Примеры взаимодействия серы с металлом

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

• FeS2 — пирит, колчедан
• ZnS — цинковая обманка
• PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb2S3 — сурьмяный блеск, Bi2S3 — висмутовый блеск
• HgS — киноварь
• CuFeS2 — халькопирит
• Cu2S — халькозин
• CuS — ковеллин
• BaSO4 — барит, тяжелый шпат
• CaSO4 — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

• Получение
• 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)
• Химические свойства

• Реакции с неметаллами

На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO2. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания — только со фтором.

1. S + O2 = (t) SO2
2. S + F2 = SF6
3. S + Cl2 = (t) SCl2
4. S + C = (t) CS2



• Реакции с металлами
• При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
• K + S = (t) K2S
• Al + S = (t) Al2S3
• Fe + S = (t) FeS
• Реакции с кислотами
1. При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
2. S + H2SO4 = (t) SO2 + H2O
3. S + HNO3 = (t) H2SO4 + NO2 + H2O
• Реакции с щелочами

Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.

S + KOH = (t) K2S + K2SO3 + H2O

• Реакции с солями

Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.

Na2SO3 + S → (t) Na2S2O3

Сероводород — H2S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).

• Получение
• 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↑

Химические свойства

• Кислотные свойства

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).

1. MgO + H2S = (t) MgS + H2O
2. KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
3. 2KOH + H2S = K2S + 2H2O
4. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
5. Ca + H2S = (t) CaS + H2
• Восстановительные свойства

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



• Качественная реакция

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).

1. Получение
2. В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
3. 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

• Кислотные свойства
1. С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.
2. K2O + SO2 = K2SO3
3. NaOH + SO2 = NaHSO3
4. 2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O



• Восстановительные свойства

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

• Как окислитель
• 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.

1. Получение
2. SO2 + H2O ⇄ H2SO3
3. Химические свойства

• Диссоциация
• Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
• H2SO3 = H+ + HSO3-
• HSO3- = H+ + SO32-
• Кислотные свойства
1. В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.
2. CaO + H2SO3 = CaSO3 + H2O
3. H2SO3 + 2KOH = 2H2O + K2SO3 (соотношение кислота — основание, 1:2)
4. H2SO3 + KOH = H2O + KHSO3 (соотношение кислота — основание, 1:1)
• Окислительные свойства

С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.

H2SO3 + H2S = S↓ + H 2O

• Восстановительные свойства

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.

• Получение
• 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
• Химические свойства

• Кислотные свойства

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.

1. SO3 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O (основание в избытке — средняя соль)
2. SO3 + KOH = KHSO4 + H2O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)
3. SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O

SO3 + Li2O = Li2SO4 SO3 + H2O = H2SO4

• Окислительные свойства

SO3 — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO2.

• SO3 + P = SO2 + P2O5
• SO3 + H2S = SO2 + H2O
• SO3 + KI = SO2 + I2 + K2SO4

Сера — химические свойства, получение, соединения. ВИа группа » HimEge.ru

Сера расположена в ВИа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s 2 3p 4 .

В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Нахождение серы в природе

• Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.
• Важнейшие природные соединения серы:
• FeS 2 — железный колчедан или пирит,
• ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),
• PbS — свинцовый блеск или галенит,
• HgS — киноварь,
• Sb 2 S 3 — антимонит.

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Аллотропные модификации серы

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О 2 и О 3 , S 2 и S 8 , Р 2 и Р 4 и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны  S 8 ,  образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

1. Открытые  цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).
2. 1) ромбическая — S 8
3. t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3
4. Наиболее устойчивая модификация.
5. 2)     моноклинная — темно-желтые иглы
6. t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3
7. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
8. 3)     пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса
9. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

Получение серы

1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O

2H 2 S + SO 2 → 3S + 2H 2 O

Химические свойства серы

• Окислительные свойства серы ( S 0 + 2ē → S -2 )
• 1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:
• 2Na + S → Na 2 S
• c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:
• 2Al + 3S  –→  Al 2 S 3
• Zn + S  –→  ZnS
• 2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:
• H 2 + S → H 2 S
• 2P + 3S → P 2 S 3
• C + 2S → CS 2
• Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: ( S — 2ē → S +2 ; S — 4ē → S +4 ; S — 6ē → S +6 )
• 3)     c кислородом:
• S + O 2 – t° → S +4 O 2
• 2S + 3O 2 – t °; pt →   2S +6 O 3
• 4) c галогенами (кроме йода):
• S + Cl 2 → S +2 Cl 2
• S + 3F 2 → SF 6
• Со сложными веществами:
• 5)     c кислотами — окислителями:
• S + 2H 2 SO 4 (конц) → 3S +4 O 2 + 2H 2 O
• S + 6HNO 3 (конц) → H 2 S +6 O 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
• Реакции диспропорционирования:
• 6)     3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O
• 7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:
• S 0 + Na 2 S +4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 тиосульфат натрия
• 
• 

Сероводород H2S и сульфиды- химические свойства

Соединения серы +4: сернистый газ, сернистая кислота и её соли сульфиты.

Серная кислота – химические свойства и промышленное производство

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

Химические свойства серы

Химические свойства серы добавить в закладки

Сера на наружном энергетическом уровне содержит 6 электронов, из которых два непарные. Так же как и кислород располагается в VI группе главной подгруппе периодической системы химических элементов. Впрочем,  по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. В связи с этим может проявлять  восстановительные  и окислительные свойства. В качестве восстановителя формирует соединения со степенями окисления +2, +4, +6. По отношению к водороду и металлам сера показывает окислительные свойства со степенью окисления –2.

I. Окислительные свойства

1. Взаимодействует с металлами 
   • При обычных условиях реагирует со щелочными, щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром. Mg + S → MgS Hg + S → HgS
   • С такими металлами как цинк, алюминий и железо реакция протекает при повышенных температурах. Смесь порошков серы и алюминия или порошков серы и цинка при поджигании реагирует мгновенно с ослепительной вспышкой. Образуются в виде белых порошков сернистый алюминий или сернистый цинк. При этом часть продуктов реакции в виде мельчайших частичек выбрасывается в воздух, образуя белое облачко. Zn + S → ZnS 2Al + 3S → Al2S3 Соединения серы с металлами называют сульфидами.
2. Сера взаимодействует также с водородом. При медленном пропускании водорода в пробирку с кипящей жидкой серой у отверстия газоотводной трубки ощущается запах тухлых яиц. Это – запах газообразного соединения серы с водородом – сероводорода.

   H2 + S → H2S↑

II. Восстановительные свойства

1. При взаимодействии со сложными веществами,  с выраженными окислительными свойствами, сера проявляет себя восстановителем.
   • S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O 3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 +3H2O S + 2H2SO4 = 3SO2 +  2H2O 3S + 2 KClO3 = 3SO2 + 2 KCl
   • По механизму реакции диспропорционирования сера реагирует со щелочами:
   • 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
2. Сера легко соединяется с кислородом. При воспламенении в воздухе она горит синим пламенем с образованием бесцветного диоксида серы. При этом возникает резкий характерный запах.
   1. S + O2 → SO2↑ 
   2. При внесении горящей серы в кислород сгорание ее ускоряется, и пламя становиться ярко-синим.
   3. Сера может быть получена в процессе реакций: 
   4. SO2 + 2CO = S + 2CO2 Na2S2O3 + 2HCl  =  S + SO2 + 2NaCl + H2O

Смотри также:

• Номенклатура неорганических веществ
• Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)
• Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния
• Характерные химические свойства оксидов: оснóвных, амфотерных, кислотных
• Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов
• Характерные химические свойства кислот
• Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных ( на примере соединений алюминия и цинка)
• Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

VI группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (кислород, сера)

К элементам главной подгруппы VI группы периодической таблицы Менделеева относятся:

• Кислород O
• Сера S
• Селен  Se
• Теллур  Te
• Полоний Po

Общая характеристика элементов 6 группы главной подгруппы

От O к Po (сверху вниз в
периодической таблице)

Увеличивается

• атомного радиуса,
• металлических, основных,
  восстановительных свойств,

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

• Электронные конфигурации
  у данных элементов схожи, все они содержат 6 электронов на внешнем слое ns2np4:
• O – 2s2 2p4;
• S – 3s23p4;
• Se – 4s2 4p4;
• Te – 5s2 5p4;
• Po – 6s2 6p4
• Электронное строение кислорода и серы

Нахождение в природе кислорода и серы

Кислород занимает первое место среди элементов по
распространенности в земной коре. Содержится
он главным образом в силикатах и составляет около 47 % массы твёрдой земной
коры.

В больших количествах связанного кислорода содержится в воде — 85,82 % по
массе. Также кислород содержится более, чем в 1500 соединений земной коры.

В атмосфере доля свободного кислорода
составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Сера встречается в виде самородной серы, сульфатов (CaSO4∙2H2O, CaSO4∙H2O, Na2SO4∙10H2O, MgSO4∙7H2O), сульфидов (FeS2, CuS, CuFeS2, PbS, ZnS, HgS) и в промышленных газах.

Самородная сера встречается в местах
вулканической активности совместно с сернистыми фумаролами и сернистыми водами
(с содержанием > 25 %).

Аллотропные модификации серы

Кислород

Способы получения кислорода

1. В
   природе
2. Кислород образуется в процессе фотосинтеза:
3. mCО2 + nH2O → mO2 + Сm(H2O)n
4. Промышленный способ

• Разделение жидкого воздуха на О2 и N2 (ректификация);

2H2O → 2Н2↑ + О2↑

Лабораторный
способ

• термическое окислительно-восстановительное разложение солей:

• 2КСlO3 = 3О2↑ + 2KCI
• 2КМпO4 = О2↑ + МпО2 + К2МпО4↑
• 2KNO3 = О2↑ + 2KNО2
• 2Cu(NO3)O2 = О2↑ + 4NО2↑ + 2CuO
• 2AgNO3 = О2↑ + 2NО2↑ +2Ag
• 2H2O2 = 2H2O + O2 (kt — MnO2)
• 2HgO = 2Hg + O2

• Для автономного дыхания кислород получают в герметически замкнутых помещениях и в аппаратах при помощи реакции:

2Na2O2 + 2СO2 = О2↑ + 2Na2CO3

Физические свойства кислорода

При обычных условиях молекулярный кислород O2 – это малорастворимый в воде газ без цвета, запаха
и вкуса.

При сильном охлаждении под давлением переходит в бледно — голубую жидкость с Ткип = — 183°С. При Т = -219°С образует сине — голубые кристаллы.

Химические свойства кислорода

Кислород — сильный окислитель, уступающий по химической активности только фтору.

Вступает во
взаимодействия со всеми элементами, кроме инертных газов (Не, Ne и Аг). Со
многими простыми веществами реагирует непосредственно при обычных условиях или
при нагревании или в присутствии катализаторов (кроме Au, Pt, Hal2, благородные газы).

1. Большинство реакций с участием О2 экзотермичны, часто часто сопровождаются горением, иногда — взрывом.
2. Взаимодействие с простыми веществами
3. С металлами

• Кислород взаимодействует с металлами, с образованием оксидов металлов:

• Me + О2 = МеxOy оксиды
• 4Li + О2 = 2Li2O оксид лития
• 2Na + О2 = Na2О2 пероксид натрия
• К + О2 = КО2 супероксид калия

• С железом образуется смесь оксидов:

3Fe + 2O2 =
Fe3O4 (Fe2O3*FeO)

• С марганцем образуется диоксид марганца:

1. Mn + O2 = MnO2
2. С неметаллами
3. При
   взаимодействии с неметаллами (кроме фтора и инертных газов) образуются оксиды,
   со степенью окисления кислорода – 2:
4. Si + O2 = SiO2 (t=400-5000С)
5. С + О2(изб) = СО2; С + О2(нед) =
   СО
6. N2 +О2 = 2NO — Q
7. S + О2 = SО2;
8. 4Р + 5О2 = 2Р2О5
9. Окисление сложных веществ
10. Горение сульфидов
11. 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
12. Горение водородных соединений
13. 4HI + О2 = 2I2 + 2Н2O
14. 2H2S + 3O2 = 2SO2 +
    2H2O
15. CH4 +
    2O2 = CO2 + 2H2O
16. Окисление
    оксидов
17. Кислород окисляет
    входящие в оксид элементы до более высокой степени окисления:
18. 4FeO + О2 = 2Fe2О3
19. 2SО2 + О2 = 2SО3
20. 4NО2 + О2 + 2H2O = 4HNО3
21. Окисление гидроксидов и солей
22. Окисление гидроксидов и солей в водных растворах происходит, если исходное вещество неустойчиво на воздухе:
23. 2HNO2 + O2 = 2HNO3
24. 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O
    = 4Fe(OH)3
25. Окисление аммиака
26. В отсутствие катализатора при окислении аммиака кислородом образуется азот, а в присутствии катализатора — оксида азота(II):
27. 4NH3 + 3О2 =2N2 + 6Н2O
28. 4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2O
29. Окисление
    фосфина
30. На
    воздухе самопроизвольно воспламеняется:
31. 2PH3 + 4О2 = P2О5 + 3Н2O
32. Окисление
    силана
33. На воздухе он самовоспламеняется (часто
    со взрывом) с образованием SiO2 и H2O:
34. SiH4 + 2О2 = SiО2 + 2Н2O
35. Окисление органических веществ

• Все органические соединения горят, окисляясь кислородом воздуха полностью:

• CxHy + О2 = CО2 + Н2O
• Продукты
  окисления различных элементов, входящих в молекулы органических соединений:
• С → CO2
• Н → Н2O
• Hal → Hal2
• N → N2
• P → P2O5
• S → SO2
• Например:
• 2C2H5 + 4О2 = 4CО2 + 5Н2O
• C2H5Сl + 3О2 = 2CО2 + 2Н2O + HCl
• 2C2H5NH2 + 8,5О2 = 4CО2 + 7Н2O + N2
• Кроме горения возможны также реакции неполного окисления:

• каталитическое окисление алканов, с образованием спиртов или кислот:

СН3-СН2-СН2-СН3 + 3O2 → 2СН3-СOOH + 2H2O

• каталитическое окисление алкенов, с образованием окиси этилена:

• окисление первичных спиртов до альдегидов, вторичных – до кетонов:

• окисление альдегидов до кислот:

Сера

Способы получения серы

Промышленный способ

• Извлечение самородной серы из ее месторождений или
  вулканов
• Получение серы из серной руды с помощью пароводяного,
  фильтрационного, термического, центрифугального и экстракционного методов.
• Переработка природных газов, содержащих H2S и их окисление при недостатке О2.

Лабораторный
способ

• Взаимодействие SО2 и H2S в водном растворе:

SО2 + 2H2S = 3S↓ + 2H2О

• Неполное окисление сероводорода:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Физические свойства серы

Сера — твердое хрупкое
вещество желтого цвета. Не смачивается водой и практически нерастворимо в ней.
Имеет несколько аллотропных модификаций. См. аллотропные модификации серы.

Химические свойства серы

При
обычных температуре и давлении химическая активность серы небольшая. При
нагревании сера довольно активна, и проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

1. Свойства окислителя сера проявляет при взаимодействии с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе, а свойства восстановителя — с элементами, расположенными выше и правее в Периодической системе.
2. Непосредственно сера не взаимодействует с азотом и йодом.
3. Взаимодействие с простыми веществами
4. С
   кислородом
5. Горение серы на воздухе с образованием оксида серы (IV):
6. S + O2 → SO2
7. В присутствии
   катализаторов:
8. 2S + 3O2 = 2SO3
9. С водородом
10. С водородом сера вступает
    в реакцию при нагревании, образуя сероводород:
11. S + H2 → H2S
12. С
    галогенами
13. При
    взаимодействии со всеми галогенами, кроме йода образуются галогениды:
14. S + Cl2 → SCl2 (S2Cl2)
15. S + 3F2 → SF6
16. С
    фосфором
17. Взаимодействие серы с фосфором приводит к образованию сульфидов фосфора
18. 2P + 3S → P2S3
19. 2P + 5S → P2S5
20. С углеродом
21. В реакции серы суглеродом образуется сероуглерод:
22. 2S + C → CS2
23. С металлами
24. При
    взаимодействии с металлами сера выступает
    в качестве окислителя, образуя сульфиды.
25. Щелочные металлы реагируют с серой без нагревания, остальные металлы (кроме золота Au и платины Pt) –при нагревании:
26. S + Fe → FeS
27. S + Hg → HgS
28. 3S + 2Al → Al2S3
29. S + Сu = CuS
30. S + 2Ag = Ag2S
31. Взаимодействие со сложными веществами
32. С водой
33. Сера вступает в реакцию диспропорционирования
    с перегретым паром:
34. S + H2O (пар) → 2H2S + SO2
35. С окислителями
36. В реакциях с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) SO2 или до серной кислоты H2SO4 при протекании реакции в растворе:
37. S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑
38. S + 6HNO3(конц.)  → H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
39. S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2↑ + 2H2O
40. S + 2KClO3 → 3SO2↑ + 2KCl
41. S + К2Сr2O7 = Сr2O3 + K2SO4
42. S + Na2SO3 → Na2S2O3
43. С щелочами
44. При взаимодействии с щелочами сера диспропорционирует до сульфита и сульфида:
45. S + NaOH → Na2SO3 + Na2S + H2O

2.3.2. Химические свойства кислорода и серы

Химический элемент кислород может существовать в виде двух аллотропных модификаций, т.е. образует два простых вещества. Оба этих вещества имеют молекулярное строение. Одно из них имеет формулу O2 и имеет название кислород, т.е. такое же, как и название химического элемента, которым оно образовано.

Другое простое вещество, образованное кислородом, называется озон. Озон в отличие от кислорода состоит из трехатомных молекул, т.е. имеет формулу O3.

Поскольку основной и наиболее распространенной формой кислорода является молекулярный кислород O2, прежде всего мы рассмотрим именно его химические свойства.

Химический элемент кислород находится на втором месте по значению электроотрицательности среди всех элементов и уступает лишь фтору. В связи с этим логично предположить высокую активность кислорода и наличие у него практически только окислительных свойств.

Действительно, список простых и сложных веществ, с которыми может реагировать кислород огромен. Однако, следует отметить, что поскольку в молекуле кислорода имеет место прочная двойная связь, для осуществления большинства реакций с кислородом требуется прибегать к нагреванию.

Чаще всего сильный нагрев требуется в самом начале реакции (поджиг) после чего многие реакции идут далее уже самостоятельно без подвода тепла извне.

Среди простых веществ не окисляются кислородом лишь благородные металлы (Ag, Pt, Au), галогены и инертные газы.

Сера сгорает в кислороде с образованием диоксида серы:

Фосфор в зависимости от избытка или недостатка кислорода может образовать как оксида фосфора (V), так и оксид фосфора (III):

Взаимодействие кислорода с азотом протекает в крайне жестких условиях, в виду того что энергии связи в молекулах кислорода и особенно азота очень велики. Также свой вклад в сложность протекания реакции делает высокая электроотрицательность обоих элементов. Реакция начинается лишь при температуре более 2000 oC и является обратимой:

Не все простые вещества, реагируя с кислородом образуют оксиды. Так, например, натрий, сгорая в кислороде образует пероксид:

а калий – надпероксид:

Чаще всего, при сгорании в кислороде сложных веществ образуется смесь оксидов элементов, которыми было образовано исходное вещество. Так, например:

Однако, при сгорании в кислороде азотсодержащих органических веществ вместо оксида азота образуется молекулярный азот N2. Например:

При сгорании в кислороде хлорпроизводных вместо оксидов хлора образуется хлороводород:

Озон является более сильным окислителем, чем кислород. Обусловлено это тем, что одна из кислород-кислородных связей в молекуле озона легко рвется и в результате образуется чрезвычайно активный атомарный кислород. Озон в отличие от кислорода не требует для проявления своих высоких окислительных свойств нагревания. Он проявляет свою активность при обычной и даже низкой температурах:

• PbS + 4O3 = PbSO4 + 4O2
• Как было сказано выше, серебро с кислородом не реагирует, однако, реагирует с озоном:
• 2Ag + O3 = Ag2O + O2
• Качественной реакцией на наличие озона является то, что при пропускании исследуемого газа через раствор иодида калия наблюдается образование йода:
• 2KI + O3 + H2O = I2↓ + O2 + 2KOH

Химические свойства серы

Сера как химический элемент может существовать в нескольких аллотропных модификациях. Различают ромбическую, моноклинную и пластическую серу.

Моноклинная сера может быть получена при медленном охлаждении расплава ромбической серы , а пластическая напротив получается при резком охлаждении расплава серы, предварительно доведенного до кипения.

Пластическая сера обладает редким для неорганических веществ свойством эластичности – она способна обратимо растягиваться под действием внешнего усилия, возвращаясь в исходную форму при прекращении этого воздействия. Наиболее устойчива в обычных условиях ромбическая сера и все иные аллотропные модификации со временем переходят в нее.

Молекулы ромбической серы состоят из восьми атомов, т.е. ее формулу можно записать как S8. Однако, поскольку химические свойства всех модификаций достаточно схожи, чтобы не затруднять запись уравнений реакций любую серу обозначают просто символом S.

Сера может взаимодействовать и с простыми и со сложными веществами. В химических реакциях проявлет как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, а также неметаллами, образованными атомами менее электроотрицательного элемента (водород, углерод, фосфор):
2. Как восстановитель сера выступает при взаимодействии с неметаллами, образованными более электроотрицательными элементами (кислород, галогены), а также сложными веществами с ярко выраженной окислительной функцией, например, серной и азотной концентрированной кислотами:

Также сера взаимодействует при кипячении с концентрированными водными растворами щелочей. Взаимодействие протекает по типу диспропорционирования, т.е. сера одновременно и понижает, и повышает свою степень окисления: