Сера — типичный представитель халькогенов. Будучи неметаллом, сера способна проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Какие химические свойства серы подтверждают этот вывод?
Сера проявляет двойственность свойств потому, что в реакциях с более активными восстановителями она принимает электроны и выступает как окислитель, а в реакциях с сильными окислителями, наоборот, отдаёт электроны и ведёт себя как восстановитель. Это подтверждается её способностью соединяться с металлами, образуя сульфиды, и одновременно окисляться до SO2 или SO3 при взаимодействии с кислородом или концентрированными кислотами.
1. Дайте сравнительную характеристику элементов VIA-группы на основании их положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Элементы VIA-группы объединены общими чертами строения: на внешнем слое у всех шесть электронов, что определяет типичные степени окисления от минус двух до плюс шести. При движении сверху вниз в группе увеличивается атомный радиус, ослабевает неметалличность, возрастает металлический характер, теплотворная способность и восстановительные свойства. Кислород — наиболее неметалличный элемент, сера и селен занимают промежуточное положение, а теллур и полоний проявляют уже полу-металлические свойства.
2. Дайте характеристику элемента серы на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Сера как элемент II периода d-блока не имеет, но принадлежит к третьему периоду p-блока, что позволяет ей проявлять высокие степени окисления благодаря доступности d-орбиталей. Она имеет шесть валентных электронов, легко принимает два электрона, образуя негативный ион S2−, но также способна отдавать электроны, достигая степеней окисления плюс четыре и плюс шесть. Её атом крупнее, чем у кислорода, поэтому связи S–S в молекуле S8 устойчивы, что отражается в существовании циклических форм.
3. Расскажите о нахождении серы в природе. Как добывают самородную серу? Назовите формулы серосодержащих минералов.
В природе сера встречается в виде самородных залежей, а также в составе сульфидов и сульфатов. Самородная сера добывается плавлением в пласте при помощи перегретого пара, который выносит расплавленную массу на поверхность. Минералы серы многочисленны: пирит имеет формулу FeS2, сфалерит — ZnS, галенит — PbS, ангидрит — CaSO4 и гипс — CaSO4·2H2O. Эти соединения широко распространены в земной коре и являются промышленными источниками серы.
4. Охарактеризуйте аллотропные модификации серы, физические и химические свойства кристаллической серы. Ответ проиллюстрируйте уравнениями химических реакций.
Аллотропия серы представлена ромбической и моноклинной модификациями, которые различаются строением кристаллической решётки, но состоят из молекул S8. Ромбическая форма устойчива при обычной температуре, а моноклинная образуется при нагревании и охлаждении расплавленной серы. Кристаллическая сера — жёлтое хрупкое вещество, плохо проводящее электрический ток и практически нерастворимое в воде. Её химическая активность проявляется в реакции с металлами, например взаимодействие с железом приводит к образованию сульфида по уравнению Fe + S = FeS. При нагревании на воздухе сера окисляется кислородом и образует диоксид серы, что выражается уравнением S + O2 = SO2. В присутствии сильных окислителей, например азотной кислоты, сера может переходить в высшую степень окисления, образуя серную кислоту.
5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следую-щие превращения:
a) H2O2 ⟶ O2 ⟶ SO2 ⟶ SO3 ⟶ H2SO4 ⟶ MgSO4
б) KMnO4 ⟶ O2 ⟶ Li2O ⟶ Li2S ⟶ SO2
в) S ⟶ ZnS ⟶ H2S ⟶ SO2 ⟶ SO3 ⟶ H2SO4 ⟶ FeSO4 ⟶ BaSO4
Укажите тип каждой реакции по числу и составу реагентов и образующихся ве-ществ. Для реакций ионного обмена запишите также ионные уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
разложение перекиси водорода (диспропорционирование, окислительно-восстановительная) 2 H2O2 → 2 H2O + O2. Полуреакции (в среде нейтральной/щелочной/кислой меняются знаки, но принцип): H2O2 + 2 e− → 2 OH− (восстановление) H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e− (окисление) Окислитель/восстановитель: в одной молекуле H2O2 является одновременно окислителем и восстановителем.
образование диоксида серы (горение серы, комбинирования / окисление S кислородом) S + O2 → SO2. Тип: сочетание/окисление (O2 — окислитель, S — восстановитель).
окисление SO2 до SO3 (кислородом в присутствии катализатора) 2 SO2 + O2 → 2 SO3. Тип: окисление (O2 — окислитель, SO2 — восстановитель).
сSO3 образование серной кислоты (гидратация) SO3 + H2O → H2SO4. Тип: присоединение/образование кислоты.
образование сульфата магния (кислотно-основная или реакция с металлом) вариант A (кислотно-основная, если исходно MgO): H2SO4 + MgO → MgSO4 + H2O (обмен/нейтрализация). ионное уравнение: 2 H+ + SO4^2− + MgO → Mg^2+ + SO4^2− + H2O → в сумме Mg^2+ + SO4^2− → MgSO4 (растворимый сульфат). вариант B (с металлом): Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 (металл + кислота — восстановительно-окислительная, Mg окисляется, H+ восстанавливается до H2). Полуреакции (вариант B): Mg → Mg^2+ + 2 e− (окисление, восстановитель — Mg); 2 H+ + 2 e− → H2 (восстановление, окислитель — H+).
разложение перманганата калия при нагревании (термодиссоциация, окислительно-восстановительная) 2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2. Тип: разложение/окислительно-восстановительная (часть Mn восстанавливается до MnO2, часть переходит в манганат).
выделившийся кислород используется для получения оксида лития (реакция лития с кислородом) 4 Li + O2 → 2 Li2O. Тип: сочетание/окисление (Li окисляется, O2 восстанавливается).
получение сульфида лития (возможны разные пути; привожу реалистичный лабораторный вариант через взаимодействие оксида с сероводородом) Li2O + H2S → Li2S + H2O. Тип: обмен (кислотно-основной/обмен). Ионное уравнение (в водной среде H2S частично диссоциирует, но можно записать суммарно): Li2O + H2S → Li2S + H2O.
Альтернативный путь (прямое получение Li2S): 2 Li + S → Li2S (комбинация).
с Li2S можно получить SO2 через перевод сульфида в сернистый газ: сначала получение H2S кислотой, затем окисление: Li2S + 2 HCl → 2 LiCl + H2S↑ (обмен). Ионное: S^2− + 2 H+ → H2S↑. Затем окисление сероводорода кислородом: 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O. Типы: обмен (первое), окисление (второе). Полуреакции для окисления H2S → SO2: H2S + 3 H2O → SO2 + 8 H+ + 8 e− .
Окислитель: O2; восстановитель: H2S (S повышает степень окисления).
комбинация с цинком: Zn + S → ZnS. Тип: сочетание (образование сульфида).
получение H2S (реакция сульфида с кислотой — обмен) ZnS + 2 HCl → ZnCl2 + H2S↑. Ионное уравнение: S^2− + 2 H+ → H2S↑. Тип: обмен (вытеснение газа).
окисление сероводорода до диоксида серы: 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O. Тип: окисление (O2 — окислитель, H2S — восстановитель). Баланс электронов (в схематичном виде): S в H2S имеет −2 → в SO2 имеет +4 (изменение на 6 электронов), O2 восстанавливается.
окисление SO2 до SO3: 2 SO2 + O2 ⇄ 2 SO3 (катализатор V2O5 при 450°C). Тип: окисление (O2 — окислитель).
гидратация SO3 → серная кислота: SO3 + H2O → H2SO4. Тип: присоединение/образование кислоты.
получение сульфата железа (вводим железо в среду H2SO4; реакция восстановления/замещения) Fe + H2SO4 (разбавлённая) → FeSO4 + H2↑. Полуреакции: Fe → Fe^2+ + 2 e− (окисление); 2 H+ + 2 e− → H2 (восстановление). Тип: реакция металла с кислотой (окислительно-восстановительная).
получение нерастворимого бария сульфата (осаждение) FeSO4 (раствор) + BaCl2 (раствор) → BaSO4↓ + FeCl2 (обмен). Ионное уравнение (основное): SO4^2− + Ba^2+ → BaSO4↓ (осадок). Тип: реакция обмена (образование нерастворимого осадка).
6. При взаимодействии 3,08 г металла с избытком серы получили 4,2 г сульфида этого металла в степени окисления +2. Какой металл был взят в реакцию?
Обозначим металл M. Сульфид при степени окисления металла +2 имеет формулу MS (S^2−). В реакции получен MS общей массой 4,20 г. Масса металла в сульфиде равна исходной массе металла (он был взят в избытке серы), т.е. 3,08 г. Тогда масса серы в сульфиде = 4,20 − 3,08 = 1,12 г.
Молярная масса S ≈ 32,00 (используем 32,00 для удобства расчёта). Число молей S в продукте = 1,12 / 32,00 = 0,03500 моль. Молей металла M в MS равно также 0,03500 моль. Значит атомная (молярная) масса металла M = масса металла / число молей = 3,08 / 0,03500 = 88,0 г/моль.
Элемент с атомной массой ≈ 87,6 — это стронций Sr (атомная масса ≈ 87,62). Таким образом, взят металл — стронций (Sr).
(Если взять S = 32,06, расчёт даёт: n(S)=1,12/32,06≈0,03494, M =3,08/0,03494≈88,16 — всё равно ближе всего к Sr.)
Ответ: Sr (стронций).
7. Продукт взаимодействия 0,46 г натрия и 0,85 г серы обработали 35 мл воды, полученную смесь профильтровали. Какое вещество оказалось в растворе и какова его массовая доля?
Сначала запишем реакцию натрия с серой. Общая основная реакция (взаимодействие натрия с серой) даёт сульфид натрия: 2 Na + S → Na2S.
Вычислим количество вещества реагентов:
m(Na) = 0,46 г; M(Na) = 22,99 г/моль → n(Na) = 0,46 / 22,99 ≈ 0,0200 моль. m(S) = 0,85 г; M(S) ≈ 32,06 г/моль → n(S) = 0,85 / 32,06 ≈ 0,0265 моль.
Для образования 1 моля Na2S требуется 2 моля Na и 1 моль S. Проверим ограничитель: хватит ли Na на всю серу? Для n(S)=0,0265 моль требуется Na = 2·0,0265 = 0,0530 моль, а имеется n(Na)=0,0200 моль < 0,0530, значит натрий — ограничитель.
Моль Na2S, образовавшегося = n(Na)/2 = 0,0200 / 2 = 0,0100 моль. Молярная масса Na2S = 2·22,99 + 32,06 = 45,98 + 32,06 = 78,04 г/моль. Масса Na2S = 0,0100 · 78,04 = 0,7804 г.
Остаточная (нерастраченная) сера = исходная масса − использованная в образовавшемся Na2S: использовано серы = n(Na2S)·M(S) = 0,0100 · 32,06 = 0,3206 г. Нерастворимая сера = 0,85 − 0,3206 = 0,5294 г (она останется в осадке/на фильтре).
При добавлении воды Na2S растворим (соли натрия растворимы), элементарная сера нерастворима и останется на фильтре. Поэтому в растворе окажется растворённый сульфид натрия Na2S (возможно частично гидролизированный: S^2− + H2O ⇄ HS− + OH−, раствор будет щелочным).
Теперь массовая доля Na2S в полученном растворе (масса раствора ≈ масса воды + масса растворённой соли; вода 35 mL ≈ 35,0 г): масса раствора ≈ 35,0 + 0,7804 = 35,7804 г. Тогда ω = 0,7804 / 35,7804 = 0,0218 = 2,18%.