Сера: общая характеристика элемента

 Статья из журнала "Мир химии"  (N 5 и 6).

Автор: Федоров Максим

Исторические сведения

Сера - твёрдое кристаллическое вещество жёлтого цвета. Она является одним из немногих веществ, которыми уже несколько тысяч лет назад оперировали первые "химики". Сера начала служить человечеству задолго до того, как заняла в таблице Менделеева клетку под №16.Элемент этот был известен ещё древним египтянам. В теоретических представлениях алхимиков сера играла большую роль, так как считалась наиболее совершенным выразителем одного из "основных начал" природы - горючести. Месторождения этого жёлтого горючего вещества разрабатывались греками и римлянами, особенно в Сицилии, которая вплоть до конца прошлого века славилась в основном серой.

Добыча серы значительно увеличилась после того, как был изобретён чёрный порох. Ведь сера (вместе с углём и селитрой) � непременный его компонент. В наше время сера - один из важнейших видов сырья для многих химических производств. Ежегодное мировое потребление серы составляет около 20 млн. тонн. Её промышленными потребителями являются самые различные производства: сернокислотное, бумажное, резиновое, спичечное и др. Сера широко используется также для борьбы с вредителями сельского хозяйства, в пиротехнике, и отчасти в медицине. По содержанию в земной коре(0,03%) сера относится к весьма распространённым элементам. Однако большие скопления самородной серы встречаются не так уж часто. Чаще она присутствует некоторых рудах. Руда самородной серы - это порода с вкраплениями чистой серы. Когда образовались эти вкрапления - одновременно с сопутствующими породами или позже? От ответа на этот вопрос зависит направление поисковых и разведочных работ. Но, несмотря на тысячелетия общения с серой, человечество до сих пор не имеет однозначного ответа. Серные руды добывают разными способами - в зависимости от условий залегания. Но в любом случае приходится уделять много внимания технике безопасности. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов-соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.

Электронное строение и степени окисления

Сера имеет электронную конфигурацию 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Подобно кислороду, сера принимает два электрона и проявляет в соединениях с менее электроотрицательными элементами степень окисления -2 (H₂S). В то же время, в соединениях с более электроотрицательными элементами - фтором и кислородом - сера проявляет степени окисления +4 и +6 (SO₂, SF₄, SO₃, SF₆). Способность образовывать соединения с четырьмя и даже шестью связями объясняется наличием во внешнем электронном слое атома серы вакантных 3d-орбиталей.

Аллотропные модификации и физические свойства

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее распространенной является ромбическая сера, состоящая из коронообразных восьмиатомных молекул и образующая ромбоэдральные кристаллы. Она представляет собой твёрдое вещество жёлтого цвета, нерастворимое в воде, в воде не смачиваемое (плавает на поверхности), что используется при её добыче. Ромбическая сера плохо проводит тепло и электричество. Нерастворима в воде, но растворяется в органических растворителях. Лучшим её растворителем является сероуглерод(CS2).

Также существуют ещё две аллотропные модификации серы: моноклинная и пластическая. Моноклинная представляет собой тёмно-жёлтые иглы, а пластическая-коричневую резиноподобную (аморфную) массу, которая образуется, если расплавленную серу вылить в холодную воду. Структура пластической серы представляет собой длинные полимерные цепи, длина которых зависит от условий получения вещества.

При комнатной (или близкой к комнатной) температуре эти модификации превращаются в ромбическую.

Свойства первых двух модификаций приведены в таблице:

Химические свойства

Химическая активность серы при нормальных условиях не велика, но при нагревании сера достаточно активно проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Металлы, (активные восстановители) сера окисляет при нагревании, образуя сульфиды. При этом такие металлы, как хром и железо, сера окисляет до низшей степени окисления:

Fe + S = FeS
Zn + S = ZnS
2Cr + 3S = Cr₂S₃
2Na + S = Na₂S

При избытке серы могут образовываться дисульфиды металлов, в которых степень окисления серы равна -1:

Fe + 2S = FeS₂ (пирит, железный колчедан)

С водородом сера взаимодействует только при нагревании с образованием сероводорода, но увеличение температуры выше 350 гр. С приводит к протеканию обратной реакции - распаду сероводорода:

H₂ + S = H₂S

Другие неметаллы, электроотрицательность которых ниже, чем у серы, также окисляются ею при нагревании без доступа воздуха:

C + 2S = CS₂
2P + 3S = P₂S₃

С сильными окислителями сера обладает восстановительными свойствами. Сера сгорает в атмосфере кислорода с образованием оксида серы (IV) SO₂. При высоких температурах и в присутствии катализаторов оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI) SO₃:

S + O₂ = SO₂
2SO₂ + O₂ = 2SO₃

С азотом и благородными газами не взаимодействует.

Со сложными веществами, содержащими сильные окислители, сера взаимодействует как восстановитель:

S + 2H₂SO4 (конц.) = 3SO₂ + 2H₂O
S + 6HNO₃ (конц.) = H₂SO₄ + HNO₂ + 2H₂O

При кипячении с раствором щелочи, сера проявляет двойственные окислительно-восстановительные свойства (диспропорционирует):

3S + 6KOH = 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O

Степень окисления � 2

Сера с водородом образует соединения различного состава (например - H₂S, H₂S₂, H₂S₃), представляющие собой газы или маслообразные жидкости с резким запахом.

Рассмотрим здесь подробнее сероводород как наиболее изученное соединение серы данной степени окисления.

В природе сероводород присутствует в вулканических газах, воде минеральных источников; он образуется при гниении растительных и животных организмов (в частности, при гниении яичного белка). В отличие от воды, сероводород бесцветный газ, тяжелее воздуха, с резким запахом тухлых яиц. Температура кипения -61 гр. С.

Молекула сероводорода полярна, поэтому при растворении в воде он диссоциирует с образованием слабой двухосновной сероводородной кислоты:

H₂S = H⁺ + HS^-
HS^- = H⁺ + S^2-

Эта кислота образует два ряда солей: сульфиды (Na₂S) и гидросульфиды (NaSH).

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH = NaSH + H₂O

Сульфиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде, тогда как большинство других сульфидов - нерастворимы:

Cu(NO₃)₂ + H₂S = CuS + HNO₃

Для качественного обнаружения используется "свинцовая бумага" - фильтровальная бумага, пропитанная солью свинца. В присутствии сероводорода она чернеет из-за образования сульфида свинца PbS:

Pb²⁺ + H₂S = PbS + 2H⁺

Подобная реакция характерна и для сульфидов, выделяющих H2S при подкислении.

Поскольку H2S является слабой кислотой не только по второй, но и по первой ступени диссоциации, то её растворимые соли - сульфиды и гидросульфиды - подвергаются глубокому гидролизу в водных растворах, и поэтому их растворы имеют щелочную среду и пахнут сероводородом:

S^2- + H2O = HS^- + OH^-
Na₂S + H₂O = NaHS + NaOH
HS^- + H2O = H2S + OH^-
NaHS + H₂O = H₂S + NaOH

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород является сильным восстановителем, за счёт серы в СО -2. Так, сероводород сгорает на воздухе:

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

В растворе при недостатке кислорода сероводород окисляется до свободной серы, из-за чего раствор мутнеет.

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

При взаимодействии с не сильными окислителями (I2, SO2, FeCl3) сероводород также окисляется до свободной серы:

H₂S + I₂ = S + 2HI
2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

При действии очень сильных окислителей, например хлора в воде, сероводород окисляется до серной кислоты (H2SO4):

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

Степень окисления (-1 и аналогичные)

Помимо сероводородасуществуют и другие соединения серы с водородом с другим количественным составом. Такие соединения называют полисульфанами или многосернистыми водородами. Строение их аналогично строению перекиси водорода:

H - O - O - H - перекись водорода
H - S - S - H - дисульфан

Полисульфаны также проявляют кислые свойства и образуют соли - полисульфиды. Важнейшим полисульфидом является железный колчедан (пирит). Все полисульфиды получаются при взаимодействии серы с сульфидами и являются источниками сульфанов в лаборатории. Все полисульфаны неустойчивы и быстро превращаются из желтых жидкостей в серу и сероводород.

Смешанная степень окисления

Таким соединением является широко распространенный тиосульфат натрия, который используетсяв фотографии. Он образуется при взаимодействии серы с сульфитом натрия:

Na₂SO₃ + S = Na₂S₂O₃

При этом атом серы из сульфита (+4) переходит в (+6), а сера (0) переходит всеру (-2).

Статья из журнала "Мир химии" (N 5 и 6).

Продолжение данной статьи и много чего интересного вы можете найти в следующих номерах журнала "Мир химии".

Федоров Максим,  редактор журнала "МИР ХИМИИ"

http://chemworld.narod.ru