Capacitatea unui element chimic de a exista sub forma a două sau mai multe substanțe simple care diferă doar prin numărul de atomi din moleculă sau ca structură. Carbon

Alotropia carbonului se datorează aranjamentului diferit al atomilor în rețeaua cristalină

Rețea cristalină atomică de diamant și grafit, Fulleren-molecular (C 60)

Oxigenul există sub forma a două modificări alotrope - O 2 și O 3

O substanță a cărei formulă este O2 se găsește în atmosferă, hidrosferă, scoarța terestră și organismele vii. Aproximativ 20% din atmosferă este formată din molecule de oxigen biatomic. În stratosferă, la o altitudine de aproximativ 12-50 km de suprafața pământului, există un strat numit „ecran de ozon”. Compoziția sa reflectă formula O3. Ozonul protejează planeta noastră absorbind intens razele periculoase din spectrul roșu și ultraviolet al soarelui.

Comparația dintre oxigen și ozon

Alotropia oxigenului și a ozonului se datorează numărului diferit de oxigen din moleculele substanțelor.

Alotropia oxigenului

Allatropia fosforului

Alotropia fosforului se datorează unei rețele cristaline diferite

Allatropia sulfului

Alotropia sulfului se datorează unei rețele cristaline diferite

rombic ,monoclinic Și plastic .

Prevalența în natură

Locul sulfului în sistemul periodic al elementelor chimice al lui Mendel-eev

Referință istorică

Sulf

Subiect. Sulf, azot, fosfor, carbon, siliciu, compușii acestora, aplicare

Cursul 4

Sulful este una dintre puținele substanțe, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ este cunoscut încă din cele mai vechi timpuri, a fost folosit de primii chimiști. Unul dintre motivele popularității sulfului este prevalența sulfului nativ în țările civilizațiilor antice. A fost dezvoltat de greci și romani, producția de sulf a crescut semnificativ după inventarea prafului de pușcă.

Sulful este situat în grupa 16 din Tabelul periodic al elementelor chimice al lui Mendel-Eev.

Nivelul de energie exterior al atomului de sulf conține 6 electroni, care au configurația electronică 3s 2 3p 4 . În compușii cu metale, sulful prezintă o stare de oxidare negativă a elementelor -2, în compușii cu oxigen și alte nemetale active - pozitive +2, +4, +6. Sulful este un nemetal tipic, pe baza tipului de transformare ar trebui să fie un agent oxidant și un agent reducător.

Sulful este destul de răspândit în natură. Conținutul său în scoarța terestră este de 0,0048%.O parte semnificativă de sulf se găsește în starea sa nativă.

Sulful se găsește și sub formă de sulfuri: pirita, calcopirită și sulfați: gips, celestină și barită.

Mulți compuși ai sulfului se găsesc în petrol (tiofen C 4 H 4 S, sulfuri organice) și gaze petroliere (hidrogen sulfurat).

Existența modificărilor alotropice ale sulfului este asociată cu capacitatea acestuia de a forma homolanțuri stabile - S - S -. Stabilitatea lanțurilor se explică prin faptul că legăturile - S - S - sunt mai puternice decât legăturile din molecula S 2. Homolanțurile de sulf au o formă în zig-zag, deoarece electronii orbitalilor p reciproc perpendiculari participă la formarea lor.

Există trei modificări alotropice ale sulfului: ortorombic, monoclinic și plastic. Modificările rombice și monoclinice sunt construite din molecule de S 8 ciclice situate la locurile rețelelor rombice și monoclinice.

Molecula S 8 are forma unei coroane, lungimile tuturor legăturilor - S - S - sunt egale cu 0,206 nm, iar unghiurile sunt apropiate de tetraedrul 108 °.

La sulful rombic, volumul elementar cel mai mic are forma unui paralelipiped dreptunghiular, iar în cazul sulfului monoclinic volumul elementar este alocat sub forma unui paralelipiped oblic.

Cristal de sulf rombic Cristal de sulf monoclinic

Modificarea plastică a sulfului este formată din lanțuri elicoidale de atomi de sulf cu axe de rotație stânga și dreapta. Aceste lanțuri sunt răsucite și întinse într-o direcție.

La temperatura camerei, sulful rombic este stabil. Când este încălzit, se topește, transformându-se într-un lichid galben, ușor mobil; la încălzire suplimentară, lichidul se îngroașă, deoarece în el se formează lanțuri lungi de polimer. Odată cu răcirea lentă a topiturii, se formează cristale de sulf monoclinic în formă de ac galben închis, iar dacă turnați sulf topit în apă rece, obțineți sulf plastic - o structură asemănătoare cauciucului constând din lanțuri polimerice. Sulful plastic și monoclinic sunt instabili și se transformă spontan în ortorombic.

Modificări alotropice ale sulfului - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei „Modificări alotropice ale sulfului” 2017, 2018.

Dispunerea electronilor în orbitalii stratului exterior

Atomul de sulf are 6 electroni de valență, prin urmare, sulful poate forma până la 6 legături de valență. Atomul de sulf are o rază mai mare și, prin urmare, prezintă o electronegativitate mai mică în comparație cu oxigenul. Stările de oxidare care se pot manifesta în reacții redox: S 0, S -2, S +4, S +6.

Poate forma mai multe modificări alotrope. Acestea sunt sulful rombic (octaedric), plastic și monoclinic.Sulful rombic este cea mai frecventă modificare alotropică a sulfului. Este o substanță cristalină galben-lămâie care se cristalizează sub formă de octaedre. Densitatea sulfului rombic 2,07 g/cm3. Se topește la o temperatură de 112,8 °C, fierbe la 444,6 °C, este insolubil în apă, dar ușor solubil în disulfură de carbon, benzen și alți solvenți organici. Temperatura de aprindere 360°.

Sulful plastic se obține prin încălzirea sulfului rombic aproape până la fierbere și apoi turnându-l rapid într-un pahar cu apă rece (Fig. 50). Această modificare a sulfului are plasticitate, în contrast cu sulful rombic foarte fragil. Sulful plastic se transformă rapid în rombic. Sulful plastic format în timpul răcirii rapide a sulfului topit este uneori considerat sulf rombic care nu a avut timp să se formeze.

Sulful monoclinic se obține prin răcirea lentă a sulfului topit în aer. În acest caz, se formează cristale filamentoase lungi, care, în picioare, se transformă și în octaedre.
Existența modificărilor electronice în sulf se explică prin diferența dintre structurile cristaline. Dacă sulful octaedric are molecule sub formă de inele cu opt membri, moleculele de sulf din plastic sunt lanțuri lungi, aranjate aleatoriu, de diferite dimensiuni. Sulful monoclinic are o structură apropiată de octaedrul.

■ 65. Ce este alotropia și modificările alotropice?
66. Ce cauzează apariția modificărilor alotropice?

Din punct de vedere chimic, sulful este o substanță activă. Ea reacționează destul de ușor. multe metale. În toate cazurile, ele se formează, de exemplu, atunci când sunt încălzite cu pulbere de aluminiu sau zinc.
Dacă măcinați metal într-un mortar cu sulf, între ele are loc o reacție, însoțită de fulgerări și un sunet ascuțit. Experimentul trebuie efectuat cu ochelari de protecție, un prosop înfășurat în jurul mâinii și cu cantități foarte mici de substanțe.
Când hidrogenul este trecut printr-un vapor, se formează sulf (Fig. 51).

■ 68. Scrieţi ecuaţiile pentru reacţiile sulfului cu substanţe simple, care sunt menţionate în fragmentul citit.Sunt aceste reacţii reacţii redox? Dați un răspuns motivat.
69. Care este gradul de oxidare a sulfului în compușii cu hidrogen și metale?
70. Ce tip de compuși ai sulfului cu metale?.
71. De ce zincul și aluminiul nu pot fi obținute printr-o reacție de schimb în soluții?
72. Câtă sulfură de fier (II) se va obține dacă se iau 30 g fier și 16 g sulf și dacă se utilizează doar 90% din cantitatea luată?

Orez. 51. Un dispozitiv pentru observarea interacțiunii sulfului cu hidrogenul.
-1-hidrogen; 2 -; 3- perechi de sulf; 4 - sulf topit.

Sunt posibile și alte reacții, în urma cărora sulful capătă stări de oxidare pozitive. Acest lucru se întâmplă de obicei cu interacțiunea directă a sulfului cu oxigenul - în timpul arderii sulfului:

S + O2 = SO2

Deoarece oxigenul are o electronegativitate mai mare decât sulful, în compusul SO2, sulful prezintă o stare de oxidare de +4 și se comportă ca un agent reducător în această reacție. O oxidare mai profundă a apei la starea de oxidare de +6 este posibilă cu formarea anhidridei sulfurice. În prezența unui catalizator la o temperatură de 400-500 °, dioxidul de sulf este oxidat de oxigen, formând anhidridă sulfurică:

2SO2 + O2=2SO3

Culoarea sulfului

În ciuda activității chimice ridicate, sulful se găsește destul de larg sub forma unui mineral numit sulf nativ. Este aproape exclusiv sulf rombic. Alte modificări alotropice ale sulfului nu se găsesc în natură, sulful chimic pur are culoare galben lămâie, în mod similar, gri vulcanic are aceeași culoare, dar cu condiția să nu includă altele sau ().

Sulful este de obicei intercalat în diverse roci, din care poate fi topit destul de ușor. cel mai adesea de origine vulcanică. Caucazul, deșertul Kara-Kum, Peninsula Kerci, Uzbekistan sunt bogate în sulf nativ.

Sulful se găsește și sub formă de metale sulfuroase „g-sulfuri (FeS2, zinc blende ZnS, plumb luciu PbS), sub formă de sulfați (sare Glauber Na2SO4 10H2O, CaSO4 2H2O). Sulful face parte din unele proteine. Pentru extragerea sulfului din rocă, acesta este topit în autoclave prin acţiunea vaporilor de apă supraîncălziţi la 150-160°. Sulful topit rezultat este rafinat (purificat) prin sublimare. Daca se topeste si se toarna in forme de lemn se intareste in bete. Un astfel de sulf se numește butași.

Orez. 52. Aplicarea sulfului

Uneori, sulful este turnat într-o matriță mare, iar după solidificare, este rupt în bucăți mici, fără formă. Un astfel de sulf se numește cocoloaș. În cele din urmă, sulful poate fi obținut sub formă de pulbere fină atomizată - așa-numita culoare de sulf.

Sulful liber este utilizat în principal în producția de acid sulfuric, precum și în industria hârtiei, pentru vulcanizarea cauciucului, în producția de coloranți, în agricultură pentru polenizarea și fumigația strugurilor și a bumbacului și în producția de chibrituri. (Fig. 52). În medicină, sulful este folosit sub formă de unguente împreună cu alte substanțe împotriva scabiei și a altor boli de piele. Sulful pur nu este otrăvitor.

■ 73. Enumeraţi proprietăţile chimice ale sulfului şi indicaţi asemănările şi diferenţele dintre sulf şi oxigen.

Compuși ai sulfului bivalenți

Sulful bivalent formează compuși cu hidrogen (H2S) și metale (sulfuri Na2S, FeS). Sulfurile pot fi considerate ca derivați ai hidrogenului sulfurat, adică sărurile acidului hidrosulfurat.
sulfat de hidrogen. Molecula de hidrogen sulfurat este construită în funcție de tipul polar de legătură:

Perechile de electroni partajate sunt puternic polarizate spre atom, sulful fiind mai electronegativ.
Hidrogenul sulfurat este un gaz mai greu decât aerul, cu un miros neplăcut ascuțit de ouă putrezite. Acest gaz este foarte toxic. Simțul nostru olfactiv este foarte sensibil la hidrogenul sulfurat. În prezența a 1/2000 de hidrogen sulfurat în aer, poate apărea pierderea mirosului. Otrăvirea cronică cu hidrogen sulfurat în doze mici provoacă emaciare, dureri de cap și durere. În cazul otrăvirii mai severe, poate apărea leșinul după un timp, iar concentrațiile foarte puternice provoacă moartea din cauza paraliziei respiratorii. În caz de otrăvire cu hidrogen sulfurat, este necesar să luați rulada la aer curat și să-l lăsați să inhaleze cantități mici de clor, precum și să curețe. Concentrația maximă admisă de hidrogen sulfurat în camera de lucru este de 0,01 mg/l.

Hidrogenul sulfurat trece în stare lichidă la o temperatură de -60 °. Se dizolvă bine în apă, formând apă sulfurată de hidrogen H2Saq sau, așa cum se mai numește, acid hidrosulfurat.
Hidrogenul sulfurat este unul dintre cei mai buni agenți reducători. Reface cu ușurință apa cu brom și clor la acid bromhidric sau clorhidric:

În această reacție, S(-2) este oxidat la „sulf neutru S(0).
Arsuri de hidrogen sulfurat. Cu acces suficient de aer (Fig. 53, a), arderea completă are loc conform ecuației:

În acest caz, S(-2) este oxidat la S(+4), sunt donați 6 electroni și este redus de la O(0) la O(-2). Dacă
accesul la aer este insuficient sau dacă un obiect rece este introdus în flacăra de hidrogen sulfurat (Fig. 53.6), atunci arderea incompletă are loc conform ecuației:
2H2S + O2 = 2S + 2H2O

■ 74. Care sunt măsurile de prim ajutor pentru otrăvirea cu hidrogen sulfurat.
75. De ce este adesea numit acidul hidrosulfuric
apa sulfurica?
76. La amestecarea apei cu iod cu hidrogen sulfurat, se produce decolorarea și tulburarea soluției. Cum poate fi explicat acest lucru?
77. Este posibil ca S(-2) să prezinte proprietăți oxidante?

În laborator, hidrogenul sulfurat se obține în aparatul Kipp prin reacția sulfurei de fier (sau sulfura de sodiu) cu acid sulfuric diluat:
FeS + H2SO4 = FeS04 + H2S

Orez. 53. Arderea hidrogenului sulfurat cu acces complet al aerului (a) și cu acces incomplet al aerului (b).

Hidrogenul sulfurat, dizolvat în apă, formează un acid hidrosulfurat slab, care se disociază în două etape:

H2S ⇄ H + + HS - ⇄ 2H + + S 2-

A doua etapă continuă într-o mică măsură.
Acidul hidrosulfuric nu poate fi stocat în laborator pentru o perioadă lungă de timp din cauza instabilității sale. Devine treptat tulbure ca urmare a eliberării de sulf liber:
H2S=H2+S
În reacțiile redox, acidul hidrosulfurat se comportă ca un agent reducător tipic, de exemplu:

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0; Cr +3)

Completați singur ecuația pentru această reacție redox.
Hidrogenul sulfurat este utilizat în chimia analitică.
Acidul hidrosulfuric prezintă proprietățile generale ale acizilor. Adevărat, nu toate proprietățile acizilor pot fi observate pe ea. De exemplu, cum ar fi, nu reacționează cu el, dar și, intrând în acidul hidrosulfurat, nu reacționează cu acesta, ci cu apa prezentă acolo, formând un alcali, care poate reacționa apoi cu acidul hidrosulfurat.

Deoarece este un acid dibazic, poate forma două serii de săruri - sulfuri și hidrosulfuri, sau bisulfuri.
Sărurile medii ale acidului hidrosulfurat - sulfuri - sunt insolubile în apă, cu excepția sărurilor de sodiu și potasiu, și au o culoare diferită: plumb și sulfură de fier - negru, zinc - alb, cadmiu - galben. Hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă.
Reactivul pentru ionul sulf divalent S 2- este ionul de cadmiu Cd 2+, care, în combinație cu ionul, dă un precipitat galben, insolubil în apă, de exemplu:

Cd(NO3)2 + H2S = CdS↓ + 2HNO3

Cd2+ + S2- = CdS

Sulfurile sunt destul de ușor hidrolizate ca săruri ale acizilor slabi, deci sunt obținute de obicei prin interacțiunea directă a sulfului cu un metal.

■ 78. Scrieţi ecuaţia reacţiei acidului hidrosulfurat cu hidroxidul de sodiu şi explicaţi rezultatul reacţiei, ţinând cont de hidroliza sării în soluţie.
79. În cercetarea sanitară și de igienă se folosește o reacție foarte sensibilă cu sărurile de plumb solubile pentru a detecta hidrogenul sulfurat în aer. Ce se poate observa în această reacție în forme ionice complet și ionice reduse?

Compuși ai sulfului tetravalent

Compus de sulf tetravalent - dioxid de sulf (gaz sulfuros) SO2. Dioxidul de sulf este mai greu decât aerul și are un miros puternic neplăcut. Molecula de dioxid de sulf este construită și în funcție de tipul covalent de legătură, polaritatea sa este slab exprimată. La -10° și presiunea atmosferică, dioxidul de sulf se transformă într-un lichid și se solidifică la -73°. Este foarte solubil în apă (40 de volume de dioxid de sulf per 1 volum de apă), în timp ce împreună cu dizolvarea, interacționează cu apa conform ecuației:

SO2 + H2O H2SO3

Acidul sulfuros rezultat este foarte fragil, deci reacția este reversibilă.
Dioxidul de sulf este de mare importanță industrială. Se obține prin prăjirea piritei de sulf FeS2 sau sulfului:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 S + O2 = SO2

În laborator, se obține prin acțiunea acizilor tari asupra sărurilor acidului sulfuros, de exemplu, acțiunea acidului sulfuric asupra:

Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2

Dioxidul de sulf poate fi obţinut prin descompunerea sărurilor acidului sulfuros, cum ar fi sulfitul de calciu CaSO3, când este încălzit;

CaSO3 = CaO + SO2

Dioxidul de sulf este otrăvitor. În caz de otrăvire cu acesta, apar răgușeală, dificultăți de respirație și uneori pierderea conștienței. Concentrația admisă de SO2 în aer este de 0,02 mg/l.
Atunci când interacționează cu coloranții organici, dioxidul de sulf poate provoca decolorarea acestora, totuși, motivul pentru aceasta este diferit de cel al înălbirii cu clor: nu are loc oxidare, dar apare un compus incolor SO2 cu colorant, care se descompune în timp și culoarea colorantul este restaurat.

■ 80. Propuneţi desene cu aparate cu care puteţi obţine dioxid de sulf: a) din sulfitul de sodiu prin acţiunea acidului: b) prin calcinarea sulfitului de calciu.
81. Dioxidul de sulf, obținut prin descompunerea a 40 g de sulfit de calciu, a fost trecut prin 500 g de soluție de apă baritică Ba (OH) 2, în urma căreia s-a precipitat tot ce se afla în soluție. Care este procentul de apă barită dacă se pierde 20% din dioxidul de sulf de la prăjire?
82. Cărui grup de oxizi aparține dioxidul de sulf? Enumerați proprietățile sale tipice pentru acest grup de oxizi. Sprijiniți-vă răspunsul cu ecuații de reacție.
83. De ce apare turbiditatea atunci când SO2 este trecut prin apa de var, precum și atunci când este trecut CO2?
84. Aerul are un amestec de dioxid de sulf. Cum să-l eliberez de această impuritate?
85. Ce volum de dioxid de sulf poate fi obținut din 20 moli de FeS2 cu un randament de 80%?
86. Dioxidul de sulf a fost trecut prin 200 ml soluție de hidroxid de sodiu 20% până când hidroxidul de sodiu a fost complet transformat în sulfit (hidroliza nu trebuie luată în considerare). Care este concentrația soluției de sulfit de sodiu rezultată?

Datorită faptului că gradul de oxidare a sulfului în dioxidul de sulf este + 4, adică, în mod condiționat, 4 electroni sunt eliberați de la nivelul exterior al atomului de sulf, există două posibilități pentru acesta: fie poate dona suplimentar cei 2 electroni care rămân pe stratul exterior și apoi se va arăta
proprietățile unui agent reducător sau S (+4) poate accepta un anumit număr de electroni și apoi va prezenta proprietăți oxidante.
De exemplu, în prezența unui agent oxidant puternic, S(+4) se comportă ca un agent reducător.

Br2 + H2O + SO2 → H2SO4 + HBr
KMnO4 + H2O + SO2 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

Găsiți singuri coeficienții acestor reacții.
O importanță deosebită este oxidarea dioxidului de sulf cu oxigen în prezența unui catalizator V2O5 sau Pt la o temperatură de 400-500 °, având ca rezultat formarea anhidridei sulfurice:
2SO2 + O2 = 2SO3
Acest proces este utilizat pe scară largă în producerea acidului sulfuric prin procesul de contact.

În prezența agenților reducători puternici, cum ar fi hidrogenul sulfurat, S (+4) se comportă ca: H2SO3 + H2S → H2O + S

Găsiți, prin compilarea unei balanțe electronice, coeficienții acestei ecuații.

■ 87. Notează într-un caiet proprietăţile fizice şi chimice ale dioxidului de sulf, notând atât reacţiile care au loc fără modificarea stărilor de oxidare, cât şi reacţiile redox.
88. Care este efectul fiziologic al dioxidului de sulf?

După cum sa menționat deja, atunci când dioxidul de sulf este dizolvat în apă, se formează acid sulfuros.
Acidul sulfuros este un acid cu putere medie. Se disociază în două etape:

H2SO3 ⇄ 2 H + + HSO 3 - ⇄ 2H + + SO 2 3 -

Acidul sulfuros este instabil, se descompune rapid în dioxid de sulf și apă:
H2SO3 ⇄ H2O + SO2

Prin urmare, de exemplu, este imposibil să se efectueze o reacție cu metale mai active decât cu acidul sulfuros.
Fiind dibazic, acidul sulfuros poate forma două serii de săruri: mediu - sulfiți și acid - hidrosulfiți. Toți sulfiții sunt săruri insolubile, cu excepția sulfiților de metale alcaline și de amoniu. Hidrosulfiții sunt puțin mai mari. Aceste săruri se pot descompune sub acțiunea acizilor mai puternici:
Na2SOs + H2S04 = Na2SO4 + H2O + SO2

2NaHSO3 + H2SO = Na2SO4 + 2H2O + 2SO2
Când acizii acționează asupra sulfiților, se eliberează dioxid de sulf, care are un miros neplăcut. Această reacție este folosită pentru a distinge sărurile acidului sulfuros de carbonați, care se comportă similar, dar dioxidul de carbon nu are miros.
Sulfiții sunt destul de ușor hidrolizați.

Compuși ai sulfului hexavalent

După cum sa menționat deja, atunci când dioxidul de sulf este oxidat, se formează anhidridă sulfurică SO3 - un compus de sulf hexavalent. Când se formează o moleculă de anhidridă sulfurică, toți electronii de valență ai sulfului participă la formarea legăturilor de valență, ca s- și așa R-orbitali. Starea de oxidare +6 pentru sulf este pozitivă maximă. Prin urmare, S+6 nu se poate comporta niciodată ca un agent reducător.
Anhidrida sulfurică este o substanță cristalină albă. Punctul său de topire este de 17°, punctul de fierbere este de 45°. Anhidrida sulfurică este atât de higroscopică încât nu poate fi depozitată în recipiente obișnuite. Se păstrează în fiole de sticlă sigilate.
Anhidrida sulfurica este un oxid acid care are toate proprietatile tipice acestui grup de substante. În special, poate reacționa cu apa pentru a forma acid sulfuric:

SO3 + H2O = H2SO4

■ 89. Scrieţi propriile ecuaţii pentru reacţiile anhidridei sulfurice cu bazele şi cu oxizii bazici.

Anhidrida sulfurica este un agent oxidant puternic. Cel mai important compus al sulfului hexavalent este H2SO4. Este unul dintre acizii puternici. dibazic și disociază în doi pași:
H2SO4 ⇄ H + + HSO 4 - ⇄ 2H + + SO 2 4 -

Lichidul este aproape de două ori mai greu decât apa. Densitatea sa în condiții normale este de 1,84. Acidul sulfuric se solidifică la 10°, soluția sa de 95% fierbe la 338°. Acidul sulfuric nu are miros sau culoare. Este miscibil cu apa în orice raport. Dizolvarea acidului sulfuric în apă este însoțită de eliberarea unei cantități mari de căldură, care poate duce chiar la fierberea soluției, prin urmare, la amestecarea acidului sulfuric cu apă, se recomandă turnarea acidului sulfuric în apă și nu. viceversa. În caz contrar, primele porții de apă pot fierbe și pulveriza picături de soluție de acid sulfuric, care poate provoca arsuri grave. Acidul sulfuric este un lichid corosiv, de aceea trebuie evitat contactul cu pielea și îmbrăcămintea. În caz de contact, este necesar să-l spălați rapid cu multă apă și apoi să neutralizați cu o soluție de sifon.

Sulful este situat în grupa VIa a Sistemului periodic de elemente chimice din D.I. Mendeleev.
Nivelul de energie exterior al sulfului conține 6 electroni, care au 3s 2 3p 4 . În compușii cu metale și hidrogen, sulful prezintă o stare de oxidare negativă a elementelor -2, în compușii cu oxigen și alte nemetale active - pozitive +2, +4, +6. Sulful este un nemetal tipic, în funcție de tipul de transformare, poate fi un agent oxidant și un agent reducător.

Găsind sulf în natură

Sulful apare în stare liberă (nativă) și în formă legată.

Cei mai importanți compuși naturali ai sulfului:

FeS 2 - pirita de fier sau pirita,

ZnS - blendă de zinc sau sfalerit (wurtzit),

PbS - luciu de plumb sau galena,

HgS - cinabru,

Sb 2 S 3 - antimonit.

În plus, sulful este prezent în petrol, cărbune natural, gaze naturale, în apele naturale (sub formă de ion sulfat și provoacă duritatea „permanentă” a apei dulci). Un element vital pentru organismele superioare, parte integrantă a multor proteine, este concentrat în păr.

Modificări alotropice ale sulfului

alotropie- aceasta este capacitatea aceluiași element de a exista în forme moleculare diferite (moleculele conțin un număr diferit de atomi ai aceluiași element, de exemplu, O 2 și O 3, S 2 și S 8, P 2 și P 4 etc. .).

Sulful se distinge prin capacitatea sa de a forma lanțuri stabile și cicluri de atomi. Cele mai stabile sunt S 8 , care formează sulf rombic și monoclinic. Acesta este sulful cristalin - o substanță galbenă fragilă.

Lanțurile deschise au sulf plastic, o substanță maro, care se obține prin răcirea bruscă a topiturii de sulf (sulful plastic devine casant după câteva ore, se îngălbenește și se transformă treptat în rombic).

1) rombic - S 8

t°pl. = 113°C; r \u003d 2,07 g / cm 3

Cea mai stabilă versiune.

2) monoclinic - ace galben închis

t°pl. = 119°C; r \u003d 1,96 g / cm 3

Stabil la temperaturi peste 96°C; în condiții normale, se transformă într-un rombic.

3) plastic - masă cauciucoasă maro (amorfă).

Instabil, când este întărit, se transformă într-un rombic

Recuperarea sulfului

1. Metoda industrială este topirea minereului cu ajutorul aburului.
2. Oxidarea incompletă a hidrogenului sulfurat (cu lipsă de oxigen):

2H2S + O2 → 2S + 2H2O

1. Reacția Wackenroder:

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Proprietățile chimice ale sulfului

Proprietățile oxidante ale sulfului
(S 0 + 2ē→ S -2 )

1) Sulful reacționează cu alcalin fără încălzire:

S + O 2 – t° → S +4O2

2S + 3O 2 - t°; pt → 2S +6 O 3

4) (cu excepția iodului):

S + CI2 → S +2CI2

S+3F2 → SF6

Cu substanțe complexe:

5) cu acizi - agenți oxidanți:

S + 2H2SO4 (conc) → 3S +4O2 + 2H2O

S + 6HNO 3 (conc) → H2S +6O4 + 6NO2 + 2H2O

Reacții de disproporționare:

6) 3S 0 + 6KOH → K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O

7) sulful se dizolvă într-o soluție concentrată de sulfit de sodiu:

S 0 + Na 2 S + 4 O 3 → Na 2 S 2 O 3 tiosulfat de sodiu

Sulf în natură

sulf nativ

Ucraina, regiunea Volga, Asia Centrală și alții

sulfuri

PbS - sclipici de plumb

Cu 2 S - luciu de cupru

ZnS - amestec de zinc

FeS 2 - pirita, pirita de sulf, aur de pisică

H2S – hidrogen sulfurat (în izvoare minerale și gaze naturale)

Veverițe

Părul, pielea, unghiile...

sulfați

CaSO 4 x 2 H 2 O - gips

MgS04 x 7H20 – sare amară (engleză)

Na2S04x10H2O - Sarea Glauber (mirabilite)

Proprietăți fizice

Solid cristalin galben, insolubil în apă, neumezit de apă (plutește la suprafață), t° balot = 445°C

alotropie

Sulful are mai multe modificări alotropice: