Лабораторная работа № 14

Тема: Химические свойства неметаллов VIA подгруппы

Цель работы: изучение химических свойств неметаллов VIA подгруппы на примере серы

Краткая теория: Химические свойства неметаллов VIA подгруппы и их соединений. Сера

Кислород, по терминологии Менделеева, относится к типическим элементам. Его валентные состояния ограничены возможностью образования двух единичных связей в соответствии с наличием у атома двух неспаренных электронов.

Аналоги кислорода (сера, селен и теллур) имеют свободные квантовые ячейки на d -энергетических подуровнях и при возбуждении атомов способны заполнять электронами d -орбитали. Поэтому S, Se и Те способны проявлять степени окисления +2, +4 и +6, и, как кислород, они проявляют валентность-2.

Атом серы в максимально возбужденном состоянии изображается схемой S* ….3s¹3p³3d².

Удаление электрона из атома серы требует затраты энергии:

D Н = + 239 ккал/моль. Присоединение же двух электронов происходит значительно легче:

S + 2ē ® S^2- D Н = + 79 ккал/моль

Поэтому сера (аналогично селен и теллур), подобно кислороду, в бинарных соединениях чаще находится в состоянии S^2-. Для серы такими соединениями будут сульфиды, для кислорода – оксиды. Сера образует соединения ковалентного характера с фтором и кислородом: SF₆, SO₂, SO₃.

В низших ковалентных состояниях сера входит в состав белков, образуя сульфидные мостики, которые определяют наряду с другими факторами высшую пространственную организацию белковой молекулы в живом организме. Большие количества соединений серы высшей валентности (H₂SO₄) синтезируются и используются в основном в химической промышленности.

Селен, теллур и их соединения приобрели большое значение как полупроводниковые материалы.

Рассмотрим основные свойства свободной серы и её соединений в разных валентных состояниях.

Молекула серы состоит из 8 атомов, расположенных не в плоскости, а в пространстве. Пространственная конфигурация молекулы серы имеет вид колец (рисунок).

Сера существует в виде нескольких модификаций. При комнатной температуре и до 96°С устойчива ромбическая модификация. При 96°С ромбическая сера превращается в моноклинную, которая плавится при 119, 2°С. При более высокой температуре плавления сера представляет собой подвижную желтую жидкость. С повышением температуры выше 160°С вязкость возрастает, достигая максимума при 187°С. Одновременно сера темнеет. В это время кольца серы начинают разрываться, причем кольцевые атомы сцепляются друг с другом, образуя длинные цепи, содержащие до 10⁶ атомов.

Пространственная конфигурация молекулы S₈

При 200°С сера похожа на темно-коричневую очень вязкую смолу. Выше 200°С цепочки серы рвутся, длина макромолекул уменьшается и вязкость снова уменьшается. Жидкость становится подвижной, но темная окраска сохраняется до 445°С. При 445°С сера кипит, образуя желто-оранжевые пары При спектральном изучении строения молекул серы в газообразной фазе было доказано существование молекул от S₈ до S₂ с преобладанием молекул с четным числом атомов. При температуре выше 2000°С пары серы переходят в одноатомное состояние –S.

Сера взаимодействует при нагревании с большинством металлов, образуя сульфиды – соли сероводородной кислоты.

2Al + 3S → Al₂S₃

Высоким сродством сера обладает по отношению к металлам IБ и IIБ подгрупп. Например, с ртутью она взаимодействует при комнатной температуре.

С более активными неметаллами (кислород, галогены) сера проявляет восстановительные свойства, например на воздухе горит:

S + O₂ → SO₂

В воде и водных растворах кислот, окисляющих ионом H⁺, сера устойчива и нерастворима. В концентрированных растворах щелочей при кипячении сера растворяется и диспропорционирует на сульфид и сульфит:

3S + 6 NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Растворами азотной и концентрированной серной кислоты элементарная сера окисляется: S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO2 + 2H₂O

Сероводород – аналог воды. В этом состоянии сера двухвалентна. Раствор сероводорода в воде – слабая двухосновная сероводородная кислота. Первая и вторая константы электролитической диссоциации:

1 стадия: H₂S H⁺ + HS^-

2 стадия: HS^- H⁺ + S^2-

[H⁺][HS^-] [H⁺][S^-2]

K₁= ^{_______________} = 0, 87 * 10^-7; K₂= ^{__________________} = 0, 79 * 10^-13

[H₂S] [HS^-]

Как ни мала первая константа диссоциации сероводородной кислоты, она все же в миллиард раз больше константы диссоциации воды:

K _H2O=1, 8× 10^-16.

Поскольку сероводородная кислота H₂S двухосновная, она образует два типа солей: сульфиды Me^IIS и гидросульфиды Me^IHS.

В состоянии окисления (+4) сера образует оксид – SO₂, сернистую кислоту – H₂SO₃ и ее соли – сульфиты. Диоксид серы и сернистая кислота проявляют слабые кислотные свойства, поэтому растворимые средние соли – сульфиты щелочных металлов –гидролизованы по аниону и имеют щелочную реакцию в водном растворе. Большинство средних солей – сульфитов плохо растворимы. Кислые соли-гидросульфиты лучше растворяются в воде и их растворы имеют слабокислую среду.

В высшей степени окисления (+6) сера образует оксид—SO₃ и серную кислоту H₂SO₄, которые обладают сильнокислотными свойствами. Большинство ее солей - сульфатов - хорошо растворимы в воде. Исключением являются плохо растворимые сульфаты щелочноземельных металлов, свинца(II).

Окислительно-восстановительные свойства соединений серы отражены в диаграмме Латимера. В степени окисления (-2) соединения серы – сероводород и сульфиды - проявляют только восстановительные свойства. Например, сероводород горит с образованием диоксида серы:

2 H₂S + 3 O₂ → 2SO₂ + 2H₂O