Сера и её соединения

Сера ($Z=16$) находится в 3-м периоде, в главной подгруппе VI группы. Электронная формула $1s^22s^22p^63s^23p^4$, на внешнем слое 6 электронов. Основные степени окисления: $-2$ ($\mathrm{H_2S}$), $0$ ($\mathrm{S}$), $+4$ ($\mathrm{SO_2}$), $+6$ ($\mathrm{H_2SO_4}$).

В природе сера встречается в самородном виде, в виде сульфидов (пирит, или железный колчедан, $\mathrm{FeS_2}$, а также $\mathrm{ZnS}$, $\mathrm{PbS}$) и сульфатов (гипс $\mathrm{CaSO_4\cdot2H_2O}$, глауберова соль $\mathrm{Na_2SO_4\cdot10H_2O}$); она входит также в состав белков.

Аллотропные видоизменения: ромбическая (самая устойчивая, коронообразные молекулы $\mathrm{S_8}$), моноклинная (игольчатые кристаллы, устойчива примерно выше 96 °C) и пластическая сера (длинные цепи; получают, выливая кипящую серу в холодную воду; постепенно переходит в ромбическую).

Серу выплавляют из природных залежей, а также получают из сероводорода, содержащегося в газах: $\mathrm{2H_2S+SO_2=3S+2H_2O}$. Это жёлтое хрупкое твёрдое вещество, нерастворимое в воде и не смачиваемое ею (порошок плавает на поверхности), плохо проводит теплоту и электричество.

Сера проявляет свойства и окислителя, и восстановителя:

• с металлами и водородом она окислитель: $\mathrm{Fe+S=FeS}$, $\mathrm{H_2+S=H_2S}$; с ртутью реагирует уже при комнатной температуре, $\mathrm{Hg+S=HgS}$, поэтому разлитую ртуть засыпают порошком серы;
• с кислородом и концентрированной серной кислотой она восстановитель: $\mathrm{S+O_2=SO_2}$, $\mathrm{S+2H_2SO_4=3SO_2+2H_2O}$;
• при нагревании в растворе щёлочи и окисляется, и восстанавливается: $\mathrm{3S+6NaOH=2Na_2S+Na_2SO_3+3H_2O}$.

Применение: производство серной кислоты, вулканизация каучука, производство спичек и пороха, борьба с вредителями в сельском хозяйстве, медицинские мази.

Сероводород в лаборатории получают действием соляной кислоты на сульфид железа(II): $\mathrm{FeS+2HCl=FeCl_2+H_2S\uparrow}$. Это бесцветный, очень ядовитый газ с запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха ($M=34$). Его водный раствор — слабая двухосновная сероводородная кислота; её соли — сульфиды ($\mathrm{Na_2S}$) и гидросульфиды ($\mathrm{NaHS}$). Сера в $\mathrm{H_2S}$ имеет низшую степень окисления $-2$, поэтому за счёт серы сероводород только восстановитель: при избытке кислорода $\mathrm{2H_2S+3O_2=2SO_2+2H_2O}$, при недостатке $\mathrm{2H_2S+O_2=2S+2H_2O}$.

Оксид серы(IV) образуется при сжигании серы и пирита; в лаборатории его получают действием кислоты на сульфит: $\mathrm{Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2\uparrow+H_2O}$. Бесцветный ядовитый газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Кислотный оксид: $\mathrm{SO_2+H_2O\rightleftarrows H_2SO_3}$ (слабая неустойчивая сернистая кислота), $\mathrm{SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O}$. Промежуточная степень окисления $+4$ даёт двойственные свойства: восстановитель ($\mathrm{2SO_2+O_2\rightleftarrows2SO_3}$; обесцвечивает бромную воду) и окислитель ($\mathrm{SO_2+2H_2S=3S+2H_2O}$).

Оксид серы(VI) — бесцветная летучая жидкость, сильный кислотный оксид и окислитель. С водой бурно, с большим выделением теплоты, образует серную кислоту: $\mathrm{SO_3+H_2O=H_2SO_4}$.

Безводная $\mathrm{H_2SO_4}$ — тяжёлая маслянистая бесцветная нелетучая жидкость. Она очень гигроскопична (ею сушат газы), при растворении в воде выделяется много теплоты, поэтому кислоту вливают в воду тонкой струйкой, а не наоборот.

Разбавленная кислота — обычная сильная двухосновная кислота: с металлами, стоящими до водорода, выделяет водород ($\mathrm{Fe+H_2SO_4=FeSO_4+H_2\uparrow}$), реагирует с основными оксидами, основаниями и солями, образует сульфаты и гидросульфаты.

Концентрированная кислота — сильный окислитель за счёт $\mathrm{S^{+6}}$, водород с металлами не выделяет: $\mathrm{Cu+2H_2SO_4=CuSO_4+SO_2\uparrow+2H_2O}$; с активными металлами может давать $\mathrm{SO_2}$, $\mathrm{S}$ или $\mathrm{H_2S}$. На холоду пассивирует железо, алюминий и хром. Окисляет неметаллы ($\mathrm{C+2H_2SO_4=CO_2+2SO_2+2H_2O}$), обугливает сахар (водоотнимающее действие).

Контактный способ:

1. Обжиг пирита: $\mathrm{4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2}$; газ очищают от пыли и осушают.
2. Окисление в контактном аппарате: $\mathrm{2SO_2+O_2\rightleftarrows2SO_3}+Q$, катализатор $\mathrm{V_2O_5}$, 400–500 °C.
3. $\mathrm{SO_3}$ поглощают концентрированной серной кислотой (не водой, так как образуется туман); полученный олеум разбавляют водой.

Важные сульфаты: медный купорос $\mathrm{CuSO_4\cdot5H_2O}$ (борьба с вредителями растений, гальваническое меднение), железный купорос $\mathrm{FeSO_4\cdot7H_2O}$, глауберова соль (производство стекла, медицина), гипс (строительство, гипсовые повязки), $\mathrm{BaSO_4}$ (рентгеноскопия, так как он нерастворим и неядовит).

Сульфат-ион с ионами бария даёт белый осадок, нерастворимый в кислотах (реактив $\mathrm{BaCl_2}$ или $\mathrm{Ba(NO_3)_2}$): $\mathrm{Ba^{2+}+SO_4^{2-}=BaSO_4\downarrow}$.

Сульфид-ион с ионами свинца или меди даёт чёрный осадок: $\mathrm{Pb^{2+}+S^{2-}=PbS\downarrow}$; при действии кислоты на сульфид выделяется $\mathrm{H_2S}$ с запахом тухлых яиц.