Кислоты серы

 

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ  РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

АЛТАЙСКИЙ ГОСУДАРСВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Химический факультет

Кафедра неорганической химии

 

 

 

 

 

 

 

Кислоты серы

(Курсовая работа)

 

 

 

 

                                                                                                       Выполнила студентка

                                                                                                           1 курса 671 группы

                                                                                                           Романова И.А.

                                                                                                                     

(подпись)

                                        Научный руководитель

                                                                                                           к.х.н. доцент

                                                                                                           Богданкова Л.А.                        

                                                                                           

(подпись)

 

                                                                                                            Работа защищена

                                                                                                             ^{«        »}                     2008 г

                                         Оценка 

 

Барнаул 2008

 

 

                                         Содержание

Введение………………………………………………………...3

Глава 1. Соединение серы в степени окисления 2-…………..4

1. Сероводородная кислота………………………………..4

Глава 2.Соединение серы в степени окисления 1+…………..5

2.1. Тиосернистая кислота……………………………………..5

Глава 3. Соединение серы в степени окисления 2+………….6

3.1. Тиосерная (серноватистая)  кислота………………………6

3.2. Сульфоксиловая (диоксосерная) кислота………………...7

Глава 4. Соединение серы в степени окисления 3+………….8

4.1. Политионовые кислоты……………………………………8

4.1.1. Дитионовая кислота……………………………………...8

4.1.2. Тетратионовая кислота…………………………………..9

4.2. Дитионистая (гидросернистая) кислота………………… .9

Глава 5. Соединение серы в степени окисления 4+………….11

5.1. Сернистая кислота…………………………………………11

5.2. Фторосульфоновая  кислота……………………………….12

Глава 6. Соединение серы в степени окисления 6+………….13

6.1. Серная кислота…………………………………………….13

6.1.1. Полисерные кислоты……………………………………20

6.1.2. Ди(пиро) серная кислота………………………………..20

6.1.3. Трисерная кислота………………………………………20

6.1.4. Нитрозилсерная кислота………………………………..20

6.2. Галогеносульфоновые кислоты…………………………..21

6.2.1. Хлорсульфоновая  кислота………………………………21

6.2.2. Фторсульфоновая  кислота………………………………21

6.2.3. Бромсульфоновая  кислота………………………………22

6.3. Пероксодисерная (надсерная)  кислота…………………...22

6.4. «Кислота Каро»  (мононадсерная кислота)………………23

Заключение……………………………………………………..24

Используемая литература……………………………………...25

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

Сера – это элемент, который был известен еще с древнейших времён. Она упоминается в Библии, поэмах Гомера и др. Издавна серой и её соединениями лечили кожные заболевания. Она входила в состав "священных" курений при религиозных обрядах; считалось, что запах горящей серы отгоняет злых духов. В период арабской алхимии возникла гипотеза, согласно которой серу (начало горючести) и ртуть (начало металличности) считали составными частями всех металлов. Элементарную природу серы установил А. Л. Лавуазье и включил её в список неметаллических простых тел (1789).

Сера очень распространенный элемент и  многие процессы биосферы приводят к её концентрации - она накапливается в гумусе почв, углях, нефти, морях и океанах (8,9-10-2%), подземных водах, в озёрах и солончаках. В глинах и сланцах серы в 6 раз больше, чем в земной коре в целом, в гипсе - в 200 раз, в подземных сульфатных водах - в десятки раз. В биосфере происходит круговорот серы: она приносится на материки с атмосферными осадками и возвращается в океан со стоком. Сравнительно редко встречаются её самородные месторождения, основная же масса серы связана с металлами в составе различных минералов, которые могут быть разбиты на две большие группы: сульфидов и сульфатов. Из сульфидов особое значение для технологии серы имеет пирит FeS₂. Из сульфатов наиболее распространен гипс CaSO₄·2H₂O. Сера входит также в состав белковых веществ и поэтому содержится в организмах животных и растений.

Также сера образует ряд  кислот, например серная H₂SO_4,сероводородная H₂S_, сернистая H₂SO₃, «кислота Каро» H₂SO₅, политионовые кислоты H₂S_XO₆ и многие другие.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Глава 1.

Соединения  серы в степени окисления 2-

 

   1.1. Сероводородная кислота – H₂S.

H₂S – очень слабая двухосновная кислота: К₁=0,87 * 10^-7, К₂=10^-14 .Соли H₂S называют сульфидами. Многие сульфиды ярко окрашены. В воде растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония. Для щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды М⁺HS и M²⁺(HS)₂ ; гидросульфиды Са²⁺и Sr²⁺ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих элементы в высоких степенях окисления (Al₂S₃, Cr₂S₃ и др.), часто идет до конца, он необратим. Некоторые не растворимые в воде сульфиды (FeS, ZnS, MnS и др.) растворяются в растворах кислот, не являющихся окислителями, а CuS, PbS, HgS и др. не растворяются. Реакция взаимодействия не растворимого в воде сульфида с кислотой протекает следующим образом:

МS↓+2H⁺↔H₂S+M²⁺

Сульфиды образуются не только при обменных реакциях, но и при взаимодействии металлов с  серой. Сульфиды активных металлов можно  получить также восстановлением  сульфатов углем при нагревании:

BaSO₄+4C→BaS+4CO

Стремление серы к  образованию гомеоцепей [E(S – S)=226кДж] проявляется в существовании многосернистых соединений – полисульфидов водорода или сульфанов H₂S_n и полисульфидов активных металлов, например, Na₂S_n. В структуре этих соединений имеются цепи атомов:

                                                           . .

 . . S         . .

S ^{. .} S

^{. .             . .}

Полисульфиды щелочных металлов образуются при взаимодействии серы с соответсвующим сульфидом:

Na₂S_(p)+2S_(poмб)=Na₂S_3(p);     ΔH⁰= - 42 кДж

В молекулах полисульфидов  число атомов серы п составляет 2 – 8 (известно лишь одно соединение с п=9, это (NH₄)₂S₉), чаще всего п=2. для полисульфидов характерны окислительно-восстановительные свойства:

(NH₄)₂S₂+Ge⁺²S→(NH₄)₂Ge⁺⁴S₃

4FeS₂+11O₂→2Fe₂O₈+8SO₂

Дисульфид водорода H₂S₂ значительно менее сильный окислитель, чем H₂O₂ . практическое значение имеет часто встречающийся в природе дисульфид железа FeS₂ (пирит).[4]

 

Глава 2.

Соединения  серы в степени окисления 1+

   2.1. Тиосернистая кислота - H₂S₂O₂

H₂S₂O₂ - сама по себе и в виде солей неизвестна, но некоторые ее органические производные были получены. Её получают при взаимодействии S₂O, или S(SO), имеющий такую же структуру, как и SO₂, с водой:

                                         S₂O+H₂O=H₂S₂O₂         [6]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Глава 3.

Соединения серы в степени окисления 2+

  3.1. Тиосерная (серноватистая) кислота – H₂S₂O₃

     Структурная формула тиосерной кислоты имеет следующий вид:

 Н−О S

 S

                                             Н−О O

H₂S₂O₃ - неустойчива, уже при комнатной температуре она распадается [8].Свободная серноватистая кислота может быть получена взаимодействием при -78 °С хлорсульфоновой кислоты с сероводородом по схеме:

НSО₃С1 + Н₂S = НСl­ + Н₂S₂O₃

Она представляет собой  маслянистую жидкость, при охлаждении жидким воздухом застывающую в стеклообразную массу. Заметное разложение серноватистой  кислоты по схеме:

2 Н₂S₂O₃ = Н₂S­ + Н₂S₃О₆

идет даже при -78 °С. Значительно устойчивее её соли – тиосульфаты, наиболее устойчив ее диэфират — Н₂S₂O₃·2(С₂Н₅)₂O, разлагающийся (на Н₂S, SO₃ и эфир) лишь выше -5 °С. Наиболее употребителен тиосульфат натрия Na₂S₂O₃∙5H₂О [4]. Если прокипятить водный раствор сульфита натрия Na₂SO₃ с серой и отфильтровав излишки серы, оставить охлаждаться, то из раствора выделяются бесцветные прозрачные кристаллы нового вещества, состав его выражается формулой Na₂S₂O₃∙5H₂O [8]. Интересен также механизм получения тиосульфата путем взаимодействия серы со щелочью. Реакция эта в первой стадии протекает с одновременным окислением и восстановлением серы:

3 S + 6 NаОН = Nа₂SO₃ + 2 Nа₂S + 3 Н₂О

Другой интересный способ получения тиосульфата основан  на непосредственном взаимодействии SO₂ и Н₂S в щелочной среде. Если смесь обоих газов пропускать при сильном размешивании в раствор NаОН до его нейтрализации, то образуется тиосульфат:

4 SO₂ + 2 Н₂S + 6 NаОН = 3 Nа₂S₂O₃ + 5 Н₂О

При 48,5°С тиосульфат плавится в своей кристаллизационной воде и около  100°С теряет воду. Дальнейшее нагревание соли выше 220°С сопровождается распадом, который идет в основном по схемам:

4 Nа₂S₂О₃ = 3 Nа₂SO₄ + Nа₂S₅     

Na₂S₅ = Nа₂S + 4 S    [4].

     При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, например соляной, появляется запах диоксида серы и через некоторое время жидкость становится мутной от выделившейся серы.

     По-видимому, вначале  образуется тиосерная кислота

Na₂S₂O₃+2HCl= H₂S₂O₃+2NaCl

которая далее разлагается  согласно уравнению:

H₂S₂O₃=H₂O+SO₂↑+S↓

     Тиосульфат натрия – восстановитель. Хлор, бром и другие сильные окислители окисляют его до серной кислоты или до её соли. Например:

Na₂S₂O₃+4Сl₂+5H₂O=2H₂SO₄+2NaCl+6HCl   [8].

Но под  действием, например, иода – менее  сильного окислителя, тиосульфат натрия окисляется до соли тетратионовой кислоты H₂S₄O₆:

I₂+2Na₂S₂O₃=2NaI+Na₂S₄O₆

Расплавленный тиосульфат очень склонен к переохлаждению. Иногда им пользуются как средой для  определения молекулярных весов  по понижению точки замерзания (криоскопическая  константа 4,26 град). Из других тиосульфатов наиболее интересен малорастворимый ВаS₂O₃, обменным разложением, которого с сульфатами различных металлов удобно пользоваться для получения их тиосульфатов. [4]

Подобно свободному хлору, другие сильные окислители (НОСl, Br₂ и т. п.) окисляют тиосульфат до серной кислоты и ее солей.  Иначе, а именно с образованием соли тетратионовой кислоты, протекает окисление тиосульфата сравнительно слабыми (или медленно действующими) окислителями, в частности иодом:

I₂ +2 Nа₂S₂O₃ = 2 NаI + Nа₂S₄O₆     [8].

    Тиосульфат натрия применяется в фотографии как закрепитель, в текстильной промышленности для удаления остатков хлора после отбелки тканей, в медицине. Медицинское применение тиосульфата довольно разнообразно. Его принимают внутрь (или вводят внутривенно) при отравлениях тяжелыми металлами, мышьяком и цианидами, а также для дезинфекции кишечника. Наружное (или внутреннее) применение показано при тяжелых ожогах и воспалениях кожи. [4]

 

3.2. Сульфоксиловая (диоксосерная) кислота – H₂SO₂

      H₂SO₂ – получается при гидролизе дихлорида серы:

SCl₂+2H₂O=2HCl+H₂SO₂

Cтруктурная формула этой кислоты:

                                         HO-S-OH              HO-S=O

                                                                                        ½