Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов — элементов VIa группы.
Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.
Основное и возбужденное состояние атома серы
Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.
В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.
Природные соединения
В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.
В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S,
SO2.
H2S + O2 = S + H2O (недостаток кислорода)
SO2 + C = (t) S + CO2
Серу можно получить разложением пирита
FeS2 = (t) FeS + S
В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
H2S + H2SO4 = S + H2O (здесь может также выделяться SO2)
На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания —
только со фтором.
S + O2 = (t) SO2
S + F2 = SF6
S + Cl2 = (t) SCl2
S + C = (t) CS2
При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
K + S = (t) K2S
Al + S = (t) Al2S3
Fe + S = (t) FeS
При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O
S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O
Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.
S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O
Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.
Сероводород — H2S
Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).
Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
Al2S3 + H2O = (t) Al(OH)3↓ + H2S↑
FeS + HCl = FeCl2 + H2S↑
Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
от соотношения основания и кислоты).
MgO + H2S = (t) MgS + H2O
KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
2KOH + H2S = K2S + 2H2O
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
Ca + H2S = (t) CaS + H2
Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.
H2S + O2 = H2O + S (недостаток кислорода)
H2S + O2 = H2O + SO2 (избыток кислорода)
H2S + HClO3 = H2SO4 + HCl
Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, в ходе которой образуется сульфид свинца.
H2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + HNO3
Оксид серы — SO2
Сернистый газ — SO2 — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).
В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
FeS2 + O2 = (t) FeO + SO2
В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.
K2SO3 + H2SO4 = (t) K2SO4 + H2O + SO2↑
Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
Cu + H2SO4(конц.) = (t) CuSO4 + SO2 + H2O
С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.
K2O + SO2 = K2SO3
NaOH + SO2 = NaHSO3
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O
Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.
Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O = FeSO4 + H2SO4
SO2 + O2 = (t, кат. — Pt) SO3
В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).
CO + SO2 = CO2 + S
H2S + SO2 = S + H2O
Сернистая кислота
Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.
SO2 + H2O ⇄ H2SO3
Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
H2SO3 = H+ + HSO3-
HSO3- = H+ + SO32-
В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.
CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O
H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота — основание, 1:2)
H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)
С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.
H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O
Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.
H2SO3 + Br2 = H2SO4 + HBr
Оксид серы VI — SO3
Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.
В промышленности данный оксид получают, окисляя SO2 кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия — Pr, V2O5).
SO2 + O2 = (кат) SO3
В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.
Fe2(SO4)3 = (t) SO3 + Fe2O3
Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и
гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.
SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)
SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O
SO3 + Li2O = Li2SO4
SO3 + H2O = H2SO4
SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.
SO3 + P = SO2 + P2O5
SO3 + H2S = SO2 + H2O
SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Соли серной кислоты (сульфаты и гидросульфаты)
Сульфаты образуют многие металлы. Их получают путем окисления металлов серной кислотой, окислением сульфидов, нейтрализацией H2SO4 оснований и оксидов, а также обменными реакциями.
Из водных растворов сульфаты обычно выделяются в виде кристаллогидратов. Кристаллогидраты двухвалентных тяжелых металлов называют купоросами:
CuSO4´5H2O — медный купорос, светло-зеленого цвета,
ZnSO4´7H2O — цинковый, белые кристаллы,
CoSO4´7H2O — кобальтовый, темно-красные кристаллы,
NiSO4´7H2O — никелевый, зеленые кристаллы,
FeSO4´7H2O — железный купорос, кристаллы светло-зеленого цвета, на воздухе постепенно выветриваются, окисляясь с поверхности и переходя в желто-бурую основную соль железа (III) FeOHSO4.
Двойные сульфаты — это кристаллогидраты с общей формулой M2SO4´M2(SO4)3´24H2O, где M+ – K+, Na+, NH4+, Rb+ или Cs+; M3+ – Cr3+, Al3+, Fe3+ и др. трехзарядные ионы.
Примеры: K2SO4´Al2(SO4)3´24H2O или KAl(SO4)2´12H2O. Часто пользуются тривиальными названиями этих соединений — алюмокалиевые квасцы, или просто квасцы.
K2SO4´Cr2(SO4)3´24H2O или KCr(SO4)2´12H2O — хромовокалиевые квасцы (иногда слово «калиевые» опускают и указывают просто хромовые квасцы), KFe(SO4)2´12H2O — железокалиевые (железные) квасцы, NH4Fe(SO4)2´12H2O — железоаммонийные квасцы (12 гидрат сульфата калия, хрома (III)).
Соль Мора – (NH4)2SO4´FeSO4´6H2O или (NH4)2Fe(SO4)2´6H2O. Это обычная двойная соль с кристаллизационной водой, не относится к квасцам, т.к. железо имеет степень окисления +2 (а не +3, как в квасцах).
В этой соли железо (II) более устойчиво к окислению кислородом в отличие от железного купороса. Двойные соли серной кислоты существуют только в твердом виде, в водных растворах распадаются на ионы:
KAl(SO4)2 ® K+ + Al3+ + 2SO42-
Сульфат и гидросульфат ионы обладают слабым поляризующим действием, величина делокализованного заряда на атомах кислорода в SO42- — ионе равна -0,5, поэтому эти ионы гидролизу практически не подвергаются. Гидролиз сульфатов возможен лишь по катиону, если он обладает поляризующим действием.
Из гидросульфатов в твердом состоянии получены гидросульфаты активных металлов: NaHSO4, KHSO4 и др.
2Fe2(SO4)3 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 Fe2O3 + SO3 + SO2
HgSO4 Hg + SO2 + O2
Кристаллогидраты при нагревании сначала теряют воду, а затем при сильном прокаливании разлагаются:
CaSO4´2H2O CaSO4 + 2H2O
CaSO4 CaO + SO3
Гидросульфаты при прокаливании разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов:
2NaHSO4 Na2S2O7 + H2O
Na2S2O7 Na2SO4 + SO3
Сульфат аммония разлагается на аммиак и гидросульфат аммония:
(NH4)2SO4 NH3 + NH4HSO4
Многие сульфаты — ценные лекарственные средства и широко применяются в медицине. Например, обезвоженный гипс CaSO4´0,5H2O — служит для наложения гипсовых повязок при переломах костей. Вследствие связывания воды, водная кашица быстро затвердевает:
2CaSO4´0,5H2O + 3H2O ® 2CaSO4´2H2O
Кроме указанного применения в медицине, сульфаты используют в борьбе с вредителями сельского хозяйства — с насекомыми и возбудителями грибковых заболеваний. Они представляют собой ценные ядохимикаты: бордосская жидкость, парижская зелень и др.
Квасцы применяют как вяжущее средство для дубления кож, в производстве красок и т.д.
В виде сульфатных добавок к фосфорным или азотным удобрениям используют микроудобрения: CuSO4´5H2O; ZnSO4´7H2O и другие. CuSO4´5H2O — для протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибов.
Кроме H2SO3 и H2SO4 сера образует ряд других оксокислот:
H2S3O6 — трисульфоновая кислота
H2S4O6 — тетратионовая кислота
2. Полисерные кислоты H2SO4´n(SO3)
H2S2O7 — дисерная кислота
H2S3O10 — трисерная кислота
3. Пероксокислоты (содержат пероксидную группу ¾О¾О¾)
H2SO5 — монопероксосерная (кислота Каро)
H2S2O8 — пероксодисерная кислота
Способы их получения:
H2SnO6 — взаимодействием H2SO3 и H2S (политионовые кислоты являются промежуточными продуктами)
H2SO4´nSO3 – растворением SO3 в H2SO4 ® олеум
H2SO4 + SO3 ® H2S2O7
H2SO4 + 2SO3 ® H2S3O10
H2SO5 — действием 100%-ного H2O2 на H2SO4 или H2S2O8
H2SO4 + H2O2 ® H2SO5 + H2O
H2S2O8 + H2O2 ® 2H2SO5
Для синтеза пероксокислот применяют электролиз концентрированных водных растворов H2SO4: Катод: 2H3O+ + 2e- ® H2 + 2H2O
Анод: 2HSO4- — 2e- ® H2S2O8
Пероксокислоты — нестойкие соединения, легко подвергаются гидролизу, что используется в технике для получения H2O2.
H2S2O8 + 2H2O ® 2H2SO4 + H2O2
H2SO5 + H2O ® H2SO4 + H2O2
Пероксосерные кислоты и их соли принадлежат к сильным окислителям, они способны окислить Mn2+ до MnO4-; Cr3+ до Cr2O72- что позволяет их использовать в химическом анализе и синтезе.
(S2O82- + 2e- ® 2SO42-; Е° = +2,01 В)
2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 + 8H2O ® 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4
Реакция проводится при нагревании в присутствии катализатора (AgNO3), который препятствует превращению MnSO4 в бурый осадок H2MnO3. При выполнении этой реакции раствор окрашивается в красно-фиолетовый цвет (MnO4-).
Биологическая роль серы
По содержанию в организме человека сера относится к макроэлементам (0,16%; ~120 г) и является жизненно необходимой (наряду с другими органогенами: С, Н, N, Р, O и S), которые составляют основу живых систем.
Сера входит в состав различных биомолекул: белков, аминокислот (цистин, цистеин, метионин), гормонов (инсулин), витаминов (В1), каротина волос, костей и нервной ткани.
Суточная потребность в сере взрослого человека ~4-5 г. Способность атомов серы образовывать гомоцепи (-S-S-) характерна и для соединения серы в организме, выполняющих определенную биологическую роль в процессах жизнедеятельности.
Два связанных атома серы -S-S- (дисульфидный мостик) находятся в аминокислоте — цистине:
Другая аминокислота цистеин, содержит сульфгидрильную или тиоловую группу:
Как известно, аминокислоты в белках соединены пептидной связью. Полипептидные белковые молекулы стабилизируются внутримолекулярной водородной связью. Пептидные цепи могут быть связаны также и дисульфидным мостиком (-S-S-), как например, в керотине волос. На схеме показано образование дисульфидной связи между двумя остатками цистеина, каждый из которых потерял атом водорода:
дисульфидные мостиковые связи создают третичную струтктуру белков. Это функционально-необходимое взаимное расположение в пространстве вторичной структуры белков — спиралей и слоев, образованных полипептидными цепями.
Дисульфидные мостики образуются из сульфгидрильных групп серусодержащей аминокислоты — цистеина.
Очень важной в биологическом отношении является аминокислота — метионин (донор метильной группы — СН3). Активная форма метионина — S-аденозилметионин (Ad-S-CH3). В ней метильная группа соединена через серу с аденином — Ad. В процессах биосинтеза метильная группа переносится на различные акцепторы метильных групп (RH):
Ad-S-CH3 + RH ® Ad-SH + R-CH3
В живых организмах сера окисляется, образуя различные продукты (сульфаты, тиосульфаты, политионовые кислоты и серу)
-SH ® SO42-
-SH ® S2O32-
-SH ® SXO62-
-SH ® S8
В кишечнике из аминокислот микробы вырабатывают ядовитые для организма соединения — фенол, крезол, индол. Образующаяся эндогенная серная кислота обезвреживает эти вещества, вместе с тем, она связывает многие чужеродные для организма соединения (лекарственные препараты и их метаболиты). Со всеми этими соединениями она образует относительно безвредные вещества — коньюгаты, которые выводятся из организма. Например, коньюгат — калиевая соль сернокислого эфира фенола выделяется с мочой.
C6H5OH + HO-SO2-OK ® C6H5O-SO2-OK + H2O
Сульфгидрильные группы в некоторой степени защищают организм от радиационных поражений.
При окислении этих групп (-SH) образуются дисудьфидные связи (-S-S-) и, наоборот, — при восстановлении связей (-S-S-) образуются сульфгидрильные группы (-SH).
R1-S-S-R2 R1SH + R2SH
Эти процессы обратимы. Под влиянием ионизирующего излучения в организме образуются активные свободные радикалы Н· и ОН·, инициирующие процессы окисления. -SH группы вступают в реакцию с радикалами, образуя малоактивные радикалы
RSH + ОН· ® RS + H2O
Этим предотвращается воздействие радикалов на нуклеиновые кислоты и другие биомолекулы.