Химическое строение молекул H 2 S аналогично строению молекул Н 2 O: (угловая форма)

Но, в отличие от воды, молекулы H 2 S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.

Физические свойства

При обычной температуре H 2 S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H 2 S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H 2 O растворяется - 2,5 л газа).

Сероводород в природе

H 2 S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

S + Н 2 = H 2 S

2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:

FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2

3.Действие конц. H 2 SO 4 (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:

5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О

4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:

AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓

Химические свойства H 2 S

H 2 S - сильный восстановитель

Взаимодействие H 2 S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО 2 , H 2 SO 4),

Реакции с простыми веществами окислителями

Окисление кислородом воздуха

2H 2 S + 3О 2 (избыток) = 2SО 2 + 2Н 2 О

2H 2 S + О 2 (недостаток) = 2S↓ + 2Н 2 О

Окисление галогенами:

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr

Реакции с окисляющими кислотами (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).

3H 2 S + 8HNО 3 (разб.) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4Н 2 О

H 2 S + 8HNО 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NО 2 + 4Н 2 О

H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = S↓ + SО 2 + 2Н 2 О

Реакции с солями - окислителями

5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 О

5H 2 S + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5SО 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14Н 2 О

H 2 S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl

Водный раствор H 2 S проявляет свойства слабой кислоты

Сероводородная кислота H 2 S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато

1-я ступень: H 2 S → Н + + HS -

2-я ступень: HS - → Н + + S 2-

Для H 2 S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:

а) с активными металлами

H 2 S + Mg = Н 2 + MgS

б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей

2H 2 S + 4Аg + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O

в) с основными оксидами

H 2 S + ВаО = BaS + Н 2 O

г) со щелочами

H 2 S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н 2 O

д) с аммиаком

H 2 S + 2NH 3 (избыток) = (NH 4) 2 S

Особенности реакций H 2 S с солями сильных кислот

Несмотря на то, что сероводородная кислота - очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.

Качественная реакция на сульфид-анион

Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S 2- и сероводорода:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS↓ черный осадок.

Газообразный H 2 S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO 3) 2 , которая чернеет в присутствии H 2 S.

Сульфиды

Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.

Обратимый гидролиз растворимых сульфидов

Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:

S 2- + H 2 O → HS - + ОН -

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию

Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли - гидросульфиды:

2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS - + H 2 O → H 2 S + ОН -

Необратимый гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 3H 2 S + 2AI(OH) 3↓

Аналогичным образом разлагаются Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3

Нерастворимые сульфиды

Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:

FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S

ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S

Сульфиды Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Окислительный обжиг сульфидов

Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Способы получения сульфидов

1. Непосредственное соединение простых веществ:

2.Взаимодействие H 2 S с растворами щелочей:

H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфид натрия

H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гидросульфид натрия

3.Взаимодействие H 2 S или (NH 4) 2 S с растворами солей:

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3

4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:

Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО

Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.

При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.

Взаимодействие с металлами

Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:

Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:

H 2 + S = H 2 S.

Взаимодействие с кислородом

Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:

S + O 2 = SO 2 ;

2S + 3O 2 = 2SO 3 .

Взаимодействие с фосфором и углеродом

При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:

2P + 3S = P 2 S 3 ;

Взаимодействие с фтором

В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:

S + 3F 2 = SF 6 .

Взаимодействие со сложными веществами

При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:

S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 .

Реакция диспропорционирования

Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:

3S + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O.

1.7. Получение серы

Из самородных руд

При нагревании пирита без доступа воздуха

FeS 2 = FeS + S.

Окислением сероводорода при недостатке кислорода

2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O.

Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора

H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S.

1.8. Сероводород

Водородное соединение серы – сероводород H 2 S . Сероводород – ковалентное соединение. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды, атом серы находится в состоянии sp 3 -гибридизации, однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Атом серы менее электроотрицательный, чем атом кислорода, имеет больший размер и, как следствие, меньшую плотность заряда. Валентный угол HSH составляет 91,1°, длина связи H – S равна 0,133 нм.

Физические свойства

При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, с сильным характерным запахом тухлых яиц. Т пл = -86 °С,Т кип = -60 °С, плохо растворим в воде, при 20 °С в 100 г воды растворяется 2,58 мл H 2 S. Очень ядовит, при вдыхании вызывает паралич, что может привести к смертельному исходу. В природе выделяется в составе вулканических газов, образуется при гниении растительных и животных организмов. Хорошо растворим в воде, при растворении образует слабую сероводородную кислоту.

Химические свойства

В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:

H 2 S = HS - + H + ;

HS - = S 2- + H + .

Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SО 2 .

Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.

Например, он обесцвечивает бромную воду:

H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.

взаимодействует с хлорной водой:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:

3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.

Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.

С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.

При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:

4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.

Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.

В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:

FeS + 2HCl → Fe­Cl₂ + H₂S

Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.

Свойства сероводорода

При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).

Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На этой реакции основан промышленный способ получения серы.

При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.

Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.

Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2H­NO₃

Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.

Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:

H₂S → Н₂ + S

Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂­SO₄ + 8HCl

Сероводород в природе и жизнедеятельности человека

Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.

Сероводород применяют :

• в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
• в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
• в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
• в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.

Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода

Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.

Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.

С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.

В этой статье мы рассмотрим получение сероводорода из серы. Подробнее разберем физические и химические свойства данного вещества.

Строение

Для того чтобы проанализировать основное получение сероводорода, необходимо выяснить особенности его строения. В составе данного вещества содержатся один атом серы и два водорода. Они являются неметаллами, поэтому между элементами образуются В сероводороде угловое строение. Между серой и водородом образуется угол в 92 градуса, что чуть меньше, чем в воде.

Физические свойства

Запах сероводорода, напоминающий тухлые яйца, знаком всем. При нормальных условиях данное вещество находится в газообразном состоянии. Оно не имеет цвета, плохо растворимо в воде, ядовито. В среднем при 20 градусах по Цельсию в воде будет растворяться 2,4 объема сероводорода. У сероводородной воды выявлены незначительные диссоциация вещества протекает ступенчато. Ядовитый сероводород опасен даже в незначительных дозах. Содержание в воздухе около 0,1 процента сероводорода приводит к параличу дыхательного центра с потерей сознания. Например, легендарный естествоиспытатель Плиний Старший погиб в 79 веке до нашей эры именно от сероводорода, который образовывался при извержении Везувия.

Причина отравляющего действия сероводорода в его химическом взаимодействии с гемоглобином крови. Железо, содержащееся в этом белке, образует сульфид с сероводородом.

Предельно допустимой концентрацией в воздухе сероводорода считается 0,01 мг/л. В качестве противоядия используется вдыхание чистого кислорода либо воздуха, в составе которого есть незначительное количество хлора.

Работа с сероводородом предполагает соблюдение определенных правил безопасности. Все эксперименты, касающиеся данного газообразного вещества, осуществляются в герметичных приборах и вытяжных шкафах.

Способы получения сероводорода

Каково получение сероводорода в лаборатории? Самым распространенным вариантом является взаимодействие водорода с серой. Данная химическая реакция относится к соединению, проводится в вытяжном шкафу.

Кроме того, получение сероводорода возможно и при обмене между твердым сульфидом железа (2) и раствором серной либо соляной кислоты. Чтобы получить такой результат, в пробирку достаточно взять несколько кусков сульфида, не превышающих по размеру горошину. Далее в пробирку (до половины объема) добавляют раствор кислоты, закрывают газоотводной трубкой. Прибор помещают под вытяжку, пробирку нагревают. Химическое взаимодействие сопровождается выделением пузырьков газа. Такое получение сероводорода позволяет создавать количество вещества, достаточное для рассмотрения его химических свойств.

Какие еще бывают способы? В лаборатории допускается получение сероводорода путем взаимодействия металлического железа (под вытяжкой) с кристаллической серой, с последующим взаимодействием сульфида с серной кислотой.

Химические свойства

Сероводород взаимодействует с кислородом воздуха, горит он голубоватым цветом. В случае полного сгорания продуктами реакции являются (4) и вода. Учитывая, что печной газ является кислотным оксидом, в растворе он образует слабую окрашивающую синюю в красный цвет.

В случае недостаточного количества сероводорода образуется кристаллическая сера. Данный процесс считается промышленным способом получения из сероводорода чистой серы.

У данного химического вещества выявлены и отличные восстановительные способности. Они проявляются, к примеру, при взаимодействии с солями, галогенами. Для того чтобы провести в лабораторных условиях подобную реакцию, в пробирки с хлором и бромом наливают раствор сероводорода, наблюдают обесцвечивание. В качестве продукта реакции наблюдают образование кристаллической серы.

При химической реакции сероводорода с водой происходит образование катиона гидроксония Н3О+.

Сероводород способен образовывать два вида соединений: сульфиды (средние соли) и гидросульфиды

У щелочных и щелочноземельных металлов сульфиды являются бесцветными соединениями. У тяжелых металлов (меди, никеля, свинца) они имеют черный цвет. Сульфид марганца обладает розовым цветом. Многие соли не растворяются в воде.

Качественной реакцией на сульфиды считают взаимодействие с раствором сульфата меди (2). Продуктом подобного взаимодействия будет выпадение черного осадка сульфида меди (2).

Заключение

В природе это вещество находится в минеральных источниках, вулканических газах. Данное соединение является продуктом гниения животных и растительных организмов, его отличает характерный запах сероводорода. Природные сульфиды обнаружены в составе редких металлов, в металлургии из них получают соответствующие элементы. Важно помнить и о том, что сероводород является сильным отравляющим веществом.

Общая характеристика элементов VI группы.

Атомы элементов VI группы характеризуются двумя различными структурами внешнего слоя с наличием в нем либо шести, либо одного или двух электронов. К второму типу, помимо рас­смотренного ранее кислорода, относятся сера и элементы подгруппы селена (Se, Те, Ро), ко вто­рочу- элементы подгруппы хрома (Cr, Mo, W).

Структура внешнего слоя атомов серы, се­лена и его аналогов обусловливает их преиму­щественно металлоидный характер с макси­мальной валентностью, рав­ной двум . При этом рассматриваемые элементы должны быть менее активными металлоидами, чем стоящие с ними в одном горизонтальном ряду галоиды (так как последним не хватает до устойчивой конфигурации лишь по одному электрону). Максимальную положительную валентность серы, селена и его аналогов можно ожидать равной шести , причем электроны дол­жны отдаваться ими легче, чем стоящими в том же горизонтальном ряду галоидами.

Наличие во внешнем слое атомов лишь од­ного или двух электронов обусловливает ме­ таллический характер элементов подгруппы хрома. Вместе с тем их максимальная положи­тельная валентность также должна быть равна шести.

Сера.

Распространённость:

По содержанию в земной коре (0,03%) она относится к весьма распространенным элемен­там. Формы нахождения серы в природе много­образны. Сравнительно редко встречаются ее самородные месторож­дения, основная же масса серы связана с металлами в составе раз­личных минералов. Например: пирит (FeS 2), гипс (CaS0 4 ∙2Н 2 0). Кроме того, соединения серы обычно присутствуют в вулканических газах и воде некоторых минеральных источников. Сера входит также в состав белковых веществ и поэтому содержится в организмах животных и растений.

Сера метеоритного происхождения состоит из четырех изотопов: 32 S (95,0%), 33 S (0,76%), 34 S (4,22%) и 36 S (0,02%). Изотопный состав серы различных земных объектов очень близок к приведенному, но не вполне постоянен.

Получение в промышленности:

Свободная сера может быть получена либо из ее самородных ме­сторождений, либо из соединений. Почти вся мировая выработка осу­ществляется по первому варианту, причем технологический процесс сводится к отделению серы от смешанных с нею пород (песка, глины и т. п.), что может быть проще всего достигнуто выплавлением серы.

В настоящее время выплавка самородной серы производится обычно путем обра­ботки исходной (или предварительно обогащенной) руды нагретым до 140-150 ℃ водяным паром. Реже применяется нагревание руды за счет сжигания части содер­жащейся в ней серы. Много серы получают в настоящее время из металлургиче­ских и нефтяных газов. Некоторые очень богатые месторождении серы долгое время не находили про­мышленного использования из-за особых условий их залегания - под толстыми слоями песка, на глубине 200-300 м. Этот песок и выделяющийся из сероносных пластов сероводород не давали возможности проложить шахты н вести работу в них.

Положение изменилось лишь в начале текущего столетия, когда был изобретен спо­соб выплавки серы под землей и извлечения ее на поверхность в жидком состоянии. Способ этот основан на легкоплавкости серы и ее сравнительно небольшой плот­ности. Сущность технологического процесса состоит в следующем. В серный слой вводится специальная система труб.По внешней трубе пускается вода, нагретая до 170°С (под давлением). Попадая в руду, она расплавляет серу, которая собирается в образующемся под трубами углублении. Нагнетаемый по внутренней трубе горячий воздух вспенивает жидкую серу и посредней трубе гонит ее на поверхность, где она вытекает в огороженное досками пространство, постепенно образуя громадные массивы.

Метод подземной выплавки применим только к доста­точно мощным и богатым месторождениям. Требуя боль­шого расхода воды и топлива, он вместе с тем позволяет извлекать лишь около 50% всей имеющейся в руде серы.

Получаемая из природных месторождений сера обычно содержит примеси. Для очистки ее подвергают перегонке в специальных печах.

Ежегодное мировое потребление серы составляет около 20 млн. т. Ее промышленными потребителями яв­ляются самые различные производ­ства: сернокислотное, бумажное, ре­зиновое, спичечное и др. Сера широко используется также для борьбы с вредителями сельского хозяйства, в пиротехнике и отчасти в меди­цине.

Физические свойства:

Чистая сера представляет собой желтое кристаллическое вещество с плотностью 2,1 г/см 3 , плавящееся при 119°С и кипящее при 445°С. Она очень плохо проводит тепло и электричество. В воде сера нерас­творима. Лучшим ее растворителем является сероуглерод (CS 2).

Химические свойства:

На холоду сера сравнительно инертна (энергично соединяется толь­ко с фтором), но при нагревании становится весьма химически актив­ной- реагирует с хлором и бромом (но не с йодом), кислородом, во­дородом и металлами. В результате реакций последнего типа обра­зуются соответствующие сернистые соединения, например:

Fe + S = FeS + 23ккал

интересна его реакция с сероводородом и йодоводородом:

SF 6 +3H 2 S →6HF+4S

SF 6 +8HI→6HF+H 2 S+4I 2

S+Cl 2 →S 2 Cl 2 он переходит при избытке хлора в:

S 2 Cl 2 +Cl 2 →2SCl 2

С углеродом сера даёт сероуглерод:

Концентрированными серной и азотной кислотами сера восстанавливается до сернистого ангидрида:

S+4HNO 3(конц.) →S0 2 +4N0 2 +2Н 2 0

S+2H 2 S0 4 →3S0 2 +2Н 2 0

С разбавленной HNO 3 сера дает диоксид азота и сернистый ангидрид:

3S+4HNO 3(оч. разб) →3S0 2 +4N0+2Н 2 0

С водородом сера в обычных условиях не соединяется. Лишь при нагревании наступает обратимая реакция

Н 2 + S = H 2 S +5 ккал

равновесие которой около 350 °С смещено вправо, а при повышении температуры смещается влево. Практически сероводород получают обычно действием разбавленных кислот на сернистое железо:

FeS + 2НСl= FeCl 2 + H 2 S

Подожженный на воздухе сероводород сгорает по од­ному из следующих уравнений:

2H 2 S +30 2 = 2Н 2 0 + 2S0 2 +269 ккал (при избытке кислорода)

2H 2 S + 0 2 =2Н 2 0+2S+127 ккал (при недостатке кислорода)

Легко окисляется H 2 S и в растворе: уже при стояние на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет вследствие выделения серы (по второй из приведенных выше реакций). Бром и йод восстанавли­ваются сероводородом до НВг н HI. Аналогично действует он и на многие другие вещества. Сероводород яв­ляется, таким образом, сильным вос­становителем:

H 2 S+4Br 2 +4H 2 O→H 2 SO 4 +8HBr

H 2 S+Br 2 →2HBr+S

В водном растворе H 2 S ведет себя как весьма слабая кислота. Сред­ние соли сероводородной кислоты (с анио­ном S 2-) называются сернистыми или сульфидами, кислые соли (с анионом HS -)-кислыми сернистыми или гидросульфидами.

2NaOH+H 2 S→Na 2 S+H 2 O (при стехиометрическом соотношении- сульфид натрия).

NaOH+H 2 S→NaHS+H 2 O(при недостатке сероводорода- гипосульфид натрия).

Заметное взаимодействие серы с кислородом наступает лишь при повышенных температурах.

S+ 0 2 = S0 2 + 71 ккал

Двуокись серы химически весьма активна. Характерные для нее реакции можно разбить на три группы:

· протекающие без изменения валентности серы:

H 2 0 + S0 2 ↔H 2 S0 3

Будучи двухосновной, сернистая кислота дает, два ряда солей: средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты). Подобно самим ионам SO3 2- и HS0 3 - , те и другие, как правило, бесцветны

· связанные с ее понижением:

S0 2 +2СО →2С0 2 +S+64 клал (используемое иногда для извлечения серы из отходящих газов метал­лургических заводов)

S0 2 +2H 2 S → 2Н 2 0+3S+56 ккал

Реакция эта самопроизвольно протекает уже при обычных условиях, однако с заметной скоростью лишь в присутствии следов воды.

· идущие с ее повышением:

Наиболее характерны для производных четырехвалентной серы ре­акции (связанные с повышением ее валентности: и сама сернистая кислота, и ее соли являются сильными восстановителями. Растворы их уже при стоянии на воздухе постепенно (очень медленно) присоединяют кислород:

2Na 2 S0 3 +0 2 =2Na 2 S0 4

Несравненно быстрее (практически - моментально) протекает окисле­ние сернистой кислоты и сульфитов при действии таких окислителей, как КМn0 4 , Вг 2 и так далее. В результате окисления образуется серная кислота или ее соль.

Для самого сернистого газа процессы, ведущие к повышению ва­лентности серы, протекают значительно труднее, чем для сернистой кислоты и ее солей. Наиболее важными из подобных реакций являются взаимодействия S0 2 с хлором и кислородом:

С хлором двуокись серы непосредственно соединяется (на прямом солнечном свету) по реакции:

S0 2 +Cl 2 =S0 2 Cl 2

Образующийся хлористый сульфурил представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Холодная вода действует на него лишь медленно, но горячей он быстро разлагается с образованием серной и соляной кислот:

S0 2 Cl 2 +2Н 2 0 → H 2 S0 4 +2НСl

Труднее, чем с хлором, идет соединение SO2 с кислородом, хотя сама по себе реакция эта сильно экзотермична:

2S0 2 +0 2 =2SO 3

Процесс с заметной скоростью протекает только при достаточно высо­ких температурах и в присутствии катализаторов.

Это интересно:

Наряду с кислородом сульфиты способны присоединять также серу, переходя при этом в соли серноватистой (иначе - тиосерной) кис­лоты, например, по реакции:

Na 2 S0 3 +S → Na 2 S 2 0 3

Как и в случае кислорода, присоединение серы идет медленно и для получения серноватистокислых солей (тиосульфа­тов) приходится подвергать реакционную смесь кипячению.

По силе серноватистая кислота близка к серной, но в свободном состоянии она неустойчива при выделении (путем подкисления рас­творов солей) распадается на сернистую кислоту и серу. Напротив, многие ее соли (из которых известны лишь средние) устойчивы. Как правило, они бесцветны и хорошо растворимы в воде. Наибольшее зна­чение имеет Na 2 S 2 0 3 5Н 2 0, легко окисляющийся, например, по реакции:

Na 2 S 2 0 3 +4Cl 2 +5Н 2 0=2H 2 S0 4 +2NaCl+6НСl

Гипосульфит используется в медицине.

Трехокись серы характеризуется сильными окислительными свойствами (восстанавли­вается обычно до S0 2). С другой стороны, она яв­ляется кислотным ангидридом, причем образование H 2 SO 4 из серного ангидрида (SO 3) и воды сопровождается большим выделением тепла:

Н 2 0+SO 3 =H 2 S0 4 +15 ккал

Чистая 100%-ная серная кислота представляет собой бесцветную масля­нистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при -10°C. Реактивная концентрированная кислота имеет обычно плотность 1,84 г/см 3 и содер­жит около 95% H 2 S0 4 .

Концентрированная H 2 S0 4 является довольно сильным окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно до S0 2). Например, она окисляет HI и частично НВг (но не НСl) до свободных галоидов. Окисляются ею н многие металлы - Сu, Hg и др. (тогда как золото и платина по отношению к H 2 S0 4 устойчивы). Примеры:

H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2

4H 2 SO 4(конц.) +3Zn=3ZnSO 4 +4H 2 O+S↓

2H 2 SO 4 +Cu=CuSO 4 +2H 2 O+SO 2

27H 2 SO 4(конц.) +16Al=8Al 2 (SO 4) 3 +24H 2 O+3H 2 S (реакция идёт только при нагревании, так как Al, Fe, Cr,пассивируются серной концентрированной кислотой)

Как видно из примеров, концентрированная серная кислота дает SO 2 с металлами, правее водорода, S с металлами между марганцем и водородом, и H 2 S с металлами левее марганца.

Практически важно то обстоятельство, что очень крепкая (выше 75%) серная кислота не действует на железо. Это позволяет хранить и пере­возить ее в стальных цистернах. Напротив, разбавленная H 2 S0 4 легко растворяет железо с выделением водорода.

Крепкая серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому часто применяется для осушки газов. От многих органических веществ, содержащих в своем составе водород и кислород, она отнимает воду, что нередко используется в технике. С этим же (а также с окислитель­ными свойствами крепкой H 2 S0 4) связано ее разрушающее действие на растительные н животные ткани. Случайно попавшую при работе на кожу или платье серную кислоту следует тотчас же смыть большим количеством воды, затем смочить пострадавшее место разбавленным раствором аммиака и вновь промыть водой.

Как сильная двухосновная кислота, H 2 S0 4 дает два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (бисульфаты), причем по­следние в твердом состоянии выделены лишь для немногих самых ак­тивных металлов (Na, К и др.). Большинство сернокислых солей бесцветно, хорошо кристаллизуется и легкорастворимо в воде. Из про­изводных наиболее обычных металлов малорастворим CaS0 4 , еще ме­нее PbS0 4 и практически нерастворим BaS0 4 (запомните, это все осадки белого цвета большой плотности, кроме сульфата кальция- это хлопьевидный белый малорастворимый осадок).

Многие соли H 2 S0 4 находят широкое тех­ническое применение. Особенно велико оно для самой серной кислоты, громадные коли­чества которой потребляются в промышлен­ности- химической, нефтяной, металлургиче­ской и др.

Получение серной кислоты:

Для промышленного получения серной кислоты применяются два метода: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом в обоих случаях является сернистый газ, подучаемый сжиганием на воз­духе серы или пирита - FeS 2 .

Нитрозный метод получения H 2 SO 4 был впервые применен в сере­дине XVIII века. Его химическая сущность может быть выражена сле­дующими реакциями:

1. 2N0 + 0 2 = 2N0 2

2. SO 2 +H 2 O+N0 2 =H 2 SO 4 +N0

Из первого уравнения видно, что являющаяся окислителем двуокись азота N0 2 восстанавливается до окиси азота N0, а последняя при взаимодействии с кислородом воздуха по второму уравнению вновь превращается в двуокись. Таким образом, N0 играет роль переносчика кислорода, т. е. является по существу катализатором реакции окисле­ния SO 2 кислородом воздуха.

Другой современный метод получения серной кислоты - контакт­ный- освоен промышленностью лишь в конце прошлого столетия. Ос­новой его является упоминавшаяся выше реакция:

4FeS 2 +110 2 →2Fe 2 O 3 +8SO 2 (сжигание пирита)

2S0 2 +0 2 =2SO 3 (реакция каталитическая; катализатор- оксид ванадия 5 или платина.В присутствии платинового катализатора она около 400°С протекает слева направо практически нацело.)

Н 2 0+SO 3 =H 2 S0 4

Или образующийся SO 3 улавливают крепкой серной кислотой, образуется олеум- раствор серного ангидрида в концентрированной серной кислоте.

Основными потребителями контактной серной кислоты яв­ляются различные химические производства и нефтепромышленность (для очистки нефтепродуктов).

Применение серы:

Примерно половина производимой серы используется в производстве серной кислоты.Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная - лекарственный препарат. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.

Сера может служить простейшим примером электрета, т. е. вещества, спо­собного длительно сохранять электрический заряд (в том числе разного знака на про­тивоположных поверхностях) и создавать электрическое поле в окружающем простран­стве. Электретное состояние обычно достигается нагреванием и последующим охлаж­дением пластин из подходящего вещества в достаточно сильном электрическом поле. Электреты являются как бы электрическими аналогами постоянных магнитов и находят разнообразное практическое использование.

Редактор: Харламова Галина Николаевна