Chemické vlastnosti síry. Charakterizace a teplota varu síry

Síra je chemický prvek, který je v šesté a třetí periodě periodické tabulky. V tomto článku budeme podrobně zvážit jeho chemické a chemické vlastnosti fyzikální vlastnosti,

Síra z hlediska fyziky

Je to křehká látka. Za normálních podmínek zůstává v pevném agregátním stavu. Síra má citronově žlutou barvu. A většina z nich má žluté odstíny. Ne rozpouští ve vodě. Má nízkou tepelnou a elektrickou vodivost. Tyto vlastnosti ho charakterizují jako typické nekovové. Přes skutečnost, že chemické složení síry není vůbec komplikované, může tato látka mít několik variant. Všechno závisí na struktuře krystalové mřížky, s níž jsou atomy propojeny, netvoří molekuly.

Takže první možností je kosočtverečná síra. Je to nejstabilnější. Bod varu síry tohoto typu je čtyři sta pětadvacet stupňů Celsia. Aby však tato látka mohla proniknout do stavu plynného agregátu, musí nejdříve projít kapalinou. Takže tání síry probíhá při teplotě sto třináct stupňů Celsia.

Druhou možností je monoklinická síra. Je to jehlovitý krystal s tmavě žlutou barvou. Tavení síry prvního typu a poté její pomalé chlazení vede k tvorbě tohoto druhu. Tato odrůda má téměř stejné fyzické vlastnosti. Například bod varu síry tohoto typu - všechno čtyřicet čtyřicet pět stupňů. Kromě toho existuje řada této látky, jako je plast. Získává se tak, že do studené vody nalévá vroucí kosočtverec téměř do bodu varu. Bod varu síry tohoto druhu je stejný. Ale látka má vlastnost protažení, jako pryž.

Další složkou fyzikálních vlastností, kterou bych chtěl říci, je teplota vznícení síry. Tento indikátor se může lišit v závislosti na typu materiálu a jeho původu. Například technická teplota vznícení síry je sto devadesát stupňů. To je poměrně nízká postava. V jiných případech může mít bod vzplanutí síry dvě stě čtyřicet osm stupňů a dokonce dvě stě padesát šest. Vše závisí na tom, z jakého materiálu byl získán, jak hustota má. Můžeme však konstatovat, že teplota spalování síry je v porovnání s jinými chemickými prvky dostatečně nízká, je to hořlavá látka. Kromě toho se někdy síra může kombinovat do molekul sestávajících z osmi, šesti, čtyř nebo dvou atomů. Nyní, po zkoumání síry z hlediska fyziky, pokračujte k další části.

Chemická charakterizace síry

Tento prvek má relativně nízkou hmotnost, je rovna třicet dva gramům na mol. Vlastnost prvku síry zahrnuje takovou vlastnost této látky jako schopnost mít jiný stupeň oxidace. To je odlišné od vodíku nebo kyslíku. Vzhledem k otázce chemické charakteristiky prvku síry je nemožné nezmínit, že v závislosti na podmínkách vykazuje jak redukční, tak oxidační vlastnosti. Aby bylo možné vzít v úvahu interakci dané látky s různými chemickými sloučeninami.

Síra a jednoduché látky

Jednoduché jsou látky, které mají v jejich složení pouze jeden chemický prvek. Její atomy mohou být spojeny do molekul, jako například v případě kyslíku, nebo se nemusí kombinovat, jako tomu je u kovů. Síra tedy může reagovat s kovy, jinými nekovy a halogeny.

Interakce s kovy

Pro provedení takového procesu je zapotřebí vysoká teplota. Za těchto podmínek dochází k adici reakce. To znamená, že atomy kovu se spojují s atomy síry a vytvářejí současně sulfidy. Například, když zahřejete dva krtky draslíku a mícháte je s jedním mólem síry, získáme jeden mol sulfidu daného kovu. Rovnici lze zapsat následujícím způsobem: 2K + S = K₂S.

Reakce s kyslíkem

Toto je spalování síry. Výsledkem tohoto procesu je jeho oxid. Ta druhá může být ze dvou druhů. Spalování síry proto může nastat ve dvou fázích. První je, když se vytvoří jeden mol oxidu siřičitého z jednoho molu síry a jednoho molu kyslíku. Rovnici pro tuto chemickou reakci lze psát následovně: S + O₂ = SO₂. Druhým stupněm je přidání ještě jednoho atomu kyslíku k oxidu. K tomu dochází, pokud přidáte dva krtci oxid siřičitý jeden mol kyslíku v prostředí s vysokou teplotou. Výsledkem je získání dvou molekul oxidu sírového. Rovnice pro tuto chemickou interakci je následující: 2SO₂ + O₂ = 2SO₃. Výsledkem této reakce je tvorba kyseliny sírové. Takže po provedení dvou popsaných způsobů je možné výsledný oxid křemičitý proudovat proudem vodní páry. A dostaneme kyselinu sírovou. Rovnice pro takovou reakci je napsána následovně: SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

Interakce s halogeny

Chemické vlastnosti síry, stejně jako jiné nekovy, umožňují reagovat s touto skupinou látek. Zahrnuje sloučeniny jako je fluor, brom, chlor, jod. Síra reaguje s jakýmkoliv z nich, s výjimkou druhého. Jako příklad můžeme uvést fluoridační proces prvku tabulky Mendeleyev. Zahříváním uvedeného nekovu s halogenem je možno získat dvě varianty fluoridu. První případ: pokud vezmeme jeden mol síry a tři molů fluoru, získáme jeden mol fluoridu, jehož vzorec je SF_6.. Rovnice vypadá takto: S + 3F₂ = SF_6.. Navíc existuje druhá možnost: pokud vezmeme jeden mol síry a dva molární látky fluoru, získáme jeden mol fluoridu chemickým vzorcem SF₄. Rovnici lze zapsat následujícím způsobem: S + 2F₂ = SF₄. Jak vidíte, to vše závisí na poměru, ve kterém se mají komponenty mísit. Stejným způsobem je možné provést proces chlorace síry (mohou se také vytvořit dvě různé látky) nebo bromace.

Interakce s jinými jednoduchými látkami

Na tomto místě charakteristika prvku síry nekončí. Látka může také chemicky reagovat s vodíkem, fosforem a uhlíkem. Vzhledem k interakci s vodíkem vzniká kyselina sulfidová. V důsledku reakce s kovy je možné získat jejich sulfidy, které jsou také získány přímo interakcí síry s téhož kovu. Přidání atomů vodíku k atomům síry probíhá pouze za velmi vysokých teplot. Při reakci síry s fosforem se tvoří její fosfid. Má následující vzorec: P₂S_3. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít dva krtky fosforu a tři moly síry. Při interakci síry s uhlíkem se vytváří karbid nekovového materiálu. Jeho chemický vzorec vypadá takto: CS₂. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít jeden mol uhlíku a dva krtky síry. Všechny adiční reakce popsané výše se vyskytují pouze tehdy, když se reakční činidla zahřívají na vysoké teploty. Zvažovali jsme interakci síry s jednoduchými látkami, nyní pokračujeme k dalšímu bodu.

Síra a složité sloučeniny

Komplex se nazývá látky, jejichž molekuly se skládají ze dvou (nebo více) různých prvků. Chemické vlastnosti síry umožňují reakci se sloučeninami, jako jsou alkálie, stejně jako koncentrace sulfátová kyselina. Jeho reakce s těmito látkami jsou poněkud zvláštní. Nejprve se podívejme na to, co se děje při míchání dotyčných nekovů s alkalickými látkami. Například pokud užíváte šest krtků hydroxid draselný a přidáme tři mříže síry, dostaneme dva motory sulfidu draselného, ​​jeden mol siřičitého kovu a tři moly vody. Tento druh reakce lze vyjádřit následující rovnicí: 6KOH + 3S = 2K₂S + K2SO₃ + 3H₂A. Stejným principem je interakce, pokud přidáte hydroxid sodný. Dále zvážit chování síry při přidání koncentrovaného roztoku kyseliny sírové. Pokud vezmeme jeden mol prvního a druhého krtku druhé látky, získáváme následující produkty: oxid sírový v množství tří molů a vodu dva mol. Tato chemická reakce může být provedena pouze tehdy, když se reakční činidla zahřívají na vysokou teplotu.

Příprava uvažovaného nekovového materiálu

Existuje několik základních způsobů, kterými můžete extrahovat síru z různých látek. První metodou je jeho izolace od pyritu. Chemický vzorec posledně jmenovaného je FeS₂. Když se tato látka zahřeje na vysokou teplotu bez přístupu kyslíku, lze získat další sulfid železitý, FeS a síru. Reakční rovnice je napsána v následující formě: FeS₂ = FeS + S. Druhý způsob získání síry, který se často používá v průmyslu, je spalování síry síry za malého množství kyslíku. V tomto případě je možné získat uvažovaný nekov a vodu. Pro provedení reakce je nutné, aby složky byly převedeny v molárním poměru 2 na 1. V důsledku toho získáváme konečné produkty v poměru dva až dva. Rovnici této chemické reakce lze psát následovně: 2H₂S + O₂ = 2S + 2H₂A. Kromě toho může být získána síra v různých metalurgických procesech, například při výrobě kovů, jako je nikl, měď a další.

Použití v průmyslu

Největší uplatnění nekovových materiálů, které uvažujeme, se nachází v chemickém průmyslu. Jak již bylo uvedeno výše, zde se používá k získání kyseliny síranové z ní. Síra se navíc používá jako součást pro výrobu zápalek, protože je to hořlavý materiál. Je nepostradatelný při výrobě výbušnin, střelného prachu, bengálských světel apod. Síra se navíc používá jako jedna ze složek kontroly škůdců. V lékařství se používá jako součást při výrobě léků na kožní onemocnění. Dotčená látka se také používá při výrobě různých barviv. Kromě toho se používá při výrobě fosforu.

Elektronická struktura síry

Jak je známo, všechny atomy se skládají z jádra, ve kterém jsou umístěny protony - kladně nabité částice - a neutrony, tj. Částice s nulovým nábojem. Kolem jádra se otáčejí elektrony, jejichž náboj je záporný. Aby atom byl neutrální, jeho struktura by měla mít stejný počet protonů a elektronů. Je-li tato hodnota větší, je to již negativní iontový anion. Pokud je naopak - počet protonů větší než počet elektronů - je to pozitivní ion nebo kation. Síranový anion může působit jako zbytek kyseliny. Je součástí molekul látek, jako je kyselina sulfidová (sulfid) a sulfidy kovů. Anion vzniká během elektrolytické disociace, k níž dochází, když se látka rozpustí ve vodě. V tomto případě se molekula rozkládá na kation, který může být reprezentován jako kovový ion nebo vodík, stejně jako kationt iontového zbytku kyseliny nebo hydroxylové skupiny (OH-). Vzhledem k tomu, že pořadové číslo síry v periodické tabulce je šestnáct, lze usoudit, že ve svém jádru je přesně takový počet protonů. Vycházejíc z toho můžeme říci, že se kolem nich otáčí i šestnáct elektronů. Počet neutronů lze určit odečtením pořadového čísla chemického prvku z molární hmotnosti: 32-16 = 16. Každý elektron se otáčí ne chaoticky, ale na určité dráze. Protože síra je chemický prvek, který patří do třetího období periodické tabulky, existují tři dráhy kolem jádra. Na prvním z nich se nacházejí dva elektrony, druhý - osm, třetí - šest. Elektronický vzorec atomu síry je napsán následovně: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Prevalence v přírodě

V podstatě se dotyčný chemický prvek nachází v minerálech, které jsou sulfidy různých kovů. Nejdříve je to pyrit - železná sůl - také to je olovo, stříbro, měděný lesk, zinková směs, cinnabar - sulfid rtuťnatý. Síra může být navíc součástí minerálů, jejichž struktura je tvořena třemi nebo více chemickými prvky. Například chalcopyrit, mirabilit, kieserit, sádra. Každý z nich můžete zvážit podrobněji. Pyrit je sulfid železitý nebo FeS₂. Má světle žlutou barvu se zlatým leskem. Tento minerál se často vyskytuje jako nečistota v lapis lazuli, která se široce používá k výrobě šperků. To je způsobeno skutečností, že tyto dva minerály mají často společný vklad. Chalcocite - chalcocite, chalcocite, nebo - představuje modravě šedou látku podobnou kovu. Olověný lesk (galena) a stříbrný lesk (argentite) mají podobné vlastnosti: oba jsou navzájem podobní kovům, mají šedou barvu. Cinnabar je hnědočervený matný minerál se šedými impregnacemi. Chalcopyrite, jehož chemický vzorec je CuFeS₂, - zlatá-žlutá, je také nazývána zlatá podvod. Zinek směs může mít barvu od oranžové až po oranžovou. Mirabilit - Na₂SO₄x10H₂O - průhledné nebo bílé krystaly. To je také nazýváno Glauberova sůl, používané v medicíně. Chemický vzorec kieseritu je MgSO₄xH₂O. Vypadá to jako bílý nebo bezbarvý prášek. Chemický vzorec sádry je CaSO₄x2H₂O. Navíc tento chemický prvek je součástí buněk živých organismů a je důležitým mikroelementem.