Сера. Характеристика и соединения

От желтого порошка до королевы кислот (H₂SO₄)

1. Общая характеристика и строение

В основном состоянии атом серы имеет 2 неспаренных электрона. При возбуждении электроны с 3p и 3s орбиталей могут переходить на вакантную 3d-орбиталь, увеличивая число неспаренных электронов до 4, а затем до 6.

Нахождение в природе:

• В самородном виде (свободная сера).
• Сульфиды: из них самые популярные — ZnS (цинковая обманка), FeS₂ (пирит, железный колчедан), HgS (киноварь).
• Сульфаты: CaSO₄·2H₂O (гипс), Na₂SO₄·10H₂O (глауберова соль).

2. Аллотропные модификации

Ромбическая сера (S₈)

Самая стабильная форма

Атомы соединены в коронообразные циклические молекулы S₈. Это знакомый всем хрупкий порошок или кристаллы желтого цвета. Нерастворима в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде (CS₂).

Моноклинная сера (S₈)

Смотреть видео

Свернуть видео

Кристаллизуется при нагреве

Образуется при медленном охлаждении расплавленной серы. Выглядит как темно-желтые иголочки. Устойчива только при температуре выше 95.6 °C. При комнатной температуре постепенно превращается обратно в ромбическую.

Пластическая сера (Sₙ)

Смотреть видео

Свернуть видео

Резиноподобная масса

Получается, если кипящую серу резко вылить в холодную воду. Кольца S₈ разрываются и образуют длинные полимерные цепи Sₙ. Это коричневая аморфная масса, тянущаяся как резина. Со временем кристаллизуется и тоже становится ромбической.

3. Получение серы

В промышленности серу добывают самородную (плавят перегретым водяным паром). В лаборатории есть несколько красивых реакций:

Метод получения	Уравнение реакции
Неполное окисление сероводорода В недостатке O₂	2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O
Сопропорционирование "Вулканическая" реакция	2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O Происходит в фумаролах вулканов.

4. Химические свойства серы

При обычных условиях сера "ленива", но при нагревании реагирует почти со всем, проявляя как окислительные, так и восстановительные свойства.

Реагенты	Свойства и уравнения реакций
Сера как Окислитель (-2) С металлами и H₂	С активными металлами реакции идут бурно, часто без нагрева (щелочные металлы) или с нагревом (Al, Fe). Образует зловонный газ с водородом. S + 2Na → Na₂S (без нагрева!) S + Fe t°→ FeS 3S + 2Al t°→ Al₂S₃ S + Hg → HgS (Используется для сбора пролитой ртути — демеркуризация) S + H₂ t°→ H₂S↑
Сера как Восстановитель (+4, +6) С галогенами, O₂ и фосфором	С фтором окисляется до максимума, с хлором — до +1/+2, с йодом НЕ реагирует! Горит образуя сернистый газ. Окисляется фосфором и углеродом. S + 3F₂ → SF₆ S + Cl₂ → SCl₂ S + O₂ t°→ SO₂ Смотреть видео Свернуть видео 2P + 3S t°→ P₂S₃ (также возможен P₂S₅) C + 2S t°→ CS₂
Диспропорционирование В щелочах и паре	Сера сама себя окисляет и восстанавливает при растворении в горячей щелочи или перегретом водяном паре: 3S + 6NaOH t°→ 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O 3S + 2H₂O(пар) t°→ 2H₂S↑ + SO₂↑
С кислотами и сильными окислителями HNO₃, H₂SO₄, KClO₃	Серу жестко окисляют до кислоты или SO₂: S + 6HNO₃(к) t°→ H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O S + 2H₂SO₄(к) t°→ 3SO₂↑ + 2H₂O 3S + 2KClO₃ t°→ 3SO₂↑ + 2KCl Смотреть видео Свернуть видео
С сульфитами Образование тиосульфатов	При кипячении S растворяется в растворе сульфита, повышая свою степень окисления: S + Na₂SO₃ t°→ Na₂S₂O₃

5. Сероводород (H₂S) и сульфиды

Получение H₂S и сульфидов

Метод получения	Уравнение реакции
Вытеснение из сульфидов В лаборатории (аппарат Киппа)	FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑
Прямой синтез и другие методы	H₂ + S t°→ H₂S↑ * Также получают нагреванием серы с парафином.
Получение сульфидов	S + Mg t°→ MgS H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

Химические свойства H₂S и сульфидов

Реагенты	Свойства и уравнения реакций
Кислотные свойства С основаниями	Как слабая кислота, с щелочами образует средние или кислые соли: H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O H₂S + NaOH → NaHS + H₂O
Горение сероводорода С кислородом	При недостатке O₂ образуется сера, при избытке (голубоватое пламя) — SO₂: 2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O
Окисление типичными окислителями	H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓ H₂S + 4Cl₂ (изб) + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl H₂S + 2HNO₃(к) → S↓ + 2NO₂↑ + 2H₂O 3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S↓ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl
Осаждение черных сульфидов CuS, PbS, Ag₂S, HgS	Эти сульфиды не растворяются в кислотах (кроме окислителей): H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃ 2H₂S + 4Ag + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O (потемнение серебра)
Разложение, растворение и обжиг сульфидов	CuS + 8HNO₃(к) t°→ CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O (реставрация картин) 2CuS + 3O₂ t°→ 2CuO + 2SO₂↑ CaS + 2HCl → CaCl₂ + H₂S↑
Совместный гидролиз	3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

6. Оксиды серы: SO₂ и SO₃

Получение SO₂ и SO₃

Оксид	Способы получения
SO₂ (Сернистый газ)	S + O₂ t°→ SO₂ 2CuS + 3O₂ t°→ 2CuO + 2SO₂ (обжиг сульфидов) Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O Cu + 2H₂SO₄(к) t°→ CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
SO₃ (Серный ангидрид)	2SO₂ + O₂ V₂O₅, t°⇄ 2SO₃ (каталитическое окисление) SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂ Fe₂(SO₄)₃ t°→ Fe₂O₃ + 3SO₃↑

Химические свойства SO₂ и SO₃

Свойства	Оксид серы (IV) — SO₂	Оксид серы (VI) — SO₃
Кислотные свойства	Дает слабую сернистую кислоту: SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃ SO₂ + NaOH → NaHSO₃ (кислая соль) SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (средняя соль)	Бурно дает сильную серную кислоту: SO₃ + H₂O → H₂SO₄ SO₃ + MgO → MgSO₄ SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O Растворяется в конц. H₂SO₄ образуя олеум.
Восстановительные и Окислительные	Обесцвечивает марганцовку, бромную воду: 5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr С сильными восстановителями — окислитель: SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O SO₂ + 2CO → 2CO₂ + S↓	Максимальная степень окисления (+6), мощный окислитель: SO₃ + 2KI → I₂↓ + K₂SO₃ 3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O 5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

7. Кислородсодержащие кислоты серы и их соли

Серная (H₂SO₄) и сернистая (H₂SO₃) кислоты — важнейшие соединения серы. В зависимости от степени окисления и концентрации они ведут себя по-разному.

Получение серной и сернистой кислот

Кислота	Способы получения
Сернистая кислота (H₂SO₃) Слабая, нестабильная	Растворение сернистого газа в воде (реакция обратима): SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃ Вытеснение из сульфитов более сильными кислотами: Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O (выделяется газ, а не H₂SO₃)
Серная кислота (H₂SO₄) Сильная, нелетучая	В промышленности (контактный метод): 1) Обжиг пирита; 2) Окисление SO₂ в SO₃; 3) Поглощение SO₃ в H₂SO₄ (образование олеума): SO₃ + H₂O → H₂SO₄ В лаборатории (окисление сероводорода избытком хлора): H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

Химические свойства разбавленной H₂SO₄ и H₂SO₃

Ведут себя как классические сильные (или средние/слабые) кислоты.

Химические свойства концентрированной H₂SO₄

Мощнейший окислитель! Окисляет за счёт атома серы S(+6). С металлами никогда не выделяет водород!

Свойства	Уравнения реакций
С металлами Пассивирует Fe, Al, Cr на холоде!	Окисляет большинство металлов. Чем активнее металл, тем глубже восстановление серы (до S или H₂S): Cu + 2H₂SO₄(к) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O 4Zn + 5H₂SO₄(к) → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O Смотреть видео Свернуть видео
С неметаллами C, P, S	Восстанавливается обычно до SO₂: C + 2H₂SO₄(к) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O Смотреть видео Свернуть видео 2P + 5H₂SO₄(к) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O
Со сложными веществами Бромиды, иодиды, сероводород	Окисляет анионы сильных восстановителей: 2KBr + 3H₂SO₄(к) → Br₂ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O 3H₂S + H₂SO₄(к) → 4S↓ + 4H₂O

Получение и свойства сульфитов (соли H₂SO₃)

Получение и свойства сульфатов (соли H₂SO₄)

8. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с серой на канале Thoisoi:

• Сера - Огненный Камень (введите "thoisoi сера" на Youtube для точной ссылки)