Сера. Нахождение в природе

Сера широко распространена в природе.

Она составляет 0,05% массы земной коры.

Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера).

Важнейшими природными соединениями серы являются:

сульфиды металлов:

FеS2– железный колчедан, или пирит;

ZnS – цинковая обманка;

РbS – свинцовый блеск;

НgS — киноварь и др.

соли серной кислоты (кристаллогидраты):

СаSO4·2Н2O – гипс,

Nа2SO4 · 10Н2О – глауберова соль,

МgSO4 · 7Н2O – горькая соль и др.

Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул.

Органические соединения серы содержатся в нефти.

Сера. Химические свойства

Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два

электрона и проявлять степень окисления –2.

Такую степень окисления сера проявляет в соединениях с металлами и водородом (например,

Nа2S и Н2S).

При отдаче или оттягивании электронов к другому атому более электроотрицательного элемента степень окисления может быть +2, +4 и +6.

При обычных условиях молекула твердой серы

состоит из восьми атомов, замыкающихся в кольцо

(атомы в кольце не лежат в одной плоскости),

химическая связь ковалентная.

Сера. Химические свойства

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме иода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота,

платины и иридия. Например:

S +Fe = FeS.

В реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем.

В реакциях же с более активными неметаллами,

как, например, с кислородом, хлором –

восстановителем.

Сера. Применение

Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве.

Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты.

Применяют серу для вулканизации каучука.

Каучук приобретает повышенную прочность и упругость.

В виде серного цвета (тонкого порошка) применяется для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника.

Она употребляется для получения пороха, спичек,

светящихся составов.

В медицине используются серные мази для лечения

кожных заболеваний.

Сероводород. Нахождение в природе

Сероводород Н2S – бесцветный газ с запахом

тухлых яиц.

Хорошо растворим в воде (при 20° С в 1 объеме

воды растворяется 2,5 объема сероводорода).

Сероводород встречается в природе в

вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников (Пятигорска, Мацесты).

Он образуется при гниении серусодержащих

органических веществ различных растительных и животных остатков.

Этим объясняется характерный неприятный запах

сточных вод, выгребных ям и свалок мусоря.

Сероводород. Физические свойства

Сероводород — очень ядовитый газ,

поражающий нервную систему.

Поэтому работать с ним надо в вытяжных шкафах или с герметически закрывающимися приборами.

Допустимое содержание сероводорода в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой

кислоты).

Сероводород. Химические свойства

Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается

в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ.

Кислород воздуха окисляет сероводород в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов:

H2S +I2 = 2HI +S.

H2S −2е = 2H+ +S, окисление,

I2 +2e = 2I−, восстановление.

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора иода.

Слабая сероводородная кислота диссоциирует на ионы:

Сульфиды

Несмотря на то, что в ходе реакции получается кислота, CuS выпадает в осадок: сульфид меди не растворяется ни в воде, ни в разбавленных кислотах.

Но при действии сероводорода на раствор какой-либо соли железа (II) осадка не получается – сульфид железа (II) FeS нерастворим в воде, но растворяется в кислотах.

Это различие обусловлено тем, что произведение растворимости CuS много меньше произведения растворимости

FeS.

Растворимые сульфиды не могут быть получены из солей

соответствующих металлов действием сероводорода или других сульфидов.

Различиями в растворимости сульфидов пользуются в аналити-

ческой химии для последовательного осаждения металлов из растворов их солей.

Сульфиды

При этом окислителем служит кислород, находящийся в

воздухе или растворенный в воде.

При взбалтывании раствора какого-нибудь сульфида, например сульфида натрия, с серой последняя растворяется в нем, и после выпаривания получается остаток, содержащий, кроме сульфида натрия, также соединения с большим содержанием серы – от Na2S2 до Na2S5.

Такие соединения называются полисульфидами.

Среди сульфидов имеется много соединений переменного состава.

Например, сульфид железа(II) может иметь состав от FeS1,01

до FeS1,14.

Сульфиды. Применение

Природные сульфиды составляют основу руд цветных и редких металлов и широко используются в металлургии.

Некоторые из них служат также сырьем для получения серной кислоты.

В этих же целях используется и природный полисульфид — железный колчедан (пирит) FeS2 .

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов находят применение в химической и в легкой промышленности.

Так Na2S, CaS и BaS применяются в кожевенном производстве для удаления волосяного покрова с кож.

Сульфиды щелочноземельных металлов, цинка и кадмия служат основой люминофоров .

Некоторые сульфиды обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронной технике.

Оксиды серы

В промышленных условиях SO2 получают при обжиге пирита FеS2 и при обжиге сернистых руд цветных металлов (цинковой обманки ZnS, свинцового блеска РbS

идр.).

Образующийся оксид серы (IV) употребляется главным образом для получения SO3 и серной кислоты.

В присутствии катализатора при нагревании SO2 присоединяет кислород воздуха и образуется SO3:

+O2 2SO3.

В этой реакции сера+4меняет+степень6 окисления от +4 до +6:

S−2e = S.

Значит, для SO2 характерны восстановительные свойства.

Оксид серы (IV) проявляют все свойства кислотных оксидов.

Сернистая кислота

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде . В 1 объеме воды при при 200 С растворяется 40 объемов SO2.

При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота: +Н2О Н2SO3.

Реакция соединения SO2 с водой обратима.

В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота

находятся в химическом равновесии, которое можно смещать влево и вправо.

При связывании Н2SO3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает слева направо.

При удалении SO2 (продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекает справа налево.

В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот.

В растворе Н2SО3 диссоциирует ступенчато:

H2SO3 Н+ +HSO− 1ступень.

3

HSО3− H+ +SО32− 2ступень.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей –

сульфиты и гидросульфиты.

Сульфиты получаются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

+2NaOH = Na2SO3 +2H2O.

Гидросульфиты – при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации

кислоты):

H2SO3 + NaOH = NaHSO3 +H2O.

Сернистая кислота

Сернистая кислота и ее соли сильные восстановители.

При этом степень окисления серы возрастает.

Так, Н2SO3 легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2H2SO3 +O2 = 2H2SO4.

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и

перманганатом калия:

Br20 +2e = 2Br−,восстановление.

Сернистая кислота

2MnO−4 +5e +8H+ = Mn2+ +4H2O,восстановление.

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие красители, образуя с ними бесцветные соединения.

Обычно оксидом серы (IV) отбеливают шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разрушаются).

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы.

Поэтому для уничтожения плесневых грибков им окуривают сырые подвалы, погреба, винные бочки и др.

В больших количествах SO2 идет для получения серной кислоты.

Бумажную массу и волокна древесины обрабатывают раствором гидросульфита кальция Са(НSO3)2 – (сульфитным щелоком).

Оксид серы (VI)

Оксид (VI) – SO3 – это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в

твердую кристаллическую массу.

Он энергично поглощает влагу, образуя серную

кислоту:

SO3 +Н2О Н2SO4.

Поэтому SO3 хранят в запаянных колбах.

Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

Получают его окислением SO2.

Он является промежуточным продуктом в

производстве серной кислоты.

Серная кислота. Получение

Наибольшее значение имеет контактный способ получения

серной кислоты.

По этому способу можно получить Н2SO4 любой концентрации, а также олеум, раствор SO3 в Н2SO4.

Процесс состоит из трех стадий:

получение SO2;

2) окисление SO2 в SO3;

3) получение Н2SO4.

SO2 получают путем обжига пирита FeS2 в специальных печах:

Серная кислота. Получение

Для ускорения обжига пирит предварительно измельчают.

Для более полного выгорания серы вводят значительно больше воздуха (кислорода), чем требуется для реакции.

Газ, выходящий из печи обжига, состоит из оксида серы (IV),

кислорода, азота, соединений мышьяка (из примесей в колчедане) и паров воды.

Он называется обжиговым газом.

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке, так как

содержащиеся в нем даже ничтожные количества соединений мышьяка, а также пыль и влага отравляют катализатор.

От соединений мышьяка и пыли газ очищают, пропуская его через специальные электрофильтры и промывную башню.

Влага поглощается концентрированной серной кислотой в сушильной башне.

Серная кислота. Получение

Очищенный газ, содержащий кислород, нагревается в теплообменнике до 450° С и

поступает в контактный аппарат.

Внутри контактного аппарата имеются

решетчатые полки, заполненные катализатором.

Раньше катализатором служила мелко раздробленная металлическая платина.

Затем она была заменена соединениями ванадия

(оксидом ванадия (V) VН2O5 или сульфатом ванадила VOSO4), которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Серная кислота. Получение

Реакция окисления S02 в S03 обратима: 2SО2+О2↔2S03.

Увеличение количества кислорода в обжиговом газе повышает выход оксида серы (VI).

При 450° С он обычно достигает 95% и выше.

Оксид серы (VI) поглощается концентрированной серной кислотой — образуется олеум.

Разбавив олеум водой, можно получить кислоту необходимой концентрации.

То, что S03 поглощается концентрированной H2SO4, а не водой, объясняется тем, что оксид серы (VI) выходит из контактного аппарата мелко распыленный и с парами воды образует туман, состоящий из мелких капелек серной кислоты, который не поглощается водой.

При поглощении S03 концентрированной серной кислотой туман не образуется.

Серная кислота. Физические свойства

Серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость.

Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной кислоте – произойдет разбрызгивание кислоты.

Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими количествами к воде.

Безводная серная кислота растворяет до 70% оксида серы (VI).

При обычной температуре она не летуча, не имеет запаха.

При нагревании отщепляет SO3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий 98,3% Н2SO4.

Безводная Н2SO4 почти не проводит электрический ток.

Серная кислота. Химические свойства

Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества: сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д., отнимая от них воду.

При этом образуются гидраты серной кислоты.

Обугливание сахара можно выразить уравнением:

C12H22O11 +H2SO4 =12C +H2SO4 nH2O.

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

Серная кислота. Химические свойства

Поэтому кислота, которая идет в продажу, имеет бурый цвет от случайно попавших и обуглившихся в ней частичек пыли и органических веществ.

На поглощении (отнятии) воды серной кислотой основана осушка газов.

Как сильная нелетучая кислота Н2SO4 вытесняет из сухих солей другие

кислоты:

NaNO3 +H2SO4 = NaHSO4 +HNO3.

Однако если Н2SO4 добавляется к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

Очень важное химическое свойство серной кислоты – отношение ее к металлам.

Разбавленная и концентрированная серная кислота реагирует с ними различно.

Разбавленная серная кислота растворяет металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода.

Серная кислота. Химические свойства

У свинца на поверхности образуется пленка из РbSO4, которая защищает его от дальнейшего взаимодействия с кислотой.

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с разбавленной Н2SO4 не реагируют.

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует.

Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в стальных циcтернах.

Однако при нагревании концентрированная H2S04 взаимодействует почти со всеми металлами (кроме Pt, Au и некоторых других).

При этом она выступает как окислитель, сама восстанавливается.

Водород в этом случае не выделяется, а образуется вода:

Смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами».

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Серная кислота. Применение

Серная кислота – важнейший продукт основной химической промышленности.

Наибольшее количество ее расходуется для получения фосфорных и азотных удобрений.

Будучи нелетучей кислотой, серная кислота используется для получения других кислот – соляной, плавиковой, фосфорной, уксусной и т. д.

Используется для очистки нефтепродуктов – бензина, керосина и смазочных масел от вредных примесей.

В машиностроении серную кислоту используют для очистки поверхности металлов oт оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.).

В производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасс и многих других.

Ее употребляют для заливки аккумуляторов.

В сельском хозяйстве она используется для борьбы с сорняками (гербицид).

Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние – сульфаты и кислые – гидросульфаты.

Сульфаты получают при полной нейтрализации кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2

моля щелочи).

Гидросульфаты – при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты – 1 моль щелочи):

H2SO4 +2NaOH = Na2SO4 +2H2O,

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 +H2O.

Многие соли серной кислоты имеют большое

практическое значение

Соли серной кислоты

Na2S04 — сульфат натрия. Из водных растворов кристаллизуется десятиводный гидрат Na2S04·10Н2О, называемый глауберовой солью.

Глауберова соль применяется в медицине как слабительное.

Безводный сульфат натрия применяется в производстве соды и стекла.

(NH4)2SО4 — сульфат аммония, азотное удобрение.

K2SO4 – сульфат калия, калийное удобрение.

CaSО4 – сульфат кальция.

В природе встречается в виде минерала гипса CaSО4·2H2О. При нагревании до 150° С теряет часть воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4·H2О, называемый жженым гипсом или

алебастром.

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в

2CaSО4·2H2О.

Соли серной кислоты

При нагревании до 150° С 2CaSО4·2H2О теряет часть

воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4·H2О, называемый жженым гипсом или алебастром.

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную

массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в 2CaSО4·2H2О. Гипс широко применяется в строительном деле (штукатурка).

MgSО4 – сульфат магния. Содержится в морской воде, обусловливая ее горький вкус. Кристаллогидрат, называемый горькой солью, применяется как

слабительное.

Соли серной кислоты

Купоросы — техническое название кристаллогидратов сульфатов металлов Fe, Си, Zn, Ni, Со (обезвоженные соли купоросами называть

нельзя).

СиSО4·5Н2О – медный купорос, ядовитое вещество синего цвета. Разбавленным раствором опрыскивают

растения и протравливают семена перед посевом.

FeSO4·7Н2O железный купорос, светло-зеленое вещество. Применяется для борьбы с вредителями растений, приготовления чернил, минеральных красок, консервирования дерева и т. д.

ZnSO4·7H2O – цинковый купорос, применяется в

производстве минеральных красок, в ситцепечатании, медицине.

Качественная реакция на сульфат-ион

Большинство солей серной кислоты растворимо в воде и растворах кислот.

Соли CaSО4 и PbSО4 малорастворимы в воде, a BaSО4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах.

Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли

(точнее, на cульфат-ион):

H2SO4 +BaCl2 = BaSO4 ↓ +2HCl,

Na2SO4 +BaCl2 = BaSO4 ↓ +2NaCl.

В ионной форме:

SO24- +Ba2+ = BaSO4 ↓.

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах

осадок сульфата бария.

Вопросы

Изобразить графическую электронную формулу серы.

В виде каких соединений сера встречается в природе?

Описать физические и химические свойства серы.

Какие степени окисления проявляет сера в своих соединениях?

Как получить сероводород? Назвать его важнейшие физические и химические свойства.

Как получают серную кислоту в промышленности?

Какие предосторожности надо соблюдать при

разбавлении концентрированной серной кислоты водой?