Халькогены. Сера, сероводород и сульфиды

На этой странице вы узнаете 

• Как сера побеждает ртуть?
• Чем так коварен сероводород?

В этой статье мы рассмотрим интересный химический элемент, который имеет три внешних облика, образует металлические руды и входит в состав газа с очень неприятным запахом. Да-да, это все про серу.

Халькогены. Общая характеристика

Халькогены, что в переводе означает «образующие руды» (название связано с наличием халькогенов в медных рудах) образуют элементы VIA группы Периодической системы: кислород O, сера S, теллур Te и полоний Po. Все элементы — неметаллы, кроме полония — он проявляет металлические свойства.

На внешнем энергетическом уровне (ВЭУ) у халькогенов по шесть электронов, электронная конфигурация ВЭУ: ns²ns⁴.

В невозбужденном состоянии халькогены имеют валентность II — 2 неспаренных электрона на ВЭУ.

Халькогены довольно широко распространены в природе. Кислород является составной частью воздуха, входит в состав воды, горных пород земной коры. Сера встречается во многих минералах: например, Cu₂S — медный блеск, FeS₂ — пирит, HgS — киноварь.

Как сера побеждает ртуть? Ртуть — очень токсичное вещество, ее пары могут привести к отравлению. Поэтому, если ртуть оказалась на открытом воздухе, например, вытекла из разбитого градусника, ее нужно как можно быстрее собрать и утилизировать. А что делать, если ртуть оказалась в труднодоступном месте? В таком случае сотрудники МЧС засыпают этот участок порошкообразной серой. Между ртутью и серой происходит химическая реакция, и образуется киноварь — совершенно безопасное для человека вещество.

Сера

Сера — элемент VI группы главной подгруппы таблицы Менделеева. На внешнем слое атом серы имеет две электронные пары и полностью свободный d-подуровень. 

Следовательно, для атома серы, кроме основного, возможны также два возбужденных состояния. В первом возбужденном состоянии разделяются спаренные электроны p-подуровня, количество неспаренных электронов на ВЭУ — 4, валентность IV. Во втором возбужденном состоянии — при распаривании обеих электронных пар — она имеет шесть неспаренных электронов, а значит, ее максимальная валентность равна VI (то есть в соединениях сера максимально может образовывать 6 химических связей):

Степени окисления серы в неорганике логичны:

• высшая степень окисления равна номеру группы: +6; 
• низшая степень окисления определяется по формуле «номер группы — 8»: -2; 
• промежуточные степени окисления в большинстве своем четные: +2, +4. 

Набор степеней окисления серы: -2, 0, +2, +4, +6.

У серы, как у углерода и кремния есть несколько аллотропных модификаций, в виде которых она может существовать, и которые отличаются своими физическими свойствами.  

В природе же сера встречается в самородном виде, в виде различных минералов — сульфидов (например, ZnS, FeS₂, HgS) и сульфатов (CaSO₄·2H₂O, Na₂SO₄·10H₂O).

Химические свойства серы

Химическая активность серы не очень велика. Сера не обладает такой высокой электроотрицательностью, как, например, у галогенов, поэтому в подавляющем большинстве случаев проявляет восстановительные свойства. То есть в ОВР она выступает в роли «жертвы»: она слабо притягивает к себе электроны, поэтому «их можно у нее отнять». Но она может быть и окислителем, а значит, реагировать как с металлами, так и с неметаллами.

1. Реакции с неметаллами. Сера взаимодействует практически со всеми неметаллами с образованием бинарных соединений, за исключением азота и иода, потому что у них низкая активность.

С водородом взаимодействие приводит к образованию сероводорода:

H₂ + S = H₂S

Горение серы приводит к образованию сернистого газа:

S + O₂ = SO₂

С галогенами (кроме иода) образуются галогениды, например, хлорид серы:

S + Cl₂ = SCl₂

С фосфором образуется сульфид фосфора:

2S + 3S  = P₂S₃

2S + 5S = P₂S₅

2. Реакции с металлами. Сера здесь будет проявлять свойства окислителя и образовывать с металлами сульфиды. С щелочными металлами реакция идет без нагревания, а со всеми остальными — при нагревании. 

Например, образование сульфида алюминия:

3S + 2Al = Al₂S₃

Помним, что железо восстановится только до +2, так как сера хоть и является здесь окислителем, но довольно слабым:

Fe + S = FeS

3. Реакции со сложными веществами. Со сложными веществами протекают ОВР реакции. Электроотрицательность серы невысокая. А это значит, что она является типичным восстановителем, но может также диспропорционировать.

Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

Серная кислота тоже окисляет серу, но уже до сернистого газа:

И до сернистого газа окисляет серу бертолетова соль:

3S + 2KClO₃ = 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S + Na₂SO₃ = Na₂S₂O₃

Сера — один из тех неметаллов, которые могут взаимодействовать с растворами щелочей. Так как щелочи не обладают выраженными окислительными или восстановительными свойствами, в процессе этой реакции сере «приходится играть обе роли»: и окислителя, и восстановителя. Поэтому она сама и понижает, и повышает степень окисления (диспропорционирует): 

Получают серу в промышленности открытым способом на ее месторождениях или из вулканов. В лаборатории применяют следующие способы:

1. Неполное окисление сероводорода

2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

2. Взаимодействие сероводорода с оксидом серы

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O

Сероводород H₂S 

Сероводород H₂S — ядовитый газ с неприятным запахом тухлых яиц. Его раствор в воде называется сероводородной кислотой. Геометрическая форма молекулы сероводорода — уголковая молекула, как и у молекулы воды. 

pm = пикометр = *10⁻¹²м

Чем так коварен сероводород? Кроме своего неприятного запаха, этот газ еще и очень ядовит. Особенно опасно его свойство притуплять обоняние, из-за чего человек при отравлении перестает замечать пары сероводорода. Сероводород может попасть в организм не только через дыхание, но и трансдермальным путем, то есть через кожу. Молекулы газа легко могут проникнуть во все человеческие клетки и блокировать доставку кислорода. Сероводород в больших количествах выделяется на мусорных полигонах, выгребных ямах, канализациях, где происходят процессы гниения, на предприятиях по производству целлюлозы, и загрязняет атмосферу. Во многих российских городах уже отмечается превышение допустимой нормы содержания сероводорода в воздухе.

Сероводородная кислота как типичная кислота будет вступать в основно-кислотные взаимодействия со своими противоположностями: основаниями, основными оксидами, некоторыми амфотерными оксидами и гидроксидами.

За счет степени окисления -2 H₂S проявляет свойства восстановителя («сера богата электронами, ее можно ограбить»), а значит, он будет вступать в реакции с окислителями.

1. Реакции с металлами до H₂.

Как и любая кислота-неокислитель, сероводородная кислота будет реагировать с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с вытеснением из нее водорода. 

2. Основно-кислотное взаимодействие. 

Сероводородная кислота, очевидно, обладает кислотными свойствами. А что это значит? Это значит, что она будет вступать в реакции со своими противоположностями: основаниями, основными оксидами. Как и в любых основно-кислотных взаимодействиях, в этих реакциях образуются соли — сульфиды. 

Например, взаимодействие сероводорода с гидроксидом калия с образованием сульфида калия:

H₂S + 2KOH = K₂S + 2H₂O

В избытке сероводорода образуется кислая соль — гидросульфид калия:

H₂S(изб.) + KOH = KHS + H₂O

Так как сероводородная кислота — кислота слабая, она не будет реагировать с амфотерными оксидами и нерастворимыми основаниями.

3. Реакции ионного обмена.

Как и все кислоты, H₂S является электролитом (то есть может распадаться на ионы) и вступает в реакции ионного обмена с другими электролитами с образованием осадка, газа или воды.

С солями Ag⁺, Pb²⁺, Cu²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺ образуются нерастворимые сульфиды черного цвета. Реакции с солями этих металлов — качественные на сульфид-ион.

H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2HNO₃

4. Реакции с окислителями. 

За счет степени окисления -2 сера в сероводороде проявляет свойства восстановителя («жертвы»), а значит, вступает в реакции с различными окислителями. Как восстановитель в ОВР она чаще всего повышает степень окисления до ближайшего устойчивого нуля. И только о-о-очень сильные окислители способны окислитель ее по максимуму — до +6 (HNO₃(конц), Cl₂). 

Хлор и бром окисляют сероводород до простого вещества серы:

H₂S + Br₂ = 2HBr + S (с Cl₂ аналогично)

В водном растворе хлор окисляет сероводород до серной кислоты:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl

Концентрированная азотная кислота окисляет сероводород до простого вещества серы:

H₂S + 2HNO_3(конц.) = S + 2NO₂ + 2H₂O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H₂S + 8HNO_3(конц.) =  H₂SO₄  +  8NO₂   +   4H₂O

Серная кислота также окисляет серу до простого вещества:

H₂S + H₂SO_4(конц.) = S + SO₂ + 2H₂O

Сульфиды

Сульфиды — это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на: 

1. Растворимые в воде. Это сульфиды щелочных металлов и аммония.

Они реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода. Это еще одна качественная реакция на сульфид-ионы, признак: выделение газа с неприятным запахом.

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑

2. Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах. Это сульфиды остальных металлов до железа включительно. С кислотами они реагируют аналогично.

3. Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах. Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS).

4. Гидролизуемые водой. Сульфиды алюминия и хрома. В воде они разлагаются на основание и сероводород:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

Фактчек

• Халькогены — химические элементы VIA группы Периодической системы. В нее входят кислород O, сера S, теллур Te и полоний Po. Электронная конфигурация внешнего электронного уровня атома в основном состоянии ns²np⁴.
• Возможные степени окисления серы: -2, -1, 0, +1, +2, +4, +6.
• Существует три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая сера.
• В подавляющем большинстве случаев сера проявляет восстановительные свойства.
• Бинарное водородное соединение серы — сероводород — является слабой кислотой, вступает в характерные реакции ионного обмена.

Проверь себя 

Задание 1.

Чему равна минимально возможная степень окисления? 

1. +4
2. -2
3. -4
4. 0.

Задание 2.

С каким из неметаллов сера не будет реагировать? 

1. хлор
2. углерод
3. кислород
4. азот

Задание 3.

С каким веществом будет реагировать сера? 

1. гидроксид калия
2. сульфат натрия
3. гидроксид алюминия
4. вода

Задание 4.

Какой сульфид не растворяется даже в растворах кислот? 

1. сульфид калия
2. сульфид железа(II)
3. сульфид бария
4. сульфид кадмия

Ответы: 1. —  2; 2. — 4; 3. — 1; 4. — 4.