Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [10Ne]3s23p4, характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние SVI считается устойчивым.

Шкала степеней окисления серы:

Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.

В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.

Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,

при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей Sn. Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S8, переплетение цепей Sn). В паре – молекулы S8, S6, S4, S2. При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).

Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS2.

Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:

а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):

Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:

3S0 + 6КОН (конц.) = 2K2S‑II + K2SIVO3 + 3H2O

При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:

S + 2НI(г) = I2 + H2S,

но в растворе реакция идет в обратную сторону:

I2 + H2S(p) = 2 HI + S↓

Получение: в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.

Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.

Сероводород H2S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H)2]

(sp3‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н2O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S2‑ (максимальная концентрация S2‑ равна 1 10‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.

Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H2S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.

Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:

Получение: в промышленности – прямым синтезом:

Н2 + S = H2S(150–200 °C)

или при нагревании серы с парафином;

в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами

FeS + 2НCl (конц.) = FeCl2 + H2S↑

или полным гидролизом бинарных соединений:

Al2S3 + 6Н2O = 2Al(ОН)3↓ + 3H2S↑

Сульфид натрия Na2S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион S2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).

Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

Na2S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H2S↑

Na2S + 3H2SO4 (конц.) = SO2↑ + S↓ + 2H2O + 2NaHSO4 (до 50 °C)

Na2S + 4HNO3 (конц.) = 2NO↑ + S↓ + 2H2O + 2NaNO3 (60 °C)

Na2S + H2S (насыщ.) = 2NaHS

Na2S(т) + 2O2 = Na2SO4 (выше 400 °C)

Na2S + 4H2O2 (конц.) = Na2SO4 + 4H2O

S2‑ + M2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓

S2‑ + 2Ag+ = Ag2S (черн.)↓

S2‑ + M2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓

3S2‑ + 2Bi3+ = Bi2S3 (кор. – черн.)↓

3S2‑ + 6H2O + 2M3+ = 3H2S↑ + 2M(OH)3↓ (M = Al, Cr)

Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na2SO4 10Н2O в присутствии восстановителей:

Na2SO4 + 4Н2 = Na2S + 4Н2O (500 °C, кат. Fe2O3)

Na2SO4 + 4С (кокс) = Na2S + 4СО (800–1000 °C)

Na2SO4 + 4СО = Na2S + 4СO2 (600–700 °C)

Сульфид алюминия Al2S3. Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N2, легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:

Al2S3 + 6Н2O = 2Al(ОН)3↓ + 3H2S↑ (чистый)

Al2S3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl3 + 3H2S↑

Al2S3 + 24HNO3 (конц.) = Al2(SO4)3 + 24NO2↑ + 12H2O (100 °C)

2Al2S3 + 9O2 (воздух) = 2Al2O3 + 6SO2 (700–800 °C)

Получение: взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:

2Al + 3S = AL2S3(150–200 °C)

Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.

Соединение железа(III) состава Fe2S3 не известно (не получено).

Уравнения важнейших реакций:

Получение:

Fe + S = FeS (600 °C)

Fe2O3 + H2 + 2H2S = 9FeS + 3H2O (700‑1000 °C)

FeCl2 + 2NH4HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH4Cl + H2S↑

Дисульфид железа FeS2. Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe2+ (–S – S–)2‑. Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.

Уравнения важнейших реакций:

FeS2 = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)

2FeS2 + 14H2SO4 (конц., гор.) = Fe2(SO4)3 + 15SO2↑ + 14Н2O

FeS2 + 18HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 15NO2↑ + 7H2O

4FeS2 + 11O2 (воздух) = 8SO2 + 2Fe2O3 (800 °C, обжиг)

Гидросульфид аммония NH4HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH4)2S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H2S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).

Уравнения важнейших реакций:

NH4HS = NH3 + H2S (выше 20 °C)

NH4HS + НCl (разб.) = NH4Cl + H2S↑

NH4HS + 3HNO3 (конц.) = S↓ + 2NO2↑ + NH4NO3 + 2H2O

2NH4HS (насыщ. H2S) + 2CuSO4 = (NH4)2SO4 + H2SO4 + 2CuS↓

Получение: насыщение концентрированного раствора NH3 сероводородом:

NH3 Н2O (конц.) + H2S(г) = NH4HS + Н2O

В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH4HS и NH3 Н2O, условно считают раствором (NH4)2S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH4HS и NH3 • Н2O.