16. Химические свойства серы. Отношение к кислотам, щелочам, раз-личным окислителям. Сероводород, его получение и химические свой-ства.

На воздухе сера горит, образуя сернистый газ — бесцветный газ с резким запахом:

${\mathsf {S+O_{2}\rightarrow SO_{2}}}$

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

${\mathsf {S+3F_{2}\rightarrow SF_{6}}}$

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)^[15]:

${\mathsf {2S+Cl_{2}\rightarrow S_{2}Cl_{2}}}$

${\mathsf {S+Cl_{2}\rightarrow SCl_{2}}}$

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора^[17], среди которых — высший сульфид P₂S₅:

${\mathsf {5S+2P\rightarrow P_{2}S_{5}}}$

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

${\mathsf {S+H_{2}\rightarrow H_{2}S}}$ (сероводород)

${\mathsf {C+2S\rightarrow CS_{2}}}$ (сероуглерод)

${\mathsf {Si+2S\rightarrow SiS_{2}}}$ (сульфид кремния)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

${\mathsf {2Na+S\rightarrow Na_{2}S}}$

${\mathsf {Ca+S\rightarrow CaS}}$

${\mathsf {2Al+3S\rightarrow Al_{2}S_{3}}}$

${\mathsf {Fe+S\rightarrow FeS}}$ .

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

${\mathsf {Na_{2}S+S\rightarrow Na_{2}S_{2}}}$

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

${\mathsf {3S+6KOH\rightarrow K_{2}SO_{3}+2K_{2}S+3H_{2}O}}$ .

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании:

${\mathsf {S+6HNO_{3}}}$ _(конц.) ${\mathsf {\rightarrow H_{2}SO_{4}+6NO_{2}}}\uparrow {\mathsf {+2H_{2}O}}$

${\mathsf {S+2H_{2}SO_{4}}}$ _(конц.) ${\mathsf {\rightarrow 3SO_{2}}}\uparrow {\mathsf {+2H_{2}O}}$

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Число атомов в молекуле уменьшается:

${\mathsf {S_{8}\rightarrow S_{6}\rightarrow S_{4}}}$

При 800—1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы:

${\mathsf {S_{4}\rightarrow S_{2}}}$

А при 1700 °C сера становится атомарной:

${\mathsf {S_{2}\rightarrow S}}$

Сероводород

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H₂S является очень слабой кислотой:

$\mathsf{H_2S \rightarrow HS^- + H^+}$ K_a = 6,9·10⁻⁷ ; pK_a = 6,89.

Реагирует со щелочами:

$\mathsf{H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O }$ (средняя соль, при избытке NaOH)

$\mathsf{H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O }$ (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. Окислительно-восстановительные потенциалы:

$\mathsf{S + 2e^- \rightarrow S^{2-} (Eh = -0.444B) }$

$\mathsf{S + 2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2S (Eh = -0.144B) }$

В воздухе горит синим пламенем:

$\mathsf{2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SO_2 }$

при недостатке кислорода:

$\mathsf{2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O }$ (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион SO₄²⁻, например:

$\mathsf{3H_2S + 4HClO_3 \rightarrow 3H_2SO_4 + 4HCl}$

$\mathsf{2H_2S + SO_2 \rightarrow 2H_2O + 3S }$

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например^[3]:

$\mathsf{H_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS{\downarrow} + 2HNO_3}$

Сульфиды

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора растворимой соли сероводородной кислоты, например сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M⁺HS и M²⁺(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr²⁺ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al₂S₃, Cr₂S₃ и др.), часто проходит необратимо с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.

$\mathsf{PbS + 4H_2O_2 = PbSO_4 + 4H_2O}$