Диоксид (двуокись) серы образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного колчедана:
По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышленности (о других промышленных способах получения см, 9 § 131).
Диоксид серы - бесцветный газ («сернистый газ») с резким эапахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бесцветную жидкость, кипящую при . При испарении жидкого происходит сильное понижение температуры (до ).
Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при ); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:
Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.
Молекула построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:
Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии -гибридизации и угол близок к . Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы -орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных -орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая -связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.
Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а также (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах).
Сернистая кислота - очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:
Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:
Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:
Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:
Будучи двухосновной , сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфитами.
Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.
Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления - самовосстановления):
Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.
H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли сернистой кислоты сульфиты … Большой Энциклопедический словарь
СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА - (H2SO3) слабая двухосновная кислота. Существует лишь в водных растворах. Соли С. к. сульфиты. Применяют в целлюлозно бумажной и пищевой промышленности. См. также Кислоты и ангидриды … Российская энциклопедия по охране труда
сернистая кислота - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN sulfurous acid … Справочник технического переводчика
Н2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в водных растворах. Соли серной кислоты сульфиты. * * * СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА, H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена,… … Энциклопедический словарь
сернистая кислота - sulfito rūgštis statusas T sritis chemija formulė H₂SO₃ atitikmenys: angl. sulfurous acid rus. сернистая кислота ryšiai: sinonimas – vandenilio trioksosulfatas (2–) … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
H2SO3, слабая двухосновная кислота, отвечающая степени окисления серы +4. Известна только в разбавленных водных растворах. Константы диссоциации: K1 = 1,6 · 10 2, K2 = 1,0 · 10 7 (18°C). Даёт два ряда солей: нормальные Сульфиты и кислые… … Большая советская энциклопедия
H2SO3, слабая двухосновная кислота. В свободном виде не выделена, существует в вод. р рах. Соли С. к. сульфиты … Естествознание. Энциклопедический словарь
См. Сера … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
Российский Университет Дружбы Народов
Факультет иностранных языков и общеобразовательных дисциплин
Сера. Ее использование в медицине.
Выполнила
студентка группы СВ-53
Руководитель семинаров по химии
Кафедры химии
Профессор В.Ф. Захаров
Москва, 2002
Нахождение серы в природе.
Физические свойства серы.
Химические свойства серы и ее соединений.
1) Свойства простого вещества.
Свойства оксидов:
оксид серы (IV);
оксид серы (VI).
Свойства кислот и их солей:
сернистая кислота и ее соли;
сероводород и сульфиды;
серная кислота и ее соли.
Использование серы в медицине.
Общая характеристика подгруппы кислорода
В подгруппу кислорода входят пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (полоний – радиоактивный элемент). Это p-элементыVI группы периодической системы Д.И. Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».
Свойства элементов подгруппы кислорода
Свойства | |||||
Порядковый номер | |||||
Энергия ионизации атома, эВ | |||||
Относительная электроотрицательность | |||||
Степень окисления в соединениях | |||||
Радиус атома, нм |
У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня – ns 2 np 4 . Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6. для кислорода, как и для фтора, не типична степень окисления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обычно –2 и в соединениях с фтором +2.
Водородные соединения элементов подгруппы кислорода отвечают формуле H 2 R (R – символ элемента): H 2 O , H 2 S , H 2 Se , H 2 Te . Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же). Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединенийH 2 R . Вода, диссоциирующая на ионыH + иОН - , является амфотерным электролитом.
Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RO 2 и RO 3 . Им соответствуют кислоты типаH 2 RO 3 иH 2 RO 4 . С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типаH 2 RO 3 также и восстановительные.
Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур – неметаллы, но последний обладает металлическим блеском и проводит электрический ток.
Нахождение серы в природе
Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.
Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 – железный колчедан, или пирит;HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты):CaSO 4 ּ 2 H 2 O – гипс,Na 2 SO 4 ּ 10 H 2 O – глауберова соль,MgSO 4 ּ 7 H 2 O – горькая соль и др.
Физические свойства серы
Природная сера состоит из смеси четырех
устойчивых изотопов:
,
,
,
.
Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформаCHCl 3 или из сероуглеродаCS 2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекулS 8 , имеющих форму короны. При 113 0 Cона плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,6 0 С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получитьпластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллымоноклинной серы. (t пл =119 0 C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекулS 8 . При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.
Химические свойства серы и ее соединений
Свойства простого вещества.
Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления –2. Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например, Na 2 S иH 2 S ). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.
Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)SO 2 и частично оксид серы (VI)SO 3 :
S + O 2 = SO 3
2S + 3O 2 = 2SO 3
Это наиболее важные оксиды серы.
При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:
S + H 2 = H 2 S
3S + 2P = P 2 S 3
S + Cl 2 = SCl 2
2S + C = CS 2
S + Fe = FeS
Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, - восстановителем.
Свойства оксидов
Оксид серы (IV )
Сернистый газ SO 2 – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 0 С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO 2 ) образуется сернистая кислотаH 2 SO 3 , которая известна только в растворах.
В лабораторных условиях для получения SO 2 действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:
Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + SO 2 + H 2 O
В промышленности SO 2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,
или при сжигании серы. Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO 3 и кальцияCa(HSO 3) 2) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.
Химические реакции, характерные для SO 2 , можно разделить на 3 группы:
Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:
SO 2 + Ca(OH) 2 = CaSO 3 + H 2 O
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O
Таким образом, SO 2 может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
Оксид серы (VI )
Серный ангидрид SO 3 при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип =44,8 0 С,t пл =16,8 0 С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат.oleum– «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как растворSO 3 вH 2 SO 4 , на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот:H 2 S 2 O 7 ,H 2 S 3 O 10 и т.д. С водойSO 3 взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.
Оксид серы (VI) получают окислениемSO 2 кислородом только в присутствии катализатора:
2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q.
Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO 3 (т.е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.
Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Свойства кислот и их солей
Сернистая кислота и ее соли
Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20 0 С растворяется 40 объемов SО 2). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:
SO 2 + Н 2 О = Н 2 SO 3
Реакция соединения SO 2 с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связыванииН 2 SO 3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удаленииSO 2 (продувание через раствор азотаили нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.
Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н 2 S O 3 диссоциирует ступенчато:
Н 2 S О 3 H + + HSO 4 –
HSO 3 - H + + SO 3 2-
Как двухосновная кислота она образует два ряда солей - сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:
Н 2 SO 3 + 2 N аОН = N а HS О 4 + 2Н 2 О
Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):
Н 2 SO 3 + N аОН = NаНS O 3 + Н 2 О
Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н 2 S О 3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:
2Н 2 SO 3 + O 2 = 2Н 2 SO 4
Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.
Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:
Н 2 S О 3 + В r 2 + Н 2 О = Н 2 SO 4 + 2НВr
5Н 2 S 0 3 + 2Км n О 4 = 2Н 2 SO 4 + 2М nSO 4 + К 2 S О 4 + 2Н 2 О
Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя сними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагреванииили на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действиеSO 2 иН 2 SO 4 отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).
Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca (HSO 3 ) 2 (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.
Сероводород и сульфиды
Сероводород Н 2 S - бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хорошо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).
Сероводород - очень ядовитый газ, поражающий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н 2 Sв производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.
Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников, например Пятигорска; Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.
Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:
S + Н 2 = H 2 S
Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):
2НСl + FеS = F еС l 2 + Н 2 S
Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.
Н 2 S- менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н-0 короче и прочнее связи Н-S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:
Н 2 S = S + Н 2
Газообразный Н 2 Sгорит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:
2Н 2 S + 3 O 2 = 2 SO 2 + 2Н 2 О
При недостатке кислорода образуются сера и вода:
2Н 2 S + O 2 = 2 S + 2Н 2 О
Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.
Сероводород - довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н 2 S сравнительно легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:
Н 2 S - 2 е - = S + 2H + 2
O 2 + 4 е - = 2O 2- 1
В этом случае Н 2 Sокисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:
2 Н 2 S + O 2 = 2S + 2 Н 2 O
Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ - кислород воздуха окисляет его в свободную серу.
Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Например:
Н 2 S + I 2 = 2HI + S
Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.
Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа 2 S - сульфид натрия,NаН S - гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:
С uSO 4 + Н 2 S = CuS + H 2 SO 4
Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS иР bS - черную,С dS - желтую,ZnS - белую,MnS - розовую,SnS - коричневую,Sb 2 S 3 - оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.
Серная кислота и ее соли
Серная кислота - тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной кислоте - произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими количествами к воде.
Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI). При обычной температуре она не летуча и не имеет запаха. При нагревании отщепляет SO 3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3%Н 2 SO 4 . БезводнаяH 2 SO 4 почти не проводит электрический ток.
Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества - сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д. отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением
С 12 Н 22 О 11 + n Н 2 SO 4 = 12С + Н 2 SO 4 ּ n Н 2 О
Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:
С + 2Н 2 SO 4 = СО 2 + 2 SO 2 + 2Н 2 О
Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от случайно попавших и обуглившихся в ней пыли и органических веществ.
На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.
Как сильная нелетучая кислота Н 2 SO 4 вытесняет другие кислоты из сухих солей. Например:
NаNОз + Н 2 SO 4 = NаН SO 4 + Н NO 3
Однако если Н 2 S О 4 добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.
Очень важное химическое свойство серной кислоты - отношение ее к металлам. Разбавленная и концентрированная серная кислота реагирует с ними различно. Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионовH + , например:
Zn + H 2 SO 4 ( разб ) = ZnSO 4 + H 2
Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в стальных цистернах. Однако при нагревании концентрированнаяН 2 SO 4 взаимодействует почти со всеми металлами (кромеР t , А u и некоторых других), а так же с неметаллами. При этом она выступает как окислитель, сама восстанавливается обычно доSO 2 . Водород в этом случае не выделяется, а образуется вода. Например:
С u + 2 Н 2 SO 4 = С uSO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O
2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O
C + 2H 2 SO 4 + = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2
Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.
Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2 моля щелочи), а гидросульфаты - при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты - 1 моль щелочи):
Н 2 SO 4 + 2 N а OH = Nа 2 SO 4 + 2Н 2 О
Н 2 SO 4 + NaOH = N а HSO 4 + Н 2 О
Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.
Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли Са SO 4 иР bSO 4 мало растворимы в воде, аВа SO 4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, напримерВаС l 2 , как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ионSO 4 2- ):
H 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2HCl
NaSO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NaCl
При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.
Серная кислота является важнейшим продуктом основной химической промышленности, занимающейся производством неорганических кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений и хлора.
По разнообразию применения серная кислота занимает первое место среди кислот. Наибольшее количество ее расходуется для получения фосфорных и азотных удобрений. Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот - соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д. Много ее идет для очистки нефтепродуктов - бензина, керосина и смазочных масел - от вредных примесей. В машиностроении серной кислотой очищают поверхность металла от оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.). Серная кислота применяется в производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих других. Ее употребляют для заливки аккумуляторов. В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).
Этим определяется значение серной кислоты в нашем народном хозяйстве.
Использование серы в медицине
Сера очищенная (Sulfurdepuratum) – мелкий порошок лимонно-желтого цвета – используется при энтеробиозе в качестве противоглистного средства. Она является также легким слабительным средством, входит в состав сложного порошка солодкового корня. Стерильный 1-2% раствор серы очищенной в персиковом масле (сульфозин) иногда применяют для пирогенной терапии при сифилисе.
Кроме того, соединения серы, как органические, так и неорганические, находят широкое применение в медицине. Атомы серы входят в состав множества препаратов самого различного действия. Поскольку охватить вниманием их все не представляется возможным, ограничимся несколькими примерами.
Диоксид (двуокись) серы SO 2 образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде. Он получается также при прокаливании на воздухе («обжигании») сульфидов металлов, например железного колчедана:
По этой реакции диоксид серы получают обычно в промышленности (о других промышленных способах получения SO 2 см, 9 § 131).
Диоксид серы - бесцветный газ («сернистый газ») с резким запахом горячей серы. Он довольно легко конденсируется в бесцветную жидкость, кипящую при -10.0°C. При испарении жидкого SO 2 происходит сильное понижение температуры (до -50°C).
Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при 20°C); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота:
Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость SO 2 уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.
Молекула SO 2 построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник:
Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии sp 2 -гибридизации и угол OSO близок к 120°. Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы p z -орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных p z -орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая?-связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.
Диоксид серы применяют для получения серной кислоты, а также (в значительно меньших количествах) для беления соломы, шерсти, шелка и как дезинфицирующее средство (для уничтожения плесневых грибков в подвалах, погребах, винных бочках, бродильных чанах).
Сернистая кислота H 2 SO 3 - очень непрочное соединение. Она известна только в водных растворах. При попытках выделить сернистую кислоту она распадается на SO 2 и воду. Например, при действии концентрированной серной кислоты на сульфит натрия вместо сернистой кислоты выделяется диоксид серы:
Раствор сернистой кислоты необходимо предохранять от доступа воздуха, иначе она, поглощая из воздуха кислород, медленно окисляется в серную кислоту:
Сернистая кислота - хороший восстановитель. Например, свободные галогены восстанавливаются ею в галогеноводороды:
Однако при взаимодействии с сильными восстановителями сернистая кислота может играть роль окислителя. Так, реакция ее с сероводородом в основном протекает согласно уравнению:
Будучи двухосновной (K 1 ? 2·10 -2 , K 2 = 6.3·10 -8), сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые - гидросульфитами.
Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстановителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.
Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция самоокисления - самовосстановления):
Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор Ca(HSO 3)2 (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.
<<< Назад
|
Вперед >>>
|
Соединения серы(1У). Сернистая кислота
В тетрагалогенидах SHal 4 , оксогалогенидах SOI Ial 2 и диоксиде S0 2 , сернистой кислоте 1I 2 S0 3 сера проявляет степень окисления +4. Во всех этих соединениях, а также в соответствующих им анионных комплексах у атома серы имеется неноделенная пара электронов. Исходя из числа а-связываю- щих и несвязывающих электронных нар форма молекул этих соединений изменяется от искаженного тетраэдра (SHal 4) к угловой форме (S0 9) через форму тригональной пирамиды (SOHal 2 и SO3). Соединения S(IV) обладают кислотными свойствами, что проявляется в реакциях взаимодействия с водой:
Оксид серы(1У) S0 2 , или сернистый газ, образуется при сжигании серы в воздухе или кислороде, а также прокаливанием сульфидов, например пирита:
Окисление пирита лежит в основе промышленного способа получения S0 2 . Молекула S0 2 построена аналогично молекуле О э и имеет структуру равнобедренного треугольника с атомом серы в вершине. Длина связи S-О составляет 0,143 нм, а валентный угол равен 119,5°:
Атом серы находится в состоянии 5/? 2 -гибридизации. р-Орбиталь ориентирована перпендикулярно к плоскости молекулы и не участвует в гибридизации (рис. 25.2). За счет этой и других аналогично ориентированных р-орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая л-связь.
Рис. 25.2.
При обычных условиях оксид серы(1У) - бесцветный газ с характерным резким запахом. Хорошо растворим в воде. Водные растворы имеют кислую реакцию, так как S0 2 , взаимодействуя с водой, образует сернистую кислоту H 2 S0 3 . Реакция обратимая:
Характерная особенность S0 2 - его окислительно-восстановительная двойственность. Объясняется это тем, что в SO. ; сера имеет степень окисления +4, и поэтому она может, отдавая два электрона, окисляться до S(VI), а принимая четыре электрона, восстанавливаться до S. Проявление тех и других свойств зависит от характера реагирующего компонента. Так, с сильными окислителями S0 2 ведет себя как типичный восстановитель. Например, галогены восстанавливаются до соответствующих галогеноводородов, a S(IV) переходит, как правило, в S(VI):
В присутствии сильных восстановителей S0 2 ведет себя как окислитель:
Для него характерна и реакция диспропорционирования:
SQ, является кислотным оксидом, легко растворимым в воде (1 объем Н 2 0 растворяет 40 объемов S0 2). Водный раствор SO v имеет кислую реакцию и называется сернистой кислотой. Обычно основная масса растворенного в воде S0 2 находится в растворе в гидратированной форме S0 2 azH 2 0, и только незначительная часть S0 2 взаимодействует с водой по схеме
Сернистая кислота, как двухосновная, образует два типа солей: средние - сульфиты (Na 2 S0 3) и кислые - гидросульфиты (NaHS0 3). H 2 S0 3 существует в двух таутомерных формах (рис. 25.3).
Рис. 25.3. Структура таутомерных форм H 2 S0 3
Поскольку сера в сернистой кислоте имеет степень окисления +4, то она проявляет, как и S0 2 , свойства и окислителя, и восстановителя, о чем уже говорилось, поэтому сернистая кислота в реакциях окисления-восстановления полностью дублирует свойства S0 9 .
Соли H 2 S0 3 (сульфиты) обладают свойствами как окислителей, так и восстановителей. Так, ион SO 2 легко переходит в ион SO 2 , проявляя сильные восстановительные свойства, поэтому в растворах сульфиты постепенно окисляются молекулярным кислородом, переходя в соли серной кислоты:
В присутствии же сильных восстановителей сульфиты ведут себя как окислители. При сильном нагревании сульфиты наиболее активных металлов разлагаются при 600°С с образованием солей H 2 SO^ и H 2 S, т.е. происходит диспропорционирование:
Из солей сернистой кислоты растворяются лишь соли 5-элементов I группы, а также гидросульфиты типа Me 2+ (HS0 3) 2 .
Поскольку H 2 S0 3 является слабой кислотой, то при действии кислот па сульфиты и гидросульфиты происходит выделение S0 2 , чем обычно пользуются при получении S0 2 в лабораторных условиях:
Растворимые в воде сульфиты легко подвергаются гидролизу, вследствие чего в растворе увеличивается концентрация ионов ОН:
При пропускании S0 2 через водные растворы гидросульфитов образуются пиросульфиты:
Если же раствор Na 2 S0 3 кипятить с порошком серы, то образуется тиосульфат натрия. В тиосульфатах атомы серы находятся в двух разных степенях окисления - +6 и -2:
Образующемуся тиосульфат-иону соответствует кислота H 2 S 2 0 3 , называемая тиосерной кислотой. Свободная кислота при обычных условиях неустойчива и легко разлагается:
Свойства тиосульфатов обусловлены наличием в них и , причем
присутствие S определяет восстановительные свойства иона S 2 0 3 _ :
Более слабые окислители окисляют тиосульфат натрия до солей тетра- тионовой кислоты. Примером может служить взаимодействие с иодом:
Эта реакция находит широкое применение в аналитической химии, так как является основой одного из важнейших методов объемного анализа, называемого иодометрией.
Тиосульфаты щелочных металлов производятся в промышленности в широких масштабах. Среди них наибольшее значение имеет тиосульфат натрия Na 2 S 2 0 3 , который применяется в медицине в качестве противоядия при отравлении галогенами и цианидами. Действие этого препарата основано на его свойстве выделять серу, которая, например, с цианид-ионами CN образует менее токсичный роданид-ион SCN:
Препарат может использоваться также при отравлении соединениями As, Pb, Hg, поскольку при этом образуются неядовитые сульфиды. Na 2 S 2 0 3 применяется при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии. Характерной для Na 2 S 2 0 3 реакцией является взаимодействие его с AgN0 3: образуется осадок белого цвета Ag. ; S. ; 0 3 , который с течением времени под влиянием света и влаги чернеет с выделением Ag 2 S:
Данные реакции применяют для качественного обнаружения тиосульфат-иона.
Тионилхлорид SOCl 2 получают взаимодействием S0 2 с РС1 5:
Молекула SOCl 2 имеет пирамидальное строение (рис. 25.4). Связи с серой образуются за счет набора орбиталей, которые очень приближенно можно рассматривать как $/? 3 -гибридные. Одна из них занята неподеленной парой электронов, поэтому SOCl 2 может проявлять свойства слабого основания Лыоиса.
Рис. 25.4.
S()C1 2 - бесцветная дымящаяся жидкость с резким запахом, гидролизуется в присутствии следов влаги:
Летучие соединения, образующиеся в процессе реакции, легко удаляются. Поэтому SOCl 2 часто применяют для получения безводных хлоридов:
SOCl 2 находит широкое применение как хлорирующий агент в органических синтезах.