ПОСІБНИК З ХІМІЇ ДЛЯ ВСТУПНИКІВ ДО ВИЩИХ НАВЧАЛЬНИХ ЗАКЛАДІВ

Частина II. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

Розділ 9. ПІДГРУПА ОКСИГЕНУ

§ 9.3. Сульфур та його властивості

Поширення в природі. Сульфур широко розповсюджений у природі. Він становить 0,05 % маси земної кори. У вільному стані (самородна сірка) у великих кількостях трапляється в Італії (острів Сицілія) і США. У Росії родовища самородної сірки є в Куйбишевській області (Поволжя), в республіках Середньої Азії, в Криму та інших районах.

Сульфур часто трапляється у вигляді сполук з іншими елементами. Найважливішими його природними сполуками є сульфіди металів: FeS2 — залізний колчедан, або пірит; ZnS — цинкова обманка; PbS — свинцевий блиск; HgS — кіновар тощо, а також солі сульфатної кислоти (кристалогідрати): CaSO₄ ∙ 2Н₂О — гіпс, Na₂SO₄ ∙ 10H₂O — глауберова сіль, MgSC₄ ∙ 7Н₂О — гірка сіль тощо.

Сульфур міститься в організмах тварин і рослин, оскільки входить до складу білкових молекул. Органічні сполуки сульфуру містяться в нафті.

Фізичні властивості. Сірка — тверда крихка речовина жовтого кольору. У воді практично нерозчинна, але добре розчиняється у сірковуглеці, аніліні, деяких інших розчинниках. Погано проводить теплоту й електричний струм. Сірка утворює кілька алотропічних модифікацій.

При 444,6°С сірка кипить, утворюючи пару темно-бурого кольору. Якщо її швидко охолодити, то утворюється тонкий порошок, що складається з найдрібніших кристаликів сірки і називається сірчаним цвітом.

Природна сірка складається з суміші чотирьох стійких ізотопів;³²₁₆ S,³³₁₆ S,³⁴₁₆ S,³⁶₁₆ S.

Хімічні властивості. Атом сульфуру, маючи незавершений зовнішній енергетичний рівень, може приєднувати два електрони і виявляти ступінь окиснення —2. Такий ступінь окиснення сульфур виявляє у сполуках з металами і воднем (наприклад, Na₂S і H₂S). При відщепленні або зміщенні електронів до атома більш електронегативного елемента ступінь окиснення сірки може бути +2, +4 і +6.

За звичайних умов молекула твердої сірки складається з 8 атомів Se, що замикаються в кільце (при цьому атоми сульфуру в кільці не лежать в одній площині). При нагріванні кільце S₈ розривається. При високих температурах існують обривки ланцюгів: S₂ (> 900°С), S ⇆ 2S (> 1500°С). У парі сірки існує рівновага між молекулами S₈, S₆, S₄ і S₂.

Будовою молекули сірки зумовлена різноманітність її фізичних станів. Так, утворення пластичної сірки пояснюється тим, що частина кілець-молекул розривається і ланцюжки, які виникли, сполучаються один з одним у довгі ланцюги. В результаті утворюється високомолекулярна сполука — полімер з каучукоподібною еластичністю (порівняйте з полімеризацією каучуку, див. § 16.9).

Сірка легко утворює сполуки з багатьма елементами. При згорянні її на повітрі або в кисні утворюється оксид сульфуpy(IV) SO₂ і частково оксид сульфуру(VІ) SO₃:

S + О₂ = SO₂ і 2S + ЗО₂ = 2SO₃.

Це найважливіші оксиди сульфуру.

При нагріванні сірка безпосередньо сполучається з воднем, галогенами (крім йоду), фосфором, вугіллям, а також з усіма металами, крім золота, платини й іридію. Наприклад:

S + Н₂ = H₂S; 3S + 2Р = P₂S₃; S + Сl₂ = ЗСl₂;

2S + С = CS₂; S + Fe = FeS.

Як випливає з прикладів, у реакціях з металами і деякими неметалами сірка є окисником, а в реакціях з більш активними неметалами, такими, наприклад, як кисень, хлор, — відновником.

Застосування. Сірка широко застосовується у промисловості й сільському господарстві. Близько половини її видобутку використовується для добування сульфатної кислоти. Використовують сірку для вулканізації каучуку: каучук набуває підвищеної міцності й пружності. У вигляді сірчаного цвіту (тонкого порошку) сірка застосовується для боротьби з хворобами виноградників і бавовнику. Вона використовується для виготовлення пороху, сірників, світних сумішей.

У медицині виготовляють сірчані мазі для лікування шкірних хвороб.