існує кілька модифікацій сірки: ромбічна сірка, моноклінна і пластична сірка. При звичайній температурі сірка знаходиться в вигляді жовтих тендітних кри-

сталл ромбічної форми (-S), образован-

них молекулами S8. Інша модифікація - моноклінна сірка (-S) також складається з восьмічленних кілець, але відрізняється распо-

ложением молекул S8 в кристалі. при рас

плавленні сірки кільця рвуться. При цьому мо-

гут утворитися переплутані нитки, які

Мал. сірка

роблять розплав в'язким, при подальшому по-

підвищенні температури полімерні ланцюги можуть руйнуватися, і в'язкість буде слабшати. Пластична сірка утворюється при різкому охолодженні расплавлен-

ної сірки і складається з переплутаних ланцюгів. Згодом (протягом декількох днів) вона перетворюється на ромбічну сірку.

Сірка кипить при 445о С. В парах сірки мають місце рівноваги:

Молекули S2 мають будову аналогічне О2.

Сірка може бути окислена (зазвичай до SO2), і може бути восста-

новлена \u200b\u200bдо S (-2). При звичайній температурі реакції за участю твердої сірки майже всі загальмовані, протікають лише реакції з фтором, хлором, ртуттю.

Цю реакцію використовують для зв'язування найдрібніших крапель розлитої ртуті.

Рідка і пароподібна сірка дуже реакціоноспособни . У парах сірки горить Zn, Fe, Cu. При пропущенні Н2 над розплавленої сірої утворюється

H 2 S. У реакціях з воднем і металами сірка виступає в ролі окіслі-

Сірка здатна досить легко окислюватися під дією галогенів

і кисню. При нагріванні на повітрі сірка горить блакитним полум'ям, окіс-

ляясь до SO2.

S + O2 \u003d SO2

Сірка окислюється концентрованої сірчаної та азотної кислотами:

S + 2H2 SO4 (конц.) \u003d 3SO2 + 2H2 O,

S + 6HNO3 (конц.) \u003d H2 SO4 + 6 NO2 + 2H2 O

У гарячих розчинах лугів сірка диспропорционирует.

3S + 6 NaOH \u003d 2 Na2 S + Na2 SO3 + 3 H2 O.

При взаємодії сірки з розчином сульфіду амонію утворюються жовто-червоні полісульфід-іони(-S-S-) n або Sn 2.

При нагріванні сірки з розчином сульфіту виходить тіосульфат, а

при нагріванні з розчином ціаніду - тіоціанат:

S + Na 2 SO3 \u003d Na2 S2 O3, S + KCN \u003d KSCN

Тіоціанат або роданид калію використовується для аналітичного виявлення іонів Fe3 +:

3+ + SCN - \u003d 2 + + H2 O

Утворюється комплексна сполука має криваво-червоне забарвлення,

навіть при незначній концентрації гідратованих іонів Fe3 + в роз-

Щорічно в світі видобувається ~ 33 млн. Т самородної сірки. Основна кількість видобутої сірки переробляється в сірчану кислоту і использу-

ється в гумової промисловості для вулканізації каучуку. сірка прісоеді-

вується до подвійних зв'язків макромолекул каучуку, утворюючи дисульфідні мості-

ки -S- S-, тим самим, як би їх «зшиваючи», що надає каучуку міцність і пружність. При введенні в каучук великої кількості сірки виходить ебо-

ніт, який є хорошим ізоляційним матеріалом, використовуваним в електротехніці. Сірка використовується також у фармацевтиці для виготовлення шкірних мазей і в сільському господарстві для боротьби з шкідниками рослин.

сполуки сірки

Сірководень, сульфіди, полісульфіди

Сірководень H 2 S зустрічається в природі в сірчаних мінеральних водах,

присутній у вулканічному і природному газі, утворюється при гнитті бел

кових тел.

Сірководень - це безбарвний газ із запахом тухлих яєць, дуже отруйний.

Мало розчиняється у воді, при кімнатній температурі в одному об'ємі води розчиняються три обсягу газоподібного H2 S. Концентрація H 2 S в насичений-

ном розчині становить ~ 0,1 моль / л . При розчиненні в воді утворюється

сірководнева кислота, яка є однією з найслабших кислот: