алотропія берцеліус вагадро

Алотропні модифікації сірки

Існування алотропних модифікацій сірки пов'язане з її здатністю утворювати стійкі гомоцепи – S – S –. Стійкість ланцюгів пояснюється тим, що зв'язки - S - S - виявляються міцнішими, ніж зв'язок у молекулі S2. Гомоцепи сірки мають зигзагоподібну форму, оскільки в їх освіті беруть участь електрони взаємно перпендикулярних р-орбіталей.

Існує три алотропні модифікації сірки: ромбічна, моноклінна та пластична. Ромбічна та моноклінна модифікації побудовані з циклічних молекул S8, розміщених по вузлах ромбічної та моноклинної решіток.

Молекула S8 має форму корони, довжини всіх зв'язків - S - S - дорівнюють 0, 206 нм і кути близькі до тетраедричних 108°.

У ромбічній сірці найменший елементарний об'єм має форму прямокутного паралелепіпеда, а у разі моноклінної сірки елементарний об'єм виділяється у вигляді скошеного паралелепіпеда.

Пластична модифікація сірки утворена спіральними ланцюгами з атомів сірки з лівою та правою осями обертання. Ці ланцюжки скручені та витягнуті в одному напрямку (рис.).

При кімнатній температурі стійка ромбічна сірка. При нагріванні вона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливу рідину, при подальшому нагріванні рідина загусає, тому що в ній утворюються довгі полімерні ланцюжки. При повільному охолодженні розплаву утворюються темно-жовті голчасті кристали моноклинної сірки, а якщо вилити розплавлену сірку в холодну воду, вийде пластична сірка - гумоподібна структура, що складається з полімерних ланцюжків. Пластична та моноклінна сірка нестійкі та мимоволі перетворюються на ромбічну.

Сірка - одна з небагатьох речовин, яка була відома з найдавніших часів, її використовували перші хіміки. Одна з причин популярності сірки – поширеність самородної сірки у країнах найдавніших цивілізацій. Її розробляли греки та римляни, виробництво сірки значно збільшилося після винаходу пороху.

Сірка розташована в 16 групі Періодичної системи хімічних елементів Менделєєва.

На зовнішньому енергетичному рівні атома сірки міститься 6 електронів, які мають електронну конфігурацію 3s 2 3p 4 . У з'єднаннях з металами сірка виявляє негативний ступінь окислення елементів -2, у з'єднаннях з киснем та іншими активними неметалами - позитивні +2, +4, +6. Сірка - типовий неметал, залежно від типу перетворення може бути окислювачем та відновником.

Сірка досить поширена у природі. Її вміст у земній корі становить 0,0048%. Значна частина сірки зустрічається у самородному стані.

Також сірка зустрічається у формі сульфідів: пірит, халькопірит та сульфатів: гіпс, целестин та барит.

Багато сполук сірки міститься в нафті (тіофен C 4 H 4 S, органічні сульфіди) та нафтових газах (сірководень).

Існування алотропних модифікацій сірки пов'язане з її здатністю утворювати стійкі гомоцепи – S – S –. Стійкість ланцюгів пояснюється тим, що зв'язки - S - S - виявляються міцнішими, ніж зв'язок у молекулі S 2 . Гомоцепи сірки мають зигзагоподібну форму, оскільки в їх освіті беруть участь електрони взаємно перпендикулярних р-орбіталей.

Існує три алотропні модифікації сірки:ромбічна, моноклінна та пластична. Ромбічна та моноклінна модифікації побудовані з циклічних молекул S 8 розміщених по вузлах ромбічної та моноклинної решіток.

Молекула S 8 має форму корони, довжини всіх зв'язків - S - S - дорівнюють 0,206 нм і кути близькі до тетраедричних 108°.

У ромбічній сірці найменший елементарний об'єм має форму прямокутного паралелепіпеда, а у разі моноклінної сірки елементарний об'єм виділяється у вигляді скошеного паралелепіпеда.

Кристал ромбічної сірки. Кристал моноклинної сірки

Пластична модифікація сірки утворена спіральними ланцюгами з атомів сірки з лівою та правою осями обертання. Ці ланцюжки скручені та витягнуті в одному напрямку.

При кімнатній температурі стійка ромбічна сірка. При нагріванні вона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливу рідину, при подальшому нагріванні рідина загусає, тому що в ній утворюються довгі полімерні ланцюжки. При повільному охолодженні розплаву утворюються темно-жовті голчасті кристали моноклинної сірки, а якщо вилити розплавлену сірку в холодну воду, вийде пластична сірка - гумоподібна структура, що складається з полімерних ланцюжків. Пластична та моноклінна сірка нестійкі та мимоволі перетворюються на ромбічну.

Сірка розташована у VIа групі Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
На зовнішньому енергетичному рівні сірки міститься 6 електронів, які мають 3s 2 3p 4 . У сполуках з металами та воднем сірка виявляє негативний ступінь окислення елементів -2, у сполуках з киснем та іншими активними неметалами – позитивні +2, +4, +6. Сірка – типовий неметал, залежно від типу перетворення може бути окислювачем та відновником.

Знаходження сірки у природі

Сірка зустрічається у вільному (самородному) стані та пов'язаному вигляді.

Найважливіші природні сполуки сірки:

FeS 2 - залізний колчедан або пірит,

ZnS – цинкова обманка або сфалерит (вюрцит),

PbS - свинцевий блиск або галеніт,

HgS - кіновар,

Sb 2 S 3 – антимоніт.

Крім того, сірка присутня в нафті, природному вугіллі, природних газах, у природних водах (у вигляді сульфат-іону і зумовлює «постійну» жорсткість прісної води). Життєво важливий елемент для вищих організмів, складова частина багатьох білків, концентрується у волоссі.

Алотропні модифікації сірки

Алотропія- Це здатність одного і того ж елемента існувати в різних молекулярних формах (молекули містять різну кількість атомів одного і того ж елемента, наприклад, О2 і О3, S2 і S8, Р2 і Р4 і т.д).

Сірка відрізняється здатністю утворювати стійкі ланцюжки та цикли з атомів. Найбільш стабільні S 8 утворюють ромбічну і моноклинну сірку. Це кристалічна сірка - тендітна речовина жовтого кольору.

Відкриті ланцюги має пластична сірка, речовина коричневого кольору, яка виходить при різкому охолодженні розплаву сірки (пластична сірка вже через кілька годин стає крихкою, набуває жовтого кольору і поступово перетворюється на ромбічну).

1) ромбічна - S 8

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3

Найбільш стійка модифікація.

2) моноклінна - темно-жовті голки

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3

Стійка при температурі понад 96°С; за звичайних умов перетворюється на ромбічну.

3) пластична - коричнева гумоподібна (аморфна) маса

Нестійка, при затвердінні перетворюється на ромбічну.

Отримання сірки

1. Промисловий метод - виплавлення із руди за допомогою водяної пари.
2. Неповне окислення сірководню (при нестачі кисню):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

1. Реакція Вакенродера:

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Хімічні властивості сірки

Окислювальні властивості сірки
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Сірка реагує зі лужними без нагрівання:

S + O 2 - t ° → S +4 O 2

2S + 3O 2 - t °; pt → 2S +6 O 3

4) (крім йоду):

S + Cl 2 → S +2 Cl 2

S + 3F 2 → SF 6

Зі складними речовинами:

5) з кислотами - окислювачами:

S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O

S+6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

Реакції диспропорціонування:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) сірка розчиняється в концентрованому розчині сульфіту натрію:

S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тіосульфат натрію

Алотропія (від др.-грец. αλλος «інший», τροπος «поворот, властивість») існування одного і того ж хімічного елемента у вигляді двох і більш простих речовин, різних за будовою та властивостями: так званих алотропічних модифікацій або алотропічних форм.

Сірка має три алотропні модифікації Ромбическа я Ромбіческа я Пластична Моноклінна При кімнатній температурі стійка ромбічна сірка. При нагріванні вона плавиться, перетворюючись на жовту легкорухливу рідину, при подальшому нагріванні рідина загусає, тому що в ній утворюються довгі полімерні ланцюжки. При повільному охолодженні розплаву утворюються темно-жовті голчасті кристали моноклинної сірки, а якщо вилити розплавлену сірку в холодну воду, вийде пластична сірка – гумоподібна структура, що складається з полімерних ланцюжків. Пластична та моноклінна сірка нестійкі та мимоволі перетворюються на ромбічну.

Ромбічна модифікація сірки Молекула S 8 має форму корони, довжини всіх зв'язків – S – S – дорівнюють 0,206 нм та кути близькі до тетраедричних 108°. У ромбічній сірці найменший елементарний об'єм має форму прямокутного паралелепіпеда. Ромбічна сірка – жовтого кольору. Кристал ромбічної сірки

Моноклінна модифікація сірки Моноклінна сірка плавиться при 119, 3 С. Розплавлена ​​сірка складається головним чином із циклічних молекул S8 і є рухомою жовтою рідиною. При нагріванні розплаву до температур вище 160 ° С цикли S8 розмикаються, утворюючи довгі багатоатомні ланцюги, розплав поступово втрачає плинність і змінює колір: з жовтого стає темно-коричневим. При температурах вище 187 ° С ланцюга розриваються і коротшають, в'язкість розплавленої сірки зменшується. Моноклінічна сірка-блідо-жовтого кольору.

Пластична модифікація сірки Якщо вилити розплавлену сірку в холодну воду, утворюється схожа на гуму коричнева маса. Це третя алотропна модифікація сірки – пластична сірка. Вона складається з нерегулярно розташованих зигзагоподібних ланцюжків Sn, де n досягає декількох тисяч. Вона нестійка і через деякий час стане тендітною, набуде жовтого кольору, тобто. поступово перетворюватиметься на ромбічну.

Розміщення електронів на орбіталях зовнішнього шару

Валентних електронів у атома сірки 6. Тому, СЕРА може утворювати до 6 валентних зв'язків. Атом сірки має більший радіус і тому виявляє меншу електронегативність порівняно з киснем. Ступені окислення, які може виявляти в окисно-відновних реакціях: S0, S-2, S+4, S+6.

Може утворювати кілька алотропних змін. Це ромбічна (октаедрична), пластична та моноклінічна сірка.Ромбічна сірка є найбільш поширеною алотропною видозміною сірки. Це кристалічна речовина лимонно-жовтого кольору, що кристалізується у вигляді октаедрів. Щільність ромбічної сірки 2,07 г/см 3 .Плавиться вона при температурі 112,8°, кипить при 444,6°, у воді не розчинна, але добре розчиняється в сірковуглецю, бензолі та інших органічних розчинниках. Температура займання 360 °.

Пластична сірка виходить, якщо нагріти ромбічну сірку майже до кипіння і потім швидко вилити в склянку з холодною водою (рис. 50). Ця модифікація сірки має пластичність на відміну від тендітної ромбічної сірки. Пластична сірка досить швидко переходить у ромбічну. Пластичну сірку, що утворюється при різкому охолодженні розплавленої сірки, іноді розглядають як ромбічну сірку, що не встигла сформуватися.

Моноклінічна сірка виходить при повільному охолодженні розплавленої сірки на повітрі. При цьому утворюються довгі ниткоподібні кристали, які при стоянні теж перетворюються на октаедри.
Існування електронних видозмін у сірки пояснюється відмінністю кристалічних структур. Якщо октаедрична сірка має молекули у вигляді восьмичленних кілець, молекули пластичної сірки - довгі, безладно розташовані ланцюжки різної величини. Моноклінічна сірка близька за структурою до октаедричної.

■ 65. Що таке алотропія та алотропні видозміни?
66. Чим викликається виникнення алотропних змін?

У хімічному відношенні сірка є активною речовиною. Вона досить легко реагує з. багатьма металами. У всіх випадках утворюються, наприклад, при нагріванні з алюмінієвим або цинковим порошком.
Якщо розтирати металевий у ступці із сіркою, між ними відбувається реакція, що супроводжується спалахами та різким звуком. Досвід слід проводити в захисних окулярах, обернувши руку рушником, і з дуже малими кількостями речовин.
При пропущенні водню через пари сірки утворюється (рис. 51).

■ 68. Напишіть рівняння реакцій сірки з простими речовинами, про які йдеться у прочитаному уривку, Чи є ці реакції окисно-відновними? Дайте відповідь.
69. Який ступінь окислення сірки у сполуках з воднем та металами?
70. Якого типу у з'єднаннях сірки з металами?
71. Чому цинку та алюмінію не можна отримати реакцією обміну в розчинах?
72. Скільки сульфіду заліза (II) вийде, якщо взято 30 г заліза та 16 г сірки та якщо взяте використовується лише на 90%?

Рис. 51.Прилад спостереження взаємодії сірки з воднем.
-1-водень; 2 -; 3- пари сірки; 4 – розплавлена ​​сірка.

Можливі й інші реакцій, внаслідок яких сірка набуває позитивних ступенів окислення. Зазвичай це буває за безпосередньої взаємодії сірки з киснем - при горінні сірки:

S + О2 = SO2

Оскільки у кисню величина електронегативності більша, ніж у сірки, у поєднанні SО2 сірка виявляє ступінь окислення +4 і в даній реакції веде себе як відновник. Більш глибоке окиснення води до ступеня окиснення +6 можливе при утворенні сірчаного ангідриду. У присутності каталізатора при температурі 400-500° двоокис сірки окислюється киснем, утворюючи сірчаний ангідрид:

2SО2 + О2 = 2SО3

Сірка колір

Незважаючи на високу хімічну активність, сірка досить широко трапляється у вигляді мінералу, який називається самородною сіркою. Це майже виключно ромбічна сірка. Інші алотропні видозміни сірки в природі не зустрічаються, хімічно чиста сірка має лимонно-жовтий колір, аналогічно таке ж забарвлення має вулканічна сіро, але за умови, що до її складу не входять інші або ().

Сірка зазвичай вкраплена в різні гірські породи, з яких легко може бути виплавлена. найчастіше має вулканічне походження. Багаті на Самородну сірку Кавказ, пустеля Кара-Кум, Керченський півострів, Узбекистан.

Сірка зустрічається також у вигляді сірчистих металів г-сульфідів (FeS2, цинкова обманка ZnS, свинцевий блиск PbS), у вигляді сульфатів (глауберова сіль Na2SO4 · 10H2O, CaSО4 · 2H2О). Сірка входить до складу деяких білків. Для того щоб витягти сірку з породи, її виплавляють в автоклавах. Дія перегрітої водяної пари при 150-160°. Отриману розплавлену сірку рафінують (очищають) сублімацією. Якщо її розплавити і розлити по дерев'яних формах, вона твердне у вигляді паличок. Таку сірку називають черешковою.

Рис. 52. Застосування сірки

Іноді сірку виливають у велику форму, а після затвердіння розколюють на дрібні шматочки. Така сірка називається комовою. Нарешті, сірку можна отримати у вигляді дрібного порошку розпиленого - так званого сірчаного кольору.

Вільна сірка застосовується головним чином у виробництві сірчаної кислоти, а також у паперовій промисловості, для вулканізації каучуку, у виробництві барвників, у сільському господарстві для запилення та обкурювання винограду та бавовнику, у виробництві сірників (рис. 52). У медицині сірка використовується у вигляді мазей разом з іншими речовинами проти корости та інших захворювань шкіри. Чиста сірка не отруйна.

■ 73. Перерахуйте хімічні властивості сірки я вкажіть, у чому подібність і в чому різниця сірки та кисню.

З'єднання двовалентної сірки

Двовалентна сірка утворює сполуки з воднем (H2S) та металами (сульфіди Na2S, FeS). Сульфіди можна розглядати як похідні сірководню, тобто солі сірководневої кислоти.
Сірководень. Молекула сірководню побудована за полярним типом зв'язку:

Загальні електронні пари сильно зміщені у бік атома, сірки як електронегативного.
Сірководень-газ важчий за повітря, з різким неприємним запахом тухлих яєць. Цей газ дуже отруйний. Наші органи нюху дуже чутливі до сірководню. За наявності 1/2000 частини сірководню у повітрі може настати втрата нюху. Хронічне отруєння сірководнем у малих дозах викликає схуднення, головні болі. У разі сильніших отруєнь через деякий час може настати непритомність, а дуже сильні концентрації викликають смерть від паралічу дихання. При отруєннях сірководнем необхідно винести роль свіжого повітря і дати йому вдихати невеликі кількості хлору, а також чистий. Гранично допустима концентрація сірководню в робочому приміщенні 0,01 мг/л.

Сірководень перетворюється на рідкий стан при температурі -60°. Він добре розчиняється у воді, утворюючи при цьому сірководневу воду H2Saq або, як її ще називають, сірководневу кислоту.
Сірководень - один із найкращих відновників. Він легко відновлює бромну та хлорну воду вбромисто водневу або соляну кислоту:

При цій реакції S(-2) окислюється до нейтральної сірки S(0).
Сірководень горить. При достатньому доступі повітря (рис. 53а) відбувається повне згоряння за рівнянням:

У цьому випадку S(-2) окислюється до S(+4), відбувається віддача 6 електронів), а відновлюється з О(0) до О(-2). Якщо
доступ повітря недостатній або якщо в полум'я сірководню внести холодний предмет (рис. 53,6), відбувається неповне згоряння за рівнянням:
2H2S + О2 = 2S + 2H2O

■ 74. Назвіть заходи першої допомоги при отруєннях сірководнем.
75. Чому сірководневу кислоту часто називають
сірководневою водою?
76. При змішуванні йодної води із сірководневою відбувається знебарвлення та помутніння розчину. Чим це пояснити?
77. Чи можливий для S(-2) прояв окисних властивостей?

У лабораторії сірководень отримують в апараті Кіппа при взаємодії сульфіду заліза (або сульфіду натрію) з розведеною сірчаною кислотою:
FeS + H2SO4 = FeSО4 + H2S

Рис. 53. Горіння сірководню при повному доступі повітря (а) та при неповному доступі повітря (б).

Сірководень, розчиняючись у воді, утворює слабку сірководневу кислоту, що дисоціює двоступінчасто:

H2S ⇄ Н + + HS - ⇄ 2Н + + S 2-

Другий ступінь протікає незначною мірою.
Сірководнева кислота не може зберігатися в лабораторії тривалий час через свою нестійкість. Вона поступово каламутніє внаслідок виділення вільної сірки:
H2S = H2 + S
В окислювально-відновних реакціях сірководнева кислота Поводиться як типовий відновник, наприклад:

H2S + К2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0 ; Cr +3)

Рівняння цієї окислювально-відновної реакції закінчите самостійно.
Сірководень застосовується в аналітичній хімії.
Сірководнева кислота виявляє загальні властивості кислот. Щоправда, в повному обсязі властивості кислот вдається спостерігати у ньому. Наприклад, такі , як , з нею не реагують, а і , потрапляючи в сірководневу кислоту, реагують не з нею, а з наявною там водою, утворюючи луг, яка потім може вступити в реакцію з сірководневою кислотою.

Так як це двоосновна кислота, вона може утворювати два ряди солей - сульфіди і гідросульфіди, або бісульфіди.
Середні солі сірководневої кислоти - сульфіди - нерозчинні у воді, крім солей натрію та калію, і мають різне забарвлення: сульфід свинцю та заліза - чорне, цинку - біле, кадмію - жовте. Гідросульфіди добре розчиняються у воді.
Реактивом на іон двовалентної сірки S 2 є іон кадмію Cd 2+ , який у з'єднанні з іоном дає жовтий, нерозчинний у воді осад, наприклад:

Cd(NO3)2 + H2S = CdS↓ + 2HNO3

Cd 2+ + S 2- = CdS

Сульфіди досить легко гідролізуються на кшталт солей слабких кислот, тому зазвичай їх отримують прямою взаємодією сірки з металом.

■ 78. Напишіть рівняння реакції сірководневої кислоти з їдким натром і поясніть результат реакції з огляду на гідроліз солі в розчині.
79. У санітарно-гігієнічних дослідженнях для виявлення У повітрі сірководню користуються дуже чутливою реакцією із розчинними солями свинцю. Що можна спостерігати при цій реакції у повній іонній та скороченій іонній формах?

З'єднання чотиривалентної сірки

З'єднання чотиривалентної сірки - двоокис сірки (сірчистий газ) SО2. Двоокис сірки важчий за повітря і має різкий неприємний запах. Молекула двоокису сірки побудована також за ковалентним типом зв'язку, полярність її слабо виражена. При -10° та атмосферному тиску двоокис сірки перетворюється на рідину, а твердне при -73°. Вона добре розчинна у воді (на 1 об'єм води 40 об'ємів двоокису сірки), при цьому поряд з розчиненням відбувається взаємодія з водою за рівнянням:

SO2 + Н2О H2SО3

Сірчиста кислота, що виходить, є дуже неміцною, тому реакція оборотна.
Двоокис сірки має велике промислове значення. Її отримують випалом сірчаного колчедану FeS2 або сірки:

4FeS2 + 11О2 = 2Fe2О3 + 8SО2 S + О2 = SО2

У лабораторії її отримують дією сильних кислот на солі сірчистої кислоти, наприклад дією сірчаної кислоти на:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SО4 + Н2О + SO2

Двоокис сірки можна отримати розкладанням солей сірчистої кислоти, наприклад, сульфіту кальцію CaSО3, при нагріванні;

CaSО3 = СаО + SO2

Двоокис сірки отруйна. При отруєння нею з'являються хрипоту, задишка, іноді втрата свідомості. Допустима концентрація SО2 у повітрі дорівнює 0,02 мг/л.
При взаємодії з органічними барвниками двоокис сірки може викликати їхнє знебарвлення, проте причина цього інша, ніж при знебарвленні хлором: не відбувається окислення, а виникає безбарвне з'єднання SО2 з барвником, яке з часом руйнується і забарвлення барвника відновлюється.

■ 80. Запропонуйте креслення приладів, за допомогою яких можна отримати двоокис сірки: а) із сульфіту натрію дією кислоти: б) прожарюванням сульфіту кальцію.
81. Двоокис сірки, отриману при розкладанні 40 г сульфіту кальцію, пропустили через 500 г розчину баритової води (ОН)2, в результаті чого весь , що знаходився в розчині, був обложений. Яка відсоткова баритова вода, якщо 20% двоокису сірки, отриманої при випаленні, втрачається?
82. До якої групи оксидів належить двоокис сірки? Перелічіть її властивості, типові цієї групи окислів. Підтвердьте відповідь рівняннями реакцій.
83. Чому при пропусканні СО2 через вапняну воду виникає помутніння, як і при пропусканні СО2?
84. Повітря має домішок двоокису сірки. Як звільнити його від цієї домішки?
85. Який обсяг двоокису сірки можна отримати з 20 молів FeS2 при 80% виході?
86. Через 200 мл 20% розчину їдкого натру було пропущено двоокис сірки до повного перетворення їдкого натру на сульфіт (гідроліз не враховувати). Яка концентрація розчину сульфіту натрію, що утворився?

У зв'язку з тим що ступінь окислення сірки в двоокисі сірки дорівнює + 4, тобто умовно із зовнішнього рівня атома сірки віддано 4 електрони, для нього існують дві можливості: або він може додатково віддати 2 електрони, що залишилися на зовнішньому шарі, і тоді проявить
властивості відновника, або S(+4) може прийняти деяку кількість електронів і буде проявляти окислювальні властивості.
Наприклад, у присутності сильного окислювача S(+4) поводиться як відновник.

Вr2 + Н2О + SO2 → H2SO4 + НВr
КМnO4 + Н2O + SO2 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

Коефіцієнти цих реакцій знайдіть самостійно.
Особливе значення має окислення двоокису сірки киснем у присутності каталізатора V2O5 або Pt при температурі 400-500°, внаслідок чого утворюється сірчаний ангідрид:
2SO2 + О2 = 2SO3
Цей процес широко використовується у виробництві сірчаної кислоти контактним способом.

У присутності сильних відновників, наприклад сірководню, S (+4) поводиться як: H2SO3+ H2S → Н2O + S

Знайдіть, склавши електронний баланс, коефіцієнти для рівняння.

■ 87. Запишіть у зошит фізичні та хімічні властивості двоокису сірки, відзначивши як реакції, що протікають без зміни ступенів окислення, так і окисно-відновні.
88. Яка фізіологічна дія двоокису сірки?

Як було сказано, при розчиненні двоокису сірки у питній воді утворюється сірчиста кислота.
Сірчиста кислота - кислота середньої сили. Вона дисоціює двоступінчасто:

H2SO3 ⇄ 2 Н + + HSO 3 - ⇄ 2Н + + SO 2 3 -

Сірчиста кислота нестійка, швидко розкладається на двоокис сірки та воду:
H2SO3 ⇄ H2O + SO2

Тому провести, наприклад, реакцію з металами більш активними, ніж з сірчистою кислотою не можна.
Будучи двоосновною, сірчиста кислота може утворювати два ряди солей: середні – сульфіти та кислі – гідросульфіти. Всі сульфіти є нерозчинними солями, за винятком сульфітів лужних металів та амонію. У гідросульфітів дещо вище. Ці солі можуть розкладатися під дією сильніших кислот:
Na2SOs + H2S04 = Na2SО4 + Н2О + SO2

2NaHSО3 + H2SO = Na2SО4 + 2H2О + 2SO2
При дії кислот на сульфіти виділяється двоокис сірки, що має неприємний запах. Цією реакцією користуються для того, щоб відрізнити сіль сірчистої кислоти від карбонатів, які поводяться аналогічно, але двоокис вуглецю запаху не має.
Сульфіти легко піддаються гідролізу.

З'єднання шестивалентної сірки

Як згадувалося, при окисленні двоокису сірки утворюється сірчаний ангідрид SО3- з'єднання шестивалентної сірки. При освіті молекули сірчаного ангідриду в освіті валентних зв'язків беруть участь усі валентні електрони сірки, як s-,так і р-орбіталей. Ступінь окислення +6 для сірки є максимальною позитивною. Тому S+6 ніколи не може поводитися як відновник.
Сірчаний ангідрид - біла кристалічна речовина. Температура його плавлення 17°, температура кипіння 45°. Сірчаний ангідрид настільки гігроскопічний, що зберігати його у звичайному посуді не можна. Його зберігають у запаяних скляних ампулах.
Сірчаний ангідрид - кислотний оксид, що має всі типові властивості цієї групи речовин. Зокрема, він може реагувати з водою, утворюючи сірчану кислоту:

SО3 + Н2О = H2SО4

■ 89. Напишіть самостійно рівняння реакцій сірчаного ангідриду з основами та основними оксидами.

Сірчаний ангідрид є сильним окислювачем. Найбільш важливим з'єднанням шестивалентної сірки є H2SO4. Вона належить до сильних кислот. двоосновна та дисоціює двоступінчасто:
H2SО4 ⇄ Н + + HSО 4 - ⇄ 2Н + + SO 2 4 -

Рідина майже вдвічі важча за воду. Її щільність за звичайних умов 1,84. Сірчана кислота твердне при 10 °, 95% розчин її кипить, при 338 °. Запаху та кольору сірчана кислота не має. З водою вона поєднується в будь-яких співвідношеннях. Розчинення сірчаної кислоти у воді супроводжується виділенням великої кількості тепла, яке може призвести до закипання розчину, тому при змішуванні сірчаної кислоти з водою рекомендується наливати сірчану кислоту у воду, а не навпаки. В іншому випадку перші порції води можуть закипіти і розбризкати краплі розчину сірчаної кислоти, які можуть спричинити сильні опіки. Сірчана кислота - рідина їдка, тому слід уникати потрапляння її на шкіру та одяг. У разі влучення необхідно швидко змити її великою кількістю води, а потім нейтралізувати розчином соди.