O S Se Te

Атомы имеют по 6 электронов на s p орбиталях внешнего уровня. В ряду элементов О-S-Se-Te-Po уменьшается энергия ионизации и электроотрицательность, увелимчивается размер атомов и ионов, усиливаются восстановительные свойства, ослабляются неметаллические признаки. Кислород по ЭОти уступает только фтору. Другие элементы (-1), (-2) с металлами, с неметаллами (+4), (+6) В живых организмах - O S Se (-2)

Хим. св-ва.

Сера:

S + 3F2 = SF6

S + Cl2 = SCl2

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ^ + 2H2O

S + O2 = SO2

2Na + S = Na2S

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Кислород.

4K + O2 > 2K2O

2Sr + O2 > 2SrO

2NO + O2 > 2NO2

CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O

2Na + O2 > Na2O2

2BaO + O2 > 2BaO2

H2 + O2 > H2O2

Na2O2 + O2 > 2NaO2

Селен.

Селен — аналог серы. Так же, как и серу, его можно сжечь на воздухе. Горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO2. Только SeO2 — не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO2 + H2O > H2SeO3) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO3), получают селеновую кислоту H2SeO4, почти такую же сильную, как серная. Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100°С, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид Te02. При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя Te02. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500-600 °С. В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.

Полоний.

Металлический полоний быстро окисляется на воздухе. Известны диоксид полония (РоО2)x и монооксид полония РоО. С галогенами образует тетрагалогениды. При действии кислот переходит в раствор с образованием катионов Ро2+ розового цвета:

Ро + 2HCl > PoCl2 + Н2^.

При растворении полония в соляной кислоте в присутствии магния образуется полоноводород:

Ро + Mg + 2HCl > MgCl2 + H2Po,

 

9. Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов), приходится около 47,4 % массы твердой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своем составе содержат кислород. Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет. В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа. Важнейшим лабораторным способом его получения служит электролиз водных растворов щелочей. Небольшие количества кислорода можно также получать взаимодействием раствора перманганата калия с подкисленным раствором пероксида водорода. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной и азотной технологий. При нагревании перманганат калия KMnO4 разлагается до манганата калия K2MnO4 и диоксида марганца MnO2 с одновременным выделением газообразного кислорода O2:

2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2^

В лабораторных условиях получают также каталитическим разложением пероксида водорода Н2О2:

2Н2О2 > 2Н2О + О2^

Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода). Кислород можно также получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

2KClO3 > 2KCl + 3O2^

Катализатором также выступает MnO2

Физ.св-ва кислорода

При нормальных условиях кислород это газ без цвета, вкуса и запаха. 1л его весит 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г). Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag при 961 °C). Является парамагнетиком. При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %. Жидкий кислород (темп. кипения?182,98 °C) это бледно-голубая жидкость. Твердый кислород (темп. плавления?218,79 °C) — синие кристаллы

Хим. св-ва

Сильный окислитель, взаимодействует, практически, со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

4K + O2 > 2K2O

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

2NO + O2 > 2NO2

Окисляет большинство органических соединений:

CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O

При определенных условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

CH3CH2OH + O2 > CH3COOH + H2O

Кислород не окисляет Au и Pt, галогены и инертные газы.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления?1. Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

2Na + O2 > Na2O2

Некоторые окислы поглощают кислород:

2BaO + O2 > 2BaO2

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется перекись водорода:

H2 + O2 > H2O2

Надпероксиды имеют степень окисления?1/2, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O2 -). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлениям и температуре:

Na2O2 + O2 > 2NaO2

Озониды содержат ион O3 - со степенью окисления?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

КОН(тв.) + О3 > КО3 + КОН + O2

Ион диоксигенил O2+ имеет степень окисления +1/2. Получают по реакции: PtF6 + O2 > O2PtF6

Фториды кислорода

Дифторид кислорода, OF2 степень окисления +2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи:

2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O

Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре?196 °C. Пропуская тлеющий разряд через смесь фтора с кислородом при определенных давлении и температуре получаются смеси высших фторидов кислорода O3F2, О4F2, О5F2 и О6F2. Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения. В свободном виде элемент существует в двух аллотропных модификациях:O2 и O3 (озон).Озон образуется во многих процессах, сопровождающихся выделением атомарного кислорода, например при разложении перекисей, окислении фосфора и т. п. В промышленности его получают из воздуха или кислорода в озонаторах действием электрического разряда. Сжижается O3 легче, чем O2, и потому их несложно разделить. Озон для озонотерапии в медицине получают только из чистого кислорода. При облучении воздуха жёстким ультрафиолетовым излучением образуется озон. Тот же процесс протекает в верхних слоях атмосферы, где под действием солнечного излучения образуется и поддерживается озоновый слой.

Физические свойства озона

• Молекулярная масса — 47,998 а.е.м.

• Плотность газа при нормальных условиях — 1,1445 кг/м3. Относительная плотность газа по кислороду 1,5; по воздуху — 1,62 (1,658 [3]).

• Плотность жидкости при —183 °C — 1,71 кг/м3

• Температура кипения —111,9 °C. Жидкий озон — тёмно-синего цвета.

• Температура плавления —251,4 °C. В твёрдом состоянии — чёрно-синего цвета.

• Растворимость в воде при 0oС — 0,394 кг/м3 (0,494 л/кг), она в 10 раз выше по сравнению с кислородом.

• В газообразном состоянии озон диамагнитен, в жидком — слабопарамагнитен.

• Запах — резкий, специфический «металлический» (по Менделееву — «запах раков»).

Химич. Св-ва озона.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы.

2 Cu2+(aq) + 2 H3O+(aq) + O3(g) > 2 Cu3+(aq) + 3 H2O(l) + O2(g)

Озон повышает степень окисления оксидов:

NO + O3 > NO2 + O2

Образование озона проходит по обратимой реакции:

3O2 + 68 ккал (285 кДж) <> 2O3.

Оксиды.

Оксид (о?кисел, о?кись) — соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2. Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Категория:Окислы). Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов. В зависимости от химических свойств различают:

солеобразующие оксиды:

основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;

кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;

амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);

Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO.

Хим. св-ва осн окс

1. Основный оксид + кислота = соль + вода

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (кислота ортофосфорная или сильная).

2. Сильноосновный оксид + вода = щелочь

CaO + H2O = Ca(OH)2

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид = соль

CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2

Na2O + CO2 = Na2CO3

4. Основный оксид + водород = металл + вода

CuO + H2 = Cu + H2O (Примечание: металл менее активный, чем алюминий).

Хим. св-ва кисл окс

1. Кислотный оксид + вода = кислота

SO3 + H2O = H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль

CO2 + CaO = CaCO3

3. Кислотный оксид + основание = соль + вода

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

4. Нелетучий оксид + соль1 = соль2 + летучий оксид

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2^

 

10. Вода(оксид водорода) — прозрачная жидкость, не имеющая цвета (в малом объёме) и запаха. Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом или снегом, а в газообразном — водяным паром. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны, моря, озера, реки, лёд на полюсах). Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы). Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды. Вода обладает рядом необычных особенностей: При таянии льда его плотность увеличивается (с 0,9 до 1 г/см?). Почти у всех остальных веществ при плавлении плотность уменьшается. При нагревании от 0 °C до 4 °C (точнее, 3,98 °C) вода сжимается. Благодаря этому могут жить рыбы в замерзающих водоёмах: когда температура падает ниже 4 °C, более холодная вода как менее плотная остаётся на поверхности и замерзает, а подо льдом сохраняется положительная температура. Высокая температура и удельная теплота плавления (0 °C и 333,55 кДж/кг), температура кипения (100 °C) и удельная теплота парообразования (2250 КДж/кг [1]), по сравнению с соединениями водорода с похожим молекулярным весом. Высокая теплоёмкость жидкой воды. Высокая вязкость. Высокое поверхностное натяжение. Отрицательный электрический потенциал поверхности воды.По состоянию различают:

Твёрдое — лёд

Жидкое — вода

Газообразное — водяной пар. И кислород, и водород имеют природные и искусственные изотопы. В зависимости от типа изотопов, входящих в молекулу, выделяют следующие виды воды: Лёгкая вода (просто вода), Тяжёлая вода (дейтериевая) и Сверхтяжёлая вода(тритиевая). Вода является наиболее распространённым растворителем на Земле, во многом определяющим характер земной химии, как науки. Большая часть химии, при её зарождении как науки, начиналась именно как химия водных растворов веществ. Её иногда рассматривают, как амфолит — и кислоту и основание одновременно (катион H+ анион OH-). В отсутствие посторонних веществ в воде одинакова концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода (или ионов гидроксония), pKa? ок. 16. Сама по себе вода относительно инертна в обычных условиях, но её сильно полярные молекулы сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности. Аквакомплексы, координац. соед., содержащие в кач-ве лигандов одну или неск. молекул воды. Последняя связана с центр, атомом металла через атом кислорода. Различают А. катионного типа (напр., [Со(Н2О)6]С12), анионного (напр., К[Сг(Н2О)2(ОН)4]) и комплексы-неэлектролиты (напр., [PtCl4(H20)2]).А. во мн. случаях легко образуются в водных р-рах из др. координац. соед. в результате внутрисферного замещения, гидратации катионов, а также присоединения молекул Н2О. В последнем случае координац. число центр. атома может повыситься, напр. в результате присоединения к анионам [АиС14]- или [PtCl4]- двух молекул воды.В лабильных А. аквагруппы вступают в р-ции обмена с высокой скоростью. Так, время практически полного изотопного обмена Н2О на 18Н2О в [А1(Н2О)6]3+, [Fe(H2O)6]3+ и др. составляет при 25°С ок. 1 мин. Для стабильных А., напр. [Сг(Н2О)6]С13, время полупревращения при изотопном обмене - ок. 40 ч при 25°С.А. обладают кислотными св-вами, напр.: [А1(Н20)6]3+[А1(Н20)5ОН]2+ + Н +Для [Rh(NH3)5H2O]3+ pK кислотной диссоциации 5,86, для [Со(NН3)Н2O]3+ -5,69, для [Pt(NH3)5H2O]4+ -4,00.Водородная связь – межмолекулярная связь, образованная за счет частичного акцептирования неподеленной пары электронов атома не связанным с ним химической связью атомом водорода. Автопротолиз –обратимый процесс образования равного числа катионов и анионов из незаряженных молекул жидкого индивидуального вещества за счет передачи протона от одной молекулы к другой. За счет тепловых колебаний атом водорода, образующий водородную связь, может на мгновение занять промежуточное положение между атомами кислорода. Из частицы с таким атомом водорода с равной вероятностью могут образоваться как исходные молекулы воды, связанные водородными связями, так и два иона: гидроксид-ион и ион оксония То есть, в воде протекает реакция 2Н2О = Н3О + ОН.

Также легко происходит и обратный процесс – образование двух молекул воды при столкновении иона оксония с гидроксид-ионом: Н3О+ ОН= 2Н2О.

Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н2О AН3О+ ОН. Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

11. Пероксид (ранее — перекись) — вещество, содержащее пероксогруппу -О-О- (например, пероксид водорода Н2О2, пероксид натрия Na2O2). Пероксид легко выделяет кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны (перекись ацетона), в частности, они легко образуются фотохимически при длительном освещении эфиров в присутствии кислорода. Поэтому перед перегонкой многие эфиры (диэтиловый эфир, тетрагидрофуран) требуют проверки на отсутствие пероксидов. Пероксиды замедляют синтез белка в клетке.

Пероксид водорода

В природе он образуется как побочный продукт при окислении многих веществ кислородом воздуха. Следы его постоянно содержатся в атмосферных осадках. Пероксид водорода частично образуется также в пламени горящего водорода, но при остывании продуктов сгорания разлагается. В довольно больших концентрациях (до нескольких процентах) Н2О2 может быть получена взаимодействием водорода в момент выделения с молекулярным кислородом. Пероксид водорода частично образуется также при нагревании до 2000 °С влажного кислорода, при прохождении тихого электрического разряда сквозь влажную смесь водорода с кислородом и при действии на воду ультрафиолетовых лучей или озона. Пероксид водорода проще всего получать из пероксида бария (ВаО2), действуя на неё разбавленной серной кислотой:

ВаО2 + Н2SO4 = BaSO4 + Н2О2.

При этом наряду с пероксидом водорода образуется нерастворимый в воде сульфат бария, от которого жидкость может быть отделена фильтрованием. Продаётся Н2О2 обычно в виде 3%-ного водного раствора Основным методом получения пероксида водорода является взаимодействие с водой надсерной кислоты (или некоторых её солей), легко протекающее по схеме:

Н2S2O8 + 2 H2O = 2 H2SO4 + Н2О2.

Меньшее значение имеют некоторые новые методы (разложение органических пероксидных соединений и др.) и старый способ получения из ВаО2. Для хранения и перевозки больших количеств пероксида водорода наиболее пригодны ёмкости из алюминия (не ниже 99,6%-ной чистоты). Чистый пероксид водорода - бесцветная сиропообразная жидкость (с плотностью около 1,5 г/мл), под достаточно уменьшенным давлением перегоняющуюся без разложения. Замерзание Н2О2 сопровождается сжатием (в отличие от воды). Белые кристаллы пероксида водорода плавятся при -0,5 °С, т. е. почти при той же температуре, что и лёд. Теплота плавления пероксида водорода составляет 13 кДж/моль, теплота испарения - 50 кДж/моль (при 25 °С). Под обычным давлением чистый Н2О2 кипит при 152 °С с сильным разложением (причём пары могут быть взрывоопасны). Для его критических температуры и давления теоретически рассчитаны значения 458 °С и 214 атм. Плотность чистого Н2О2 равна 1,71 г/см3 в твёрдом состоянии, 1,47 г/см3 при 0 °С и 1,44 г/см3 при 25 °С. Жидкий пероксид водорода, подобно воде, сильно ассоциирована. Показатель преломления Н2О2 (1,41), а также её вязкость и поверхностное натяжение несколько выше, чем у воды (при той же температуре). Пероксид водорода является сильным окислителем, т. е. легко отдаёт свой лишний (по сравнению с более устойчивым соединением - водой) атом кислорода. Так, при действии безводной и даже высококонцентрированной Н2О2 на бумагу, опилки и другие горючие вещества они воспламеняются. Практическое применение пероксида водорода основано главным образом на его окисляющем действии. Ежегодное мировое производство Н2О2 превышает 100 тыс. т. Характерный для пероксида водорода окислительный распад может быть схематически изображён так:

Н2О2 = Н2О + О (на окисление).

Кислая среда более благоприятствует этому распаду, чем щелочная. Значительно менее характерен для пероксида водорода восстановительный распад по схеме:

Н2О2 = О2 + 2 Н (на восстановление)

Щелочная среда более благоприятствует такому распаду, чем кислая. Восстановительный распад пероксида водорода имеет место, например, в присутствии оксида серебра:

Ag2O + Н2О2 = 2 Ag + H2O + O2.

Аналогично, по существу, протекает его взаимодействие с озоном (О3 + Н2О2 = 2 Н2О + 2 О2) и с перманганатом калия в кислой среде:

2 КMnO4 + 5 Н2О2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O.

Более половины всего вырабатываемого пероксида водорода расходуется на отбелку различных материалов, проводимую обычно в очень разбавленных (0,1-1%) водных растворов Н2О2. Важное преимущество пероксида водорода перед другими окислителями заключается в "мягкости" действия, благодаря чему сам отбеливаемый материал почти не затрагивается. С этим же связано и медицинское использование очень разбавленных раствором пероксида водорода в качестве антисептика (для полоскания горла и т. д.). Очень концентрированные (80% и выше) водные растворы Н2О2 находят применение в качестве источников энергии

 

12. Сера — высокоэлектроотрицательный элемент, проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.Важнейшие природные соединения серы FeS2 — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb2S3 — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах. Серу получают главным образом выплавкой самородной серы непосредственно в местах её залегания под землей. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности ее самовозгорания. Добыча руды открытым способом происходит так. Шагающие экскаваторы снимают пласты пород, под которыми залегает руда. Взрывами рудный пласт дробят, после чего глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из концентрата извлекают серу.сера довольно широко распространена в природе. В земной коре ее содержание оценивается в 0,05% по массе. В природе часто встречаются значительные залежи самородной серы (обычно вблизи вулканов);В 1890 г. Герман Фраш, предложил плавить серу под землей и через скважины, подобные нефтяным, выкачивать ее на поверхность. Сравнительно невысокая (113°C) температура плавления серы подтверждала реальность идеи Фраша. Известно несколько методов получения серы из серных руд: пароводяные, фильтрационные, термические, центрифугальные и экстракционные. Также сера в больших количествах содержится в природном газе в газообразном состоянии (в виде сероводорода, сернистого ангидрида). При добыче она откладывается на стенках труб и оборудования, выводя их из строя. Поэтому её улавливают из газа как можно быстрее после добычи. Полученная химически чистая мелкодисперсная сера является идеальным сырьём для химической и резиновой промышленности. Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов серы. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета. Формулу пластической серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые её модификации растворяются в органических растворителях, например сероуглероде.сера образует несколько десятков как кристаллических, так и аморфных модификаций. При нормальном давлении и температурах до 98,38°C стабильна a-модификация серы (иначе эту модификацию называют ромбической), образующая лимонно-желтые кристаллы. Выше 95,39°C стабильна b-модификация серы (так называемая моноклинная сера).При длительном выдерживании при температурах 20-95°C все модификации серы превращаются в a-серу.Температура плавления ромбической a-серы 112,8°С, а моноклинной b-серы 119,3°С. И в том, и в другом случае образуется легкоподвижная желтая жидкость, которая при температуре около 160°С темнеет; ее вязкость повышается, и при температуре выше 200°С расплавленная сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется тем, что сначала в расплаве разрушаются кольцевые молекулы S8. Возникающие фрагменты объединяются друг с другом с образованием длинных цепей S из нескольких сотен тысяч атомов. Дальнейшее нагревание расплавленной серы (выше температуры 250°C) ведет к частичному разрыву цепей, и жидкость снова становится более подвижной. Около 190°C ее вязкость примерно в 9000 раз больше, чем при 160°C.При температуре 444,6°C расплавленная сера закипает. Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. В воде сера практически нерастворима. Некоторые ее модификации растворяются в органических жидкостях (толуоле, бензоле) и особенно хорошо — в сероуглероде CS2 и жидком аммиаке NH3.При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:

S + 3F2 = SF6

S + Cl2 = SCl2

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ^ + 2H2O

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:

S + O2 = SO2

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO[2]. При взаимодействии с металлами образует сульфиды. 2Na + S = Na2S

При добавлении к этим сульфидам серы образуются полисульфиды: Na2S + S = Na2S2

При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:

C + 2S = CS2 (сероуглерод)

Сера при нагревании растворяется в щёлочах — реакция диспропорционирования

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

Тонкоизмельченная сера склонна к химическому самовозгоранию в присутствии влаги, при контакте с окислителями, а также в смеси с углем, жирами, маслами. Сера образует взрывчатые смеси с нитратами, хлоратами и перхлоратами. Самовозгорается при контакте с хлорной известью. Около половины производимой серы используется на производство серной кислоты, около 25% расходуется для получения сульфитов, 10-15% — для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур (главным образом винограда и хлопчатника) (наибольшее значение здесь имеет раствор медного купороса CuSO4·5H2O), около 10% используется резиновой промышленностью для вулканизации резины. Серу применяют при производстве красителей и пигментов, взрывчатых веществ (она до сих пор входит в состав пороха), искусственных волокон,

люминофоров. Серу используют при производстве спичек, так как она входит в состав, из которого изготовляют головки спичек. Серу до сих пор содержат некоторые мази, которыми лечат заболевания кожи.