№16 Сера

Таблица   ^   =>> v Пирит, FeS2 и самородная сера

История открытия: Так как сера встречается в природе в самородном состоянии, она была известна человеку уже в глубокой древности. Большое внимание уделяли сере алхимики. Многим из них была уже известна серная кислота. Василий Валентин в XV в. подробно описал ее получение (нагреванием железного купороса). Фабричным способом серная кислота была получена впервые в Англии в середине XVIII в. Нахождение в природе, получение: В природе часто встречаются значительные залежи серы (большей частью вблизи вулканов). Наиболее часто встречающиеся сульфиды: железный колчедан (пирит) FeS2, медный колчедан CuFeS2, свинцовый блеск PbS и цинковая обманка ZnS. Еще чаще сера встречается в виде сульфатов, например сульфат кальция (гипс и ангидрит), сульфат магния (горькая соль и кизерит), сульфат бария (тяжелый шпат), сульфат стронция (целестин), сульфат натрия (глауберова соль). Получение. 1. Выплавление самородной серы из природных залежей, например с помощью водяного пара, и очистка сырой серы перегонкой. 2. Выделение серы при десульфурации продуктов газификации угля (водяной, воздушный и светильный газы), например, под действием воздуха и катализатора—активного угля: 2H2S + O2 = 2H2O + 2S 3. Выделение серы при неполном сгорании сероводорода (уравнение см. выше), при подкислении раствора тиосульфата натрия: Na2S2O3+2HCI = 2NaCI + SO2 + H2O + S и при перегонке раствора полисульфида аммония: (NH4)2S5 =(NH4)2S + 4S Физические свойства: Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций. ???… … При 444,6°С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Химические свойства: Атом серы, имея незавершенный внешний энергетический уровень, может присоединять два электрона и проявлять степень окисления -2. При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6. Сера при сгорании на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SO2 и частично оксид серы(VI) SO3. При нагревании непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме иода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например: S + H2 = H2S; 3S + 2P = P2S3; S + CI2 = SCI2; 2S + C = CS2; S + Fe = FeS Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, — восстановителем. По отношению к кислотам и щелочам … … Важнейшие соединения: Диоксид серы, SO2 — бесцветный, тяжелый газ с острым запахом, очень легко растворяется в воде. В растворе SO2 легко окисляется. Сернистая кислота, H2SO3: двухосновная кислота, ее соли называются сульфиты. Сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. Триоксид серы, SO3: бесцветная жидкость, очень сильно поглощает влагу образуя серную кислоту. Обладает свойствами кислотных оксидов. Серная кислота, H2SO4: очень сильная двухосновная кислота уже при умеренном разбавление практически полностью диссоциирует на ионы. Серная кислота малолетуча и вытесняет многие другие кислоты из их солей. Образующиеся соли называются сульфатами, кристаллогидраты — купоросами. (например, медный купорос CuSO4*5H2O, образует кристаллы голубого цвета). Сероводород, H 2S: бесцветный газ с запахом гнилых яиц, Ткип = — 61°С. Одна из самых слабых кислот. Соли — сульфиды … … … Применение: Сера широко применяется в промышленности и сельском хозяйстве. Около половины ее добычи расходуется для получения серной кислоты. Используют серу для вулканизации каучука. В виде серного цвета (тонкого порошка) сера применяется для борьбы с болезнями виноградника и хлопчатника. Она употребляется для получения пороха, спичек, светящихся составов. В медицине приготовляют серные мази для лечения кожных заболеваний. Мякишева Е.А. ХФ ТюмГУ, 561 гр. Источники: 1. Химия: Справ. Изд./В. Шретер. – М.: Химия, 1989. 2. Г.Реми «Курс неорганической химии» — М.: Химия,1972.

www.kontren.narod.ru

Нахождение серы в природе

Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS₂ – железный колчедан, или пирит; HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты): CaSO₄ּ2H₂O – гипс, Na₂SO₄ּ10H₂O – глауберова соль, MgSO₄ּ7H₂O – горькая соль и др.

Физические свойства серы

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: , , , .

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформа CHCl₃ или из сероуглерода CS₂ она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекул S₈, имеющих форму короны. При 113 ⁰C она плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,6 ⁰С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллы

моноклинной серы. (t_пл=119 ⁰C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекул S₈. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Химические свойства серы и ее соединений

Свойства простого вещества.

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, Na₂S и H₂S). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)

SO₂ и частично оксид серы (VI) SO₃:

S + O₂ = SO₃

2S + 3O₂ = 2SO₃

Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H₂ = H₂S

3S + 2P = P₂S₃

S + Cl₂ = SCl₂

2S + C = CS₂

S + Fe = FeS

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, — восстановителем.

Свойства оксидов

Оксид серы (IV)

Сернистый газ SO₂ – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 ⁰С 1 объем воды растворяет более 70 объемов SO₂) образуется сернистая кислота H₂SO₃, которая известна только в растворах.

В лабораторных условиях для получения SO₂ действуют на твердый сульфит натрия концентрированной серной кислотой:

Na₂SO₃ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + SO₂ + H₂O

В промышленности SO

2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂,

или при сжигании серы. Сернистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его используют также (вместе с гидросульфитами натрия NaHSO₃ и кальция Ca(HSO₃)₂) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничтожать вредителей сельского хозяйства.

Химические реакции, характерные для SO₂, можно разделить на 3 группы:

1. Реакции, протекающие без изменения степени окисления, например:

SO₂ + Ca(OH)₂ = CaSO₃ + H₂O

2. Реакции, сопровождающиеся повышением степени окисления серы от 4+ до 6+, например:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

3. Реакции, протекающие с понижением степени окисления серы, например:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

Таким образом, SO₂ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Оксид серы (VI)

Серный ангидрид SO₃ при комнатной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t_кип=44,8 ⁰С, t_пл=16,8 ⁰С), которая со временем переходит в асбестовидную модификацию, состоящую из блестящих шелковистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаянном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцветную жидкость – олеум (от лат. oleum – «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раствор SO₃ в H₂SO₄, на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот: H₂S₂O₇, H₂S₃O₁₀ и т.д. С водой SO₃ взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующиеся мельчайшие капельки серной кислоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

Оксид серы (VI) получают окислением SO₂ кислородом только в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂  2SO₃ + Q.

Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO₃ (т.е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.

Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Свойства кислот и их солей

Сернистая кислота и ее соли

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды при 20 ⁰С растворяется 40 объемов SО₂). При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота:

SO₂ + Н₂О = Н₂SO₃

Реакция соединения SO₂ с водой обратимая. В водном растворе оксид серы (IV) и сернистая кислота находятся в химическом равновесии, которое можно смещать. При связывании Н₂SO₃ щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекает в сторону образования сернистой кислоты; при удалении SO₂ (продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекает в сторону исходных веществ. В растворе сернистой кислоты всегда имеется оксид серы (IV), который придает ему резкий запах.

Сернистая кислота обладает всеми свойствами кислот. В растворе Н₂SO₃ диссоциирует ступенчато:

Н₂SО₃ H⁺ + HSO₄ ^–

HSO₃ ^—  H⁺ + SO₃ ^2-

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей — сульфиты и гидросульфиты. Сульфиты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью:

Н₂SO₃ + 2NаОН = NаHSО₄ + 2Н₂О

Гидросульфиты получаются при недостатке щелочи (по сравнению с количеством, необходимым для полной нейтрализации кислоты):

Н₂SO₃ + NаОН = NаНSO₃ + Н₂О

Как и оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли являются сильны­ми восстановителями. При этом степень окисления серы возрастает. Так, Н₂SО₃ легко окисляется в серную кислоту даже кислородом воздуха:

2Н₂SO₃ + O₂ = 2Н₂SO₄

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда со­держат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и перманганатом калия:

Н₂SО₃ + Вr₂ + Н₂О = Н₂SO₄ + 2НВr

5Н₂S0₃ + 2КмnО₄ = 2Н₂SO₄ + 2МnSO₄ + К₂SО₄ + 2Н₂О

Оксид серы (IV) и сернистая кислота обесцвечивают многие краси­тели, образуя с ними бесцветные соединения. Последние могут снова разлагаться при нагревании или на свету, в результате чего окраска восстанавливается. Следовательно, белящее действие SO₂ и Н₂SO₄ отличается от белящего действия хлора. Обычно оксидом серы (IV) белят шерсть, шелк и солому (хлорной водой эти материалы разруша­ются).

Важное применение находит раствор гидросульфита кальция Ca(HSO₃)₂ (сульфитный щелок), которым обрабатывают волокна древесины и бумажную массу.

Сероводород и сульфиды

Сероводород Н₂S — бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он хоро­шо растворим в воде (при 20 °C в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода). Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой (она обнаруживает свойства слабой кислоты).

Сероводород — очень ядовитый газ, поражаю­щий нервную систему. Поэтому работать с ним надо в вытяжных шка­фах или с герметически закрывающимися приборами. Допустимое содержание Н₂S в производственных помещениях составляет 0,01 мг в 1 л воздуха.

Сероводород встречается в природе в вул­канических газах и в водах некоторых минеральных источников, на­пример Пятигорска; Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих органических веществ различных растительных и животных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора.

Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:

S + Н₂ = H₂S

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (II):

2НСl + FеS = FеСl₂ + Н₂S

Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа.

Н₂S — менее прочное соединение, чем вода. Это обусловлено большим размером атома серы по сравнению с атомом кислорода. Поэтому связь Н—0 короче и прочнее связи Н—S. При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается на серу и водород:

Н₂S = S + Н₂

Газообразный Н₂S горит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:

2Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2Н₂О

При недостатке кислорода образуются сера и вода:

2Н₂S + O₂ = 2S + 2Н₂О

Этой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород — довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе Н₂S сравнитель­но легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:

Н₂S — 2е— = S + 2H ⁺ 2

O₂ + 4е— = 2O ^2- 1

В этом случае Н₂S окисляется кислородом воздуха до серы, которая делает сероводородную воду мутной. Суммарное уравнение реакции:

2Н₂S + O₂ = 2S + 2Н₂O

Этим объясняется и тот факт, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ — кислород воздуха окисляет его в свободную серу.

Энергично реагирует сероводород с растворами галогенов. Напри­мер:

Н₂S + I₂ = 2HI + S

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды). Например, Nа₂S — сульфид натрия, NаНS — гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла, например:

СuSO₄ + Н₂S = CuS + H₂SO₄

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и РbS — черную, СdS — желтую, ZnS — белую, MnS — розовую, SnS — коричне­вую, Sb₂S₃ — оранжевую и т. д. На различной растворимости сульфи­дов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Серная кислота и ее соли

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 и не имеет запаха. При нагре­вании отщепляет SO₃ до тех пор, пока не образуется раствор, содержа­щий 98,3% Н₂SO₄. Безводная H₂SO₄ почти не проводит электрический ток.

Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества — сахар, бумагу, дерево, волокна и т. д. отнимая от них элементы воды. При этом образуются гидраты серной кислоты. Обугливание сахара можно выразить уравнением

С₁₂Н₂₂О₁₁ + nН₂SO₄ = 12С + Н₂SO₄ ּ nН₂О

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кисло­той:

С + 2Н₂SO₄ = СО₂ + 2SO₂ + 2Н₂О

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

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

Как сильная нелетучая кислота Н₂SO₄ вытесняет другие кислоты из сухих солей. Например:

NаNОз + Н₂SO₄ = NаНSO₄ + НNO₃

Однако если Н₂SО₄ 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 окисляет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, за счет ионов H⁺, например:

Zn + H₂SO_{4 (разб)} = ZnSO₄ + H₂

Концентрированная серная кислота при обычной температуре со многими металлами не реагирует. Поэтому безводную серную кислоту можно хранить в железной таре и перевозить в сталь­ных цистернах. Однако при нагревании концентрированная Н₂SO₄ взаимодействует почти со всеми металлами (кроме Рt, Аu и некоторых других), а так же с неметаллами. При этом она выступает как окислитель, сама восстанавлива­ется обычно до SO₂. Водород в этом случае не выделяется, а образует­ся вода. Например:

Сu + 2Н₂SO₄ = СuSO₄ + SO₂ + 2Н₂O

2Ag + 2H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄ + = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

2P + 5H₂SO₄ = 2H₃PO₄ + 5SO₂

Серная кислота обладает всеми свойствами кислот.

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гид­росульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализа­ции кислоты щелочью (на 1 моль кислоты приходится 2 моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на 1 моль кислоты — 1 моль щелочи):

Н₂SO₄ + 2NаOH = Nа₂SO₄ + 2Н₂О

Н₂SO₄ + NaOH = NаHSO₄ + Н₂О

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значе­ние.

Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли СаSO₄ и РbSO₄ мало растворимы в воде, а ВаSO₄ 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 ион SO₄ ^2-):

H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄+ 2HCl

NaSO₄ + BaCl₂ = BaSO₄+ 2NaCl

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Серная кислота является важнейшим продуктом основной химической промышленности, занимающейся производством неорганических кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений и хлора.

По разнообразию применения серная кислота занимает первое место среди кислот. 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. Много ее идет для очистки нефтепродуктов — бензина, керосина и смазочных масел — от вредных примесей. В машиностроении серной кислотой очищают поверхность металла от оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.). Серная кислота применяется 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).

Этим определяется значение серной кислоты в нашем народном хозяйстве.

Использование серы в медицине

Элементарная сера обладает выраженными антисептическими свойствами. Сера осажденная (Sulfur praecipitatum) представляет собой мельчайший аморфный порошок бледно-желтого цвета без запаха. При взаимодейстии серы с органическими веществами образуются сульфиды и пентатионовая кислота, оказывающие противомикробное и противопаразитное действие. Серу применяют наружно в виде мазей (с концентрациями 5-, 10- или 20%) и присыпок при лечении кожных заболеваний: себореи, сикоза, псориаза и др. Применение серной мази является относительно простым и эффективным методом лечения чесотки.

Сера очищенная (Sulfur depuratum) – мелкий порошок лимонно-желтого цвета – используется при энтеробиозе в качестве противоглистного средства. Она является также легким слабительным средством, входит в состав сложного порошка солодкового корня. Стерильный 1-2% раствор серы очищенной в персиковом масле (сульфозин) иногда применяют для пирогенной терапии при сифилисе.

Кроме того, соединения серы, как органические, так и неорганические, находят широкое применение в медицине. Атомы серы входят в состав множества препаратов самого различного действия. Поскольку охватить вниманием их все не представляется возможным, ограничимся несколькими примерами.

Дисульфид селена SeS₂ содержит около 55% селена и 45% серы. Его применяют при лечении себореи волосистой части головы.

Сера входит в состав некоторых антидотов. Сульфат магния применяется против параквота, диквота, препаратов с медленным высвобождением действующего начала. Это осмотическое слабое средство, ускоряющее выведение медленно высвобождающих препаратов через желудочно-кишечный тракт. Тиосульфат натрия действует против цианидов и их производных, например, акрилонитрила. Он восполняет депо тиосульфата в организме, необходимого для превращения цианат-ионов в тиоцианат. Сульфодиметизин – противоядие от токсинов Бледной поганки (Amanita falloides). Это средство вытесняет грибные токсины из связи с альбуминами человека и увеличивает экскрецию с мочой. Аминокислота метионин (содержит SH-группу) восполняет депо глутамата, предупреждая развитие почечной и печеночной недостаточности.

Производные тиомочевины (тиоамиды) уменьшают образования тиреоидного гормона путем ингибирования включения йода в органическое соединение иодотирозин. Возможно, тиоамиды уменьшают образование иммуноглобулинов.

Сера выходит в состав некоторых препаратов снотворного и наркотического действия. Тиопентанал-натрий применяют для внутривенного наркоза, главным образом при непродолжительных хирургических операциях. Атомы серы содержатся в молекулах таких нейролептиков, как, например, аминазин и его производные. Аминазин обладает относительно сильным седативным (успокаивающим) эффектом. При его употреблении уменьшается спонтанная двигательная активность, реактивность к внешним и внутренним стимулам, сознание, однако, сохраняется. Препарат оказывает сильное противорвотное действие и успокаивает икоту, уменьшает проницаемость сосудов, практически полностью устраняет повышение артериального давления и другие эффекты, вызываемые адреналином. Сходный по строению фторацирин (тоже содержит серу как гетероатом в бензольном кольце) оказывает антидепрессивное действие, сочетающееся с седативным эффектом.

Сульфат магния (кристаллогидрат) оказывает успокаивающее действие на нервную систему. В зависимости от дозы может наблюдаться седативный, снотворный или наркотический эффект. Особенностью сульфата магния является, кроме желчегонного и послабляющего действия, его угнетающее действие на нервно-мышечную передачу. В больших дозах он может оказать курареподобное действие, вызвать паралич дыхания. Применяется при лечении гипертонической болезни, при обезболивании родов и в некоторых других случаях.

Димексид – препарат диметилсульфоксида – наружное средство для местного применения при воспалительных процессах и заболеваниях опорно-двигательной системы. Это вещество проникает через мембраны, в том числе через кожные барьеры. Также он усиливает проникновение через кожу ряда лекарственных препаратов.

Бетидоин содержит два атома серы в составе гетероциклических пятичленных колец. Он оказывает противокашлевое действие. Эффект связан главным образом с влиянием на рецепторы слизистой оболочки дыхательных путей, частично – с влиянием на центры продолговатого мозга.

Кроме того, сера входит в состав ряда антибиотиков, лекарств, употребляемых при лечении бронхиальной астмы (например, сульфата орципреналина), противогистаминных препаратов и некоторых других.

Список используемой литературы

1. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В, Попов В.А. Химия для школьников и поступающих в вузы. М.: Дрофа, 1999.

2. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в вузы. М.: Высшая школа, 1994.

3. Володин В.А. Энциклопедия для детей. Том 17 Химия. М.: Аванта+, 2000.

4. Лоуренс Д.Р., Бенитт П.Н. Клиническая фармакология. М.: Медицина, 1991.

5. Машковский М.Д. Лекарственные средства. Ташкент: Медицина, 1987.

16

studfile.net

Сера широко распространена в природе.

Сера. Нахождение 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. Физические свойства

Сера —твердое хрупкое вещество желтого цвета.

В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях.

Плохо проводит теплоту и электричество.

Сера образует несколько аллотропических модификаций.

При 444,6° С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета.

Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристалликов серы, называемой

серным цветом.

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых

изотопов:

3216 S, 1633S, 3416S, 3616S.

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 кольцо S8 разрывается. При высоких

температурах существуют обрывки цепей: S2 (>900oС),

S2↔2S (свыше 1500° С).

В парах серы существует равновесие между молекулами S8,

S6, S4 и S2.

Oбразование пластической серы объясняется тем, что часть колец-молекул разрывается и возникшие цепочки соединяются друг с другом в длинные цепи.

В результате получается высокомолекулярное соединение – полимер с каучукоподобной эластичностью.

Сера легко образует соединения со многими элементарными веществами.

При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV) SO2 и частично оксид серы SO3 (VI). Это наиболее важные оксиды серы.

S +O2 =SO2 и 2S +3O2 = 2SO3.

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 +h3 = h3S;	3S +2P = P2S3;
S +Сl2 =SCl2 ;	2S +C = CS2 ;

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. Получение

Сероводород может быть получен при непосредственном соединении серы с водородом при нагревании:

S+h3 ←t→h3S.

Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислот на сульфид железа (II) в аппарате Киппа

FeS +2HCl = h3S ↑ +FeCl2.

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

Сероводород — менее прочное соединение, чем вода.

При сильном нагревании почти полностью разлагается на серу

иводород:

h3S←t→h3 ↑ +S ↓.

Газообразный Н2S горит на воздухе голубым пламенем:.

2h3S +3О2 = 2h3О+2SО2 .

При недостатке кислорода образуется сера и вода:

2h3S +О2 = 2h3О+2S.

Такой реакцией пользуются для получения серы из сероводорода в промышленном масштабе.

Сероводород. Химические свойства

Сероводород — очень сильный восстановитель,

что объясняется его способностью в растворе

легко отдавать электроны молекулам кислорода

воздуха:

h3S −2e =S +2H+, окисление,

−2

О2 +4е = 2О, окисление.

Сероводород окисляется кислородом воздуха, а

выпавшая свободная сера делает сероводородную воду мутной.

Суммарное уравнение реакции:

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:

h3S +I2 = 2HI +S.

h3S −2е = 2H+ +S, окисление,

I2 +2e = 2I−, восстановление.

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора иода.

Слабая сероводородная кислота диссоциирует на ионы:

	h3S H+ +НS− 1ступень.
В ее растворе в очень малых количествах содержатся и сульфид-
ионы:	HS− H+ +S2− 2ступень.

Сульфиды

Сероводородная кислота как двухосновная образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).

Например, Nа2S – сульфид нaтрия, NаНS – гидросульфид натрия.

Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде.

Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов также

растворимы в воде.

Сульфиды остальных металлов в воде практически нерастворимы или малорастворимы, а некоторые не растворяются и в разбавленных кислотах.

Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через раствор соли соответствующего металла:

CuSO4 +h3S = CuS ↓ +h3SO4 ,

Cu2+ +h3S = CuS ↓ +2H+.

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

Сульфиды, как соли очень слабой кислоты,

подвергаются гидролизу.

Например, Na2S при растворении в воде почти

целиком гидролизуется с образованием кислой соли

– гидросульфида натрия:

Na2S +h3O NaHS + NaOH,

S +h3O HS− +OH−.

Серебряные и медные предметы чернеют в

воздухе и в воде, содержащих сероводород.

Это происходит оттого, что они покрываются налетом соответствующего сульфида.

4Ag +2h3S +O2 = 2Ag2S +2h3O.

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.

Сульфиды. Качественная реакция

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: СuS и РbS – черную, СdS – желтую, ZnS – белую,

MnS – розовую, SnS – коричневую, Sb2S3 – оранжевую и т. д.

На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.

Качественной реакцией на сероводородную кислоту является взаимодействие раствора кислоты с растворимыми солями свинца (ионами свинца).

При этом образуется малорастворимый в воде

сульфид свинца – осадок черного цвета:

h3S +Pb2+ = PbS ↓ +2H+.

Оксиды серы

Оксид серы (IV) – это бесцветный газ с резким, удушливым запахом.

При охлаждении до –10° С сжижается в бесцветную жидкость.

В жидком виде его хранят в стальных баллонах.

В лаборатории оксид серы (IV) получают взаимодействием гидросульфита натрия с серной кислотой:

2NaHSO3 +h3SO4 = Na2SO4 +2SO2 +2h3O,

или нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:

Cu +h3SO4конц = СuSO4 +SO2 ↑ +2h3O,

Cu −2е = Сu2+,окисление,

+6	+4
S	+2e = S, восстановление.

Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы.

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:

h3SO3 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 +2h3O.

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

кислоты):

h3SO3 + NaOH = NaHSO3 +h3O.

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:

2h3SO3 +O2 = 2h3SO4.

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислоты бромом и

перманганатом калия:

H		+4		+Br0	+H	O = H		+6		−1
	2	S O	3				2	S O	4	+2H Br.
				2	2
		+4			+6
	h3 S O3 −2е = S О42− +2Н+,окисление,

Br20 +2e = 2Br−,восстановление.

Сернистая кислота

	+4		+7	+6	+2
	5h3 S O3	+2K Mn O4		= 2h3 S O4	+2 Mn SO4	+K2SO4 +3h3O.
5		+4	+6
		h3 S O3	−2е = S О42− +2Н+,окисление,

2MnO−4 +5e +8H+ = Mn2+ +4h3O,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:

4FeS +11O			2	←t→2Fe		2	O	3	+8SO	2	.
2	+2			+3
4		Fe−е	= Fe		окисление,
		−1
					+4
		2 S −10e =			2S
11		O02 +4е =			−2
					2O,восстановление.

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 h3SO4, 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:

C12h32O11 +h3SO4 =12C +h3SO4 nh3O.

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

C +2h3SO4			= CO2 +2SO2 +2h3O.
			+4
1		C −4е = C,окисление,
2		+6	+4
		S+2e = S,восстановление.

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 +h3SO4 = 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 h3S04 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):

h3SO4 +2NaOH = Na2SO4 +2h3O,

h3SO4 + NaOH = NaHSO4 +h3O.

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.

(Nh5)2SО4 — сульфат аммония, азотное удобрение.

K2SO4 – сульфат калия, калийное удобрение.

CaSО4 – сульфат кальция.

В природе встречается в виде минерала гипса CaSО4·2h3О. При нагревании до 150° С теряет часть воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4·h3О, называемый жженым гипсом или

алебастром.

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

2CaSО4·2h3О.

Соли серной кислоты

При нагревании до 150° С 2CaSО4·2h3О теряет часть

воды и переходит в гидрат состава 2CaSО4·h3О, называемый жженым гипсом или алебастром.

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную

массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в 2CaSО4·2h3О. 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.

ZnSO4·7h3O – 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):

h3SO4 +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?

Перечислить важнейшие физические и химические свойства серной кислоты. Где она применяется?

Почему ион Ва2+ является реагентом на серную кислоту и ее соли?

Как получить оксид серы (IV)? Каковы его физические и химические свойства?

Назвать свойства сернистой кислоты и ее солей.

Как осуществить превращения:

Nа2SO3 → SO2 → h3SO3?

Каковы свойства оксида серы (VI)?

studfile.net

Формы нахождения серы в природе. Нахождение серы в природе

Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 – железный колчедан, или пирит;HgS – киноварь и др., а также соли серной кислоты (кристаллогидраты):CaSO 4 ּ 2 H 2 O – гипс,Na 2 SO 4 ּ 10 H 2 O – глауберова соль,MgSO 4 ּ 7 H 2 O – горькая соль и др.

Физические свойства серы

Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: ,

,

,

.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой желтый порошок, плохо растворимый в воде, но хорошо растворимый в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. При кристаллизации из хлороформаCHCl 3 или из сероуглеродаCS 2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. Ромбическая сера состоит из циклических молекулS 8 , имеющих форму короны. При 113 0 Cона плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются длинные полимерные цепочки. А если нагреть серу до 444,6 0 С, она закипает. Выливая кипящую серу тонкой струйкой в холодную воду, можно получитьпластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллымоноклинной серы. (t пл =119 0 C). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекулS 8 . При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Химические свойства серы и ее соединений

Свойства простого вещества.

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, Na 2 S иH 2 S ). При отдаче или оттягивании электронов к атому более электроотрицательного элемента степень окисления серы может быть +2, +4 и +6.

Сера легко образует соединения со многими элементами. При сгорании ее на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV)SO 2 и частично оксид серы (VI)SO 3 :

S + O 2 = SO 3

2S + 3o2 = 2so3

Это наиболее важные оксиды серы.

При нагревании сера непосредственно соединяется с водородом, галогенами (кроме йода), фосфором, углем, а также со всеми металлами, кроме золота, платины и иридия. Например:

S + H 2 = H 2 S

3S + 2p = p2s3

S + Cl 2 = SCl 2

2S + c = cs2

S + Fe = FeS

Как следует из примеров, в реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем, в реакциях же с более активными неметаллами, как например, с кислородом, хлором, — восстановителем.

Свойства оксидов

Оксид серы (IV )

Сернистый газ SO 2 – бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 0 С 1 объем воды растворяет более 70 объемовSO 2 ) образуется сернистая кислотаH 2 SO 3 , которая извест

usadba-valuevo.ru

Нахождение в природе. Природные минералы серы

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные минералы 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 обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многихбелков, концентрируется в волосах.

Сера атом медицинский очищенный Физические свойства серы

Известны три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчивая – ромбическая, именно в такой модификации встречается сера в природе в свободном состоянии. Ромбическая сера состоит из циклических молекул S₈, в которых атомы серы соединены одинарными ковалентными связями. Такая сера представляет собой твердое кристаллическое вещество желтого цвета.

Биологическая роль и применение соединений серы в медицине

Сера – жизненно необходимый элемент, относится к макроэлементам. Суточная потребность в сере около 4 — 5 г. Она входит в состав многих биомолекул – белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Большое количество серы содержится в волосах, костях, нервной ткани.

Аминокислоты, которые содержат серу, в некоторой степени защищают организм от радиационных поражений. Это связано с тем, что свободные радикалы Н^• и ОН^•, которые образуются в результате радиолиза воды, очень активны, а водородсульфидные группы аминокислот, вступая в реакции, уменьшают их активность.

При взаимодействии серы с органическими веществами организма образуются сульфиды и пентатионовая кислота, от присутствия которых зависят противомикробные и противопаразитарные свойства серы. Сера входит в состав серной мази, мази Вилькинсона, применяющейся при чесотке, грибковых и других заболеваниях кожи, и жидкости Флеминкса, применяемой для лечения чесотки. В медицинской практике используют очищенную и осажденную серу.

Сера очищенная.

Назначают как слабительное, для терапии при прогрессивном параличе и др., при псориазе, чесотке и др.

Сера осажденная.

Сера осажденная, или серное молоко,- мельчайший бледно-желтый порошок, нерастворимый в воде. Назначают в тех же случаях и дозах, что и очищенную серу.

Серная кислота h3so4.

• Образующаяся в организме серная кислота участвует в обезвреживании ядовитых соединений (фенола, крезола, индола), связывает многие чужеродные для организма соединения. Со всеми этими веществами она образует относительно безвредные вещества – конъюгаты, в виде которых они выводятся из организма (например, с мочой).

• В медицине кислота серная используется для производства и консервации медицинских препаратов. Например, магнезия MgSO4, с которой связана метаморфоза превращения серной кислоты — вещества ядовитого и опасного для жизни человека — в препарат, сберегающий эту жизнь буквально в зародыше: сульфат магния назначается, в том числе, беременным женщинам при угрозе преждевременных родов.

studfile.net

Сера. Сероводород | АЛХИМИК

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl₃ или из сероуглерода CS₂ она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S₈, имеющих форму короны. При 113 ^оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 ^оС, она закипает. Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (t_пл = 119 ^оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S₈. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS₂ – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag₂S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO₄ ∙2H₂O; мирабилита, или глауберовой соли Na₂SO₄∙10H₂O; горькой (английской) соли MgSO₄ ∙ 7H₂O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na₂S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al₂S₃

б) с углеродом:

C + 2S = CS₂

в) с фосфором:

2P + 3S = P₂S₃

г) с водородом:

H₂ + S = H₂S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O₂ = SO₂

б) с хлором:

S + Cl₂ = SCl₂

в) с фтором:

S + 3F₂ = SF₆

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) при нагревании:

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO↑

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H₂S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H₂S + CaO = CaS + H₂O

б) H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

в) CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

г) Ca + H₂S = CaS + H₂↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S^2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2NaNO₃

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H₂S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S           (при недостатке О₂)

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O     ( в избытке О₂)

б) бромной водой Br₂:

H₂S + Br₂ = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO₄:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + 8H₂O

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S↓ + 3H₂O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера»  Сера.docx (26 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Похожее

al-himik.ru

Нахождение серы в природе — Справочник химика 21

    Нахождение в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. В Советском [c.222]

    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, которые [c.309]

    НАХОЖДЕНИЕ СЕРЫ Б ПРИРОДЕ [c.195]

    Сера также довольно распространена на Земле (0,1 мае. доли, %). Естественные изотопы 5, 5, 5, Искусственно получены Р-радиоактивные изотопы 5 и 5. Формы нахождения серы в природе многообразны. Сравнительно редко встречаются ее самородные месторождения. Основная масса серы связана с металлами в составе различных минералов, которые могут быть представлены как две большие группы сульфидные и сульфатные. Наиболее часто встречаются сульфиды. [c.322]

    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, которые могут быть разбиты на две большие группы сернистых и сернокислых соединений. Из минералов первого типа [c.311]

    Нахождение в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (остров Сицилия) и США. В Советском Союзе месторождения самородной серы имеются в Куйбышевской области (Поволжье), в республиках Средней Азии, в Крыму и других районах. [c.176]

    Нефтяные асфальты могут быть природными и искусственными. Предполагается, что постепенное испарение поверхностных нефтей может привести к образованию природных асфальтов. Однако, есть ряд соображений, говорящих против безоговорочной приемлемости этого положения. Природные асфальты, при всем их сходстве искусственными, отличаются довольно высоким содержанием Серы, а искусственные — кислорода. Простое испарение нефти, точнее ее летучих частей, не дает еще, таким образом, исчерпывающей картины его генезиса и осторожнее, пожалуй, видеть сходство между природными и искусственными асфальтами скорее в геологических признаках нахождения, чем в действительно однородных причинах образования. В природе повидимому совершались два процесса усыхание нефти с образованием кира и осернение его там, где нефть или кир могли встречаться с серой в той или иной форме. С этой точки зрения асфальты являются далеко не первичным нефтяным продуктом. Осернение могло сопровождаться не только физическими изменениями допустимы, напр., восстановительные реакции, элиминировавшие кислород. Во всяком случае связь природного асфальта с нефтью не так ясна, как это обычно понимается, и возможно, что п происхождение его обязано совсем другому материалу, чем происхождение нефти, что однако не исключает возможности их Совместного нахождения в природе.  [c.353]

    Нахождение в природе. Из четырех природных изотопов серы с массовыми числами 32, 33, 34 и 36 наиболее распространен первый, на долю которого приходится 95% от числа всех атомов серы. [c.241]

    Нахождение в природе. Серебро встречается в самородном состоянии и в соединениях с други.ми элементами, главным образом с серой, мышьяком и сурьмой. [c.116]

    Применимость метода зависит от природы вещества и формы нахождения серы. Метод не следует применять для материалов, содержащих элементарную серу, так как в этом случае может иметь место неполное окисление. Особые условия необходимо также соблюдать, когда анализируемое вещество содержит летучие сероорганические соединения. Важно, чтобы получалось несветящееся пламя, так как при этом происходит полное сгорание. Ароматические углеводороды обычно дают коптящее пламя, по это можно до некоторой степени устранить, смешав анализируемое вещество с равным объемом изопропанола. В несветящемся пламени происходит полное сгорание летучих сероорганических соединений. [c.313]

    Нахождение в природе. Сера широко распространена в природе. Она встречается как в свободном состоянии, так и в виде различных соединений. Самородная сера бывает вкраплена в горные породы и часто образует в них жилы, может залегать под землей пластами. Изредка встречаются прозрачные кристаллы серы, чаще сростки отдельных кристаллов — друзы. [c.95]

    Нахождение в природе. В отличие от фосфора его три аналога — мышьяк, сурьма и висмут проявляют сродство не к кислороду, а к сере. [c.368]

    Формы нахождения серы в природе разнообразны. Иногда она встречается в самородном состоянии, но основная ее масса связа- [c.206]

    Нахождение в природе. РеЗг содержит иногда вместо серы небольшие количества Без- Встречается также в малых количествах в вулканической сере. [c.220]

    Нахождение в природе. Сера встречается в самородном состоянии я я виде соединений сероводорода в серных источниках, сульфидов (блески, колчеданы и обманки) сульфата в минералах (тяжелый шпат, гипс и т. д.) [c.255]

    Нахождение в природе. Сера в природе встречается в значительных количествах в свободном состоянии. Это так называемая самородная сера. Главнейшие ее месторождения находятся в Италии (Сицилия), в США (Луизиана и Техас), в Японии, в СССР (в Кара-Кумах, Шоур-Су, в Дагестане, Крыму и т. д.). [c.562]

    По содержанию в земной коре (0,03%) ссра относится к весьма распространенным элементам. Формы ее нахождения в природе многообразны. Сравнительно редко встречаются самородные ме-сторожде11ИЯ серы, основная же ее масса связана с металлами в составе различных минералов, которые могут быть разбиты на две большие груииы сернистых и серь окислых соединений. Из минералов первого типа особое значение для технологии серы имсег пирит (РеЗа). К минералам второго тина относится, например, [c.221]

    Нахождение в природе и искусственное получение. Графит ис,т 1ечается в природе в виде серых, непрозрачных, частнчио чешуйчатых, частично землистых масс. Часто он образует значи- [c.

www.chem21.info