Почему сера не растворяется в воде. Соединения серы. Получение серной кислоты
Описание и свойства серы
Сера представляет собой вещество, которое находится в в 16 группе, под третьим периодом и имеет атомный номер – 16. Она может встретиться как в самородном, также и в связанном виде. Обозначается сера литерой S. Известна формула серы – (Ne)3s 2 3p 4 . Сера как элемент входит в состав многих белков.
На фото кристаллы серы
Если говорить о строении атома элемента серы , то на внешней его орбите есть электроны, валентное число которых достигает шести.
Это объясняет свойство элемента быть максимально шестивалентным в большинстве объединений. В структуре природного химического элемента есть четыре изотопа, и это – 32S, 33S, 34S и 36S. Говоря о внешней электронной оболочке, атом имеет схему 3s2 3р4. Радиус атома – 0,104 нанометра.
Свойства серы в первую очередь делятся на физического типа. К нему относится то, что элемент имеет твердый кристаллический состав. Два аллотропических видоизменения – основное состояние, в котором устойчив этот элемент серы.
Первое видоизменение ромбическое, имеющее лимонно-желтую окраску. Его устойчивость ниже, чем 95,6 °С. Второй – моноклинный, имеющий медово-желтую окраску. Его устойчивость колеблется от 95,6 °С и 119,3 °С.
На фото минерал сера
Во время плавки химический элемент стает движущейся жидкостью, имеющей желтый цвет. Она буреет, достигая температуры более 160 °С. А при 190 °С цвет серы превращается в темно-коричневый. После достижения отметки 190 °С наблюдается уменьшение вязкости вещества, которое все же после нагревания 300 °С стает жидкотекучим.
Другие свойства серы:
Практически не проводит тепла и электричества.
Не растворяется при погружении в воду.
Растворима в аммиаке, имеющем безводную структуру.
Также растворима в сероуглероде и других растворителях, имеющих органическую природу.
К характеристике элемента серы важно добавить и ее химические особенности. Она является активной в этом отношении. Если серу нагреть, то она может просто объединяться практически с любым химическим элементом.
На фото образец серы, добытый в Узбекистане
За исключением инертных газов. При контакте с металлами, хим. элемент образовывает сульфиды. Комнатная температура способствует тому, что элемент может вступить в реакцию с . Увеличенная температура способствует увеличению активности серы.
Рассмотрим, как поведение серы с отдельными веществами:
С металлами – является окислителем. Образовывает сульфиды.
С водородом – при высоких температурах – до 200 °С происходит активное взаимодействие.
С кислородом. Образовывается объединения оксидов при температурах до 280 °С.
С фосфором, углеродом – является окислителем. Только при отсутствии воздуха во время реакции.
С фтором – проявляет себя как восстановитель.
С веществами, имеющими сложную структуру – также как восстановитель.
Месторождения и добыча серы
Основной источник для получения серы – ее месторождения. В целом во всем мире насчитывается 1,4 млрд т запасов этого вещества. Ее добывают как при открытом и подземном способе выработки, так и с помощью выплавки из-под земли.
На фото добыча серы в вулкане Кава Иджен
Если применим последний случай, то используется вода, которую перегревают и расплавляют ею серу. В бедных рудах элемент содержится примерно в 12 %. Богатых – 25% и больше.
Распространенные типы месторождений:
Стратиформный – до 60%.
Солянокупольный – до 35 %.
Вулканогенный – до 5%.
Первый тип связан с толщами, несущими название сульфатно-карбонатных. При этом рудные тела, которые имеют мощность до нескольких десятков метров и с размером до сотни метров находятся в сульфатных породах.
Также эти пластовые залежи можно найти посреди пород сульфатного и карбонатного происхождения. Второй тип характеризуется залежами серого цвета, которые приурочиваются к соляным куполам.
Последний тип связывают с вулканами, имеющими молодую и современную структуру. При этом рудный элемент имеет пластообразную, линзовидную форму. В нем сера может содержаться в размере 40 %. Этот тип месторождения распространен в Тихоокеанском вулканическом поясе.
Месторождение серы в Евразии находится в Туркмении, в Поволжье и других местах. Породы серы находят возле левых берегов Волги, которые тянутся от Самары. Ширина полосы пород достигает нескольких километров. При этом их можно найти вплоть до Казани.
На фото сера в горной породе
В Техасе и Луизиане в кровлях соляных куполов находят огромное количество серы. Особо красивые Италийские этого элемента находят Романьи и Сицилии. А на острове Вулькано находят моноклинную серу. Элемент, который был окислен пиритом, нашли на Урале в Челябинской области.
Для добычи серы хим элемента используют разные способы. Все зависит от условия его залегания. При этом, конечно же, особое внимание уделяют безопасности.
Так как вместе с серной рудой скопляется сероводород, то необходимо особо серьезно подходить к любому способу добычи, ведь этот газ ядовитый для человека. Также и сера имеет свойство возгораться.
Чаще всего пользуются открытым способом. Так с помощью экскаваторов снимаются значительные части пород. Затем с помощью взрывов дробится рудная часть. Глыбы отправляются на фабрику для обогащения. Затем – на завод по плавке серы, где и получают серу из концентрата.
На фото сера в порту, привезенная морским транспортом
В случае глубокого залегания серы во многих объемах, используют метод Фраша. Сера расплавляется, находясь еще под землей. Затем, как и нефть выкачивается наружу через пробитую скважину. Такой подход основывается на том, что элемент легко плавится и имеет небольшую плотность.
Также известен способ разделения на центрифугах. Только этот способ имеет недостаток: сера получается с примесями. И тогда необходимо проводить ее дополнительную очистку.
В некоторых случаях используют скважный метод. Другие возможности добычи серного элемента:
Пароводяной.
Фильтрационный.
Термический.
Центрифугальный.
Экстракционный.
Применение серы
Большая часть добытой серы уходит, чтоб изготовить серную кислоту. А роль этого вещества очень огромная в химическом производстве. Примечательно, что для получения 1 тонны серного вещества необходимо 300 кг серы.
Бенгальские огни, которые ярко светятся и имеют много красителей, также производятся с помощью серы. Бумажная промышленность – это еще одна область, куда уходит значительная часть добытого вещества.
На фото серная мазь
Чаще всего применение сера находит при удовлетворении производственных нужд. Вот некоторые из них:
Использование в химическом производстве.
Для изготовления сульфитов, сульфатов.
Изготовление веществ для удобрения растений.
Чтоб получить цветные виды металлов.
Для придачи стали дополнительных свойств.
Для изготовления спичек, материалов для взрывов и пиротехники.
Краски, волокна из искусственных материалов – изготовляются при помощи этого элемента.
Для отбеливания ткани.
В некоторых случаях элемент сера входит в мази, которые лечат кожные болезни.
Цена серы
По последним новостям необходимость в сере активно растет. Стоимость на российский продукт равняется 130 долларам. На канадский вариант – 145 долларов. А вот в Ближнем Востоке цены возросли до 8 долларов, что привело к стоимости в 149 долларов.
На фото крупный экземпляр минерала сера
В аптеках можно найти молоту в порошок серу по цене от 10 до 30 рублей. К тому же есть возможность купить ее оптом. Некоторые организации предлагают по невысокой цене приобрести гранулированную техническую газовую серу .
Содержание статьи
СЕРА, S (sulfur), неметаллический химический элемент, член семейства халькогенов (O, S, Se, Te и Po) – VI группы периодической системы элементов. Cера, как и многие ее применения, известны с далекой древности. А.Лавуазье утверждал, что сера – это элемент. Сера жизненно необходима для роста растений и животных, она входит в состав живых организмов и продуктов их разложения, ее много, например, в яйцах, капусте, хрене, чесноке, горчице, луке, волосах, шерсти и т.д. Она присутствует также в углях и нефти.
Применение.
Около половины ежегодного потребления серы идет на производство таких промышленных химических продуктов, как серная кислота, диоксид серы и дисульфид углерода (сероуглерод). Кроме того, сера широко используется в производстве инсектицидов, спичек, удобрений, взрывчатых веществ, бумаги, полимеров, красок и красителей, при вулканизации каучука . Ведущее место в добыче серы занимают США, страны СНГ и Канада.
Распространенность в природе.
Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера). Кроме того, имеются огромные запасы серы в виде сульфидных руд, прежде всего руд свинца (свинцовый блеск), цинка (цинковая обманка), меди (медный блеск) и железа (пирит). При извлечении металлов из этих руд освобождаются от серы обычно обжигом в присутствии кислорода, при этом образуется диоксид серы(IV), который часто выбрасывается в атмосферу без использования. Кроме сульфидных руд достаточно много серы встречается в виде сульфатов, например, сульфата кальция (гипс), сульфата бария (барит). В морской воде и многих минеральных водах присутствуют растворимые в воде сульфаты магния и натрия. В некоторых минеральных водах встречается сульфид водорода (сероводород). В промышленности серу можно получать как побочный продукт процессов в плавильных, коксовых печах, при нефтепереработке, из топочных или природных газов. Из природных подземных отложений серу добывают, расплавляя ее перегретой водой и доставляя на поверхность сжатым воздухом и насосами. Во фраш-процессе извлечения серы из сероносных отложений на установке в виде концентрических труб, запатентованной Г.Фрашем в 1891, сера получается чистотой до 99,5%.
Свойства.
Сера имеет вид желтого порошка или хрупкой кристаллической массы без запаха и вкуса и нерастворима в воде. Для серы характерны несколько аллотропных модификаций. Наиболее известны следующие: кристаллическая сера – ромбическая (самородная сера, a -S) и моноклинная (призматическая сера, b -S); аморфная – коллоидная (серное молоко) и пластическая; промежуточная аморфно-кристаллическая – сублимированная (серный цвет).
Кристаллическая сера.
Кристаллическая сера имеет две модификации; одну из них, ромбическую, получают из раствора серы в сероуглероде (CS 2) испарением растворителя при комнатной температуре. При этом образуются ромбовидные просвечивающие кристаллы светложелтого цвета, легко растворимые в CS 2 . Эта модификация устойчива до 96° С, при более высокой температуре стабильна моноклинная форма. При естественном охлаждении расплавленной серы в цилиндрических тиглях вырастают крупные кристаллы ромбической модификации с искаженной формой (октаэдры, у которых частично «срезаны» углы или грани). Такой материал в промышленности называется комовая сера. Моноклинная модификация серы представляет собой длинные прозрачные темножелтые игольчатые кристаллы, также растворимые в CS 2 . При охлаждении моноклинной серы ниже 96° С образуется более стабильная желтая ромбическая сера.
Некристаллическая сера.
В дополнение к этим кристаллическим и аморфным формам существует промежуточная форма, известная как серный цвет или сублимированная сера, которая получается конденсацией паров серы, минуя жидкую фазу. Она состоит из мельчайших зерен, имеющих центр кристаллизации и аморфную поверхность. Эта форма медленно и не полностью растворяется в CS 2 . После обработки аммиаком для очистки от таких примесей, как мышьяк, получается продукт, известный в медицине как промытая сера, которая используется аналогично коллоидной сере.
Жидкое состояние.
Молекулы серы состоят из замкнутой цепочки восьми атомов (S 8). Жидкая сера обладает необычным свойством: с повышением температуры ее вязкость увеличивается. Ниже 160° С сера – типичная жидкость желтоватого цвета, ее состав соответствует формуле S 8 и обозначается l -S. С повышением температуры кольцевые молекулы S 8 начинают разрываться и соединяться друг с другом, образуя длинные цепи (m -S), цвет жидкой серы становится темнокрасным, вязкость возрастает, достигая максимума при 200–250° С. При дальнейшем повышении температуры жидкая сера светлеет, длинные цепи рвутся, образуя короткие, с меньшей способностью к переплетению, что приводит к меньшей вязкости.
Газ.
Сера кипит при 444,6° C, образуя оранжево-желтые пары, состоящие преимущественно из молекул S 8 . С повышением температуры окраска паров переходит в темнокрасную, затем в палевую, а при 650° C в соломенно-желтую. При дальнейшем нагревании молекулы S 8 диссоциируют, образуя равновесные формы S 6 , S 4 и S 2 при разных температурах. И, наконец, при >1000° С пары состоят практически из молекул S 2 , а при 2000° С – из одноатомных молекул.
Химические свойства.
Сера – типичный неметалл. На внешней электронной оболочке у нее шесть электронов, и она легче присоединяет электроны других элементов, чем отдает свои. Со многими металлами реагирует с выделением тепла (например, при соединении с медью, железом, цинком). Она соединяется и почти со всеми неметаллами, хотя не так энергично.
Соединения.
Диоксид серы
образуется при сжигании серы на воздухе, в частности, при обжиге сульфидных руд металлов. Диоксид серы – бесцветный газ с удушающим запахом. Это ангидрид сернистой кислоты, он легко растворяется в воде с образованием сернистой кислоты. Диоксид легко сжижается (т. кип. –10° C) и его хранят в стальных цилиндрах. Диоксид используют в производстве серной кислоты, в холодильных установках, для отбеливания текстиля, древесной массы, соломы, свекловичного сахара, для консервации фруктов и овощей, для дезинфекции, в пивоваренных и пищевых производствах.
Сернистая кислота
H 2 SO 3 существует только в разбавленных растворах (менее 6%). Это слабая кислота, образующая средние и кислые соли (сульфиты и гидросульфиты). Сернистая кислота – хороший восстановитель, реагируя с кислородом образует серную кислоту. Сернистая кислота находит несколько областей применения, среди которых – обесцвечивание шелка, шерсти, бумаги, древесной массы и аналогичных веществ. Она используется как антисептик и консервант, особенно для предотвращения брожения вина в бочках, для предотвращения ферментации зерна при извлечении крахмала. Кислоту используют и для сохранения продуктов. Наибольшее значение из ее солей имеет гидросульфит кальция Ca(HSO 3) 2 , используемый при переработке древесной щепы в целлюлозу.
Триоксид серы
SO 3 (серный ангидрид), образующий с водой серную кислоту, представляет собой либо бесцветную жидкость, либо белое кристаллическое вещество (кристаллизуется при 16,8° С; т. кип. 44,7° С). Он образуется при окислении диоксида серы кислородом в присутствии соответствующего катализатора (платина, пентаоксид ванадия). Триоксид серы сильно дымит во влажном воздухе и растворяется в воде, образуя серную кислоту и выделяя много тепла. Его используют в производстве серной кислоты и получении синтетических органических веществ.
Серная кислота
H 2 SO 4 . Безводная H 2 SO 4 – бесцветная маслянистая жидкость, растворяет SO 3 , образуя олеум. Смешивается с водой в любых отношениях. При растворении в воде образуются гидраты с выделением очень большого количества теплоты; поэтому во избежание разбрызгивания кислоты обычно при растворении осторожно, постепенно добавляют кислоту в воду, а не наоборот. Концентрированная кислота хорошо поглощает пары воды и поэтому применяется для осушения газов. По этой же причине она приводит к обугливанию органических веществ, особенно углеводов (крахмала, сахара и т.п.). При попадании на кожу вызывает сильные ожоги, пары разъедают слизистую дыхательных путей и глаз. Серная кислота – сильный окислитель. Конц. H 2 SO 4 окисляет HI, HBr до I 2 и Br 2 соответственно, уголь – до CO 2 , серу – до SO 2 , металлы – до сульфатов. Разбавленная кислота тоже окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. H 2 SO 4 – сильная двухосновная кислота, образующая средние и кислые соли – сульфаты и гидросульфаты; большинство ее солей растворимы в воде, за исключением сульфатов бария, стронция и свинца, малорастворим сульфат кальция.
Серная кислота – один из важнейших продуктов химической промышленности (производящей щелочи, кислоты, соли, минеральные удобрения, хлор). Ее получают главным образом контактным или башенным способом по принципиальной схеме:
Бóльшая часть получаемой кислоты идет на производство минеральных удобрений (суперфосфат, сульфат аммония). Серная кислота служит исходным сырьем для получения солей и других кислот, для синтеза органических веществ, искусственных волокон, для очистки керосина, нефтяных масел, бензола, толоуола, при изготовлении красок, травлении черных металлов, в гидрометаллургии урана и некоторых цветных металлов, для получения моющих и лекарственных средств, как электролит в свинцовых аккумуляторах и как осушитель.
Тиосерная кислота
H 2 S 2 O 3 структурно аналогична серной кислоте за исключением замены одного кислорода на атом серы. Наиболее важным производным кислоты является тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 – бесцветные кристаллы, образующиеся при кипячении сульфита натрия Na 2 SO 3 с серным цветом. Тиосульфат (или гипосульфит) натрия используется в фотографии как закрепитель (фиксаж).
Сульфонал
(CH 3) 2 C(SO 2 C 2 H 5) 2 – белое кристаллическое вещество, без запаха, слабо растворимое в воде, является наркотиком и используется как седативное и снотворное средство.
Сульфид водорода
H 2 S (сероводород) – бесцветный газ с резким неприятным запахом тухлых яиц. Он несколько тяжелее воздуха (плотность 1,189 г/дм 3), легко сжижается в бесцветную жидкость и хорошо растворим в воде. Раствор в воде является слабой кислотой с рН ~ 4. Жидкий сероводород используют как растворитель. Раствор и газ широко применяют в качественном анализе для отделения и определения многих металлов. Вдыхание незначительного количества сероводорода вызывает головную боль и тошноту, большие количества или непрерывное вдыхание сероводорода вызывают паралич нервной системы, сердца и легких. Паралич наступает неожиданно, в результате нарушения жизненных функций организма.
Монохлорид серы
S 2 Cl 2 – дымящая масляная жидкость янтарного цвета с едким запахом, слезоточивая и затрудняющая дыхание. Она дымит во влажном воздухе и разлагается водой, но растворима в сероуглероде. Монохлорид серы – хороший растворитель для серы, иода, галогенидов металлов и органических соединений. Монохлорид используется для вулканизации каучука, в производстве типографской краски и инсектицидов. При реакции с этиленом образуется летучая жидкость, известная как горчичный газ (ClC 2 H 4) 2 S – токсичное соединение, используемое как боевое химическое отравляющее вещество раздражающего действия.
Дисульфид углерода
CS 2 (сероуглерод) – бледножелтая жидкость, ядовитая и легко воспламеняющаяся. CS 2 получают синтезом из элементов в электрической печи. Вещество нерастворимо в воде, имеет высокий коэффициент светопреломления, высокое давление паров, низкую температуру кипения (46° C). Сероуглерод – эффективный растворитель жиров, масел, каучука и резин – широко используют для экстракции масел, в производстве искусственного шелка, лаков, резиновых клеев и спичек, уничтожения амбарных долгоносиков и одежной моли, для дезинфекции почв.
Серы (S) — химический элемент группы 16 периодической системы элементов с атомным номером 16, простое вещество которого сера — неметалл, желтая кристаллическое вещество. Встречается в природе в самородном состоянии и в виде сульфидов тяжелых металлов (пирита и других). Серу применяют преимущественно в химической промышленности для производства серной кислоты, синтетического волокна, сернистых красителей, дымного пороха, в резиновой промышленности, а также в сельском хозяйстве, фармацевтике и др.
Благодаря способности создавать дисульфидные связи Сера играет важную роль в составе белков.
История
Элементарную природу серы установил Антуан Лавуазье в своих опытах по сжиганию.
Общая характеристика
Серы имеет атомную массу 32,06. В природе существует 4 стабильных изотопа с массовыми числами 32-34 и 36. Сера принадлежит к халькогенов, по новой классификации в шестнадцатом, а по старой к VI группы элементов периодической таблицы. Сера является неметаллов.
Известны несколько аллотропных форм серы. При обычных условиях стабильной является ромбическая сера — бледно-желтого цвета, с плотностью 2070 кг / м3, t плав = 112,8 ° С, t кип = 444,6 о С. Во всех жидких и твердых состояниях сера диамагнитна. Термодинамические и другие свойства серы резко меняются при 160 ° C, что связано с изменением молекулярного строения жидкой серы. Вязкость серы с повышением температуры сильно возрастает (от 0,0065 Пас при 155 ° C до 93,3 Пас при 187 ° C), а затем падает (до 0,083 Пас при 444,6 ° C).
Сера реагирует почти со всеми металлами.
Распространение в природе
Серы — достаточно распространенный элемент, на него приходится около 0,1% массы земной коры. Среднее содержание серы в земной коре 4,710 -2 мас.%, При этом основное количество природной серы сосредоточена в осадочных горных породах (0,3 мас.%). В других горных породах среднее содержание серы таков: дуниты, перидотиты, пироксениты — 0,01%; базальты, габронориты, диабаза — 0,03%; диориты, андезиты — 0,02%.
В природе сера встречается как в свободном состоянии — так называемая самородная сера, но значительно чаще она встречается в связанном виде, то есть в виде различных соединений. Важнейшие из них — железный колчедан, или пирит FeS 2, цинковая обманка ZnS, свинцовый блеск PbS, медный блеск Cu 2 S, гипс CaSO 4 · 2H 2 O, мирабилит Na 2 SO 4 · 10H 2 O и др.
Сера содержится в каменном угле и нефти, а также во всех растительных и животных организмах, поскольку она входит в состав белков.
Содержание серы в нефти и природном газе оценивается в 210 9 т, то есть больше, чем запасы природной серы. Сера в нефти присутствует в разной форме, от элементной серы и сероводорода в сернистой органики, который включает более 120 соединений. Основные серосодержащие вещества углеводородного сырья — сероводород, меркаптаны и другие сероорганические соединения. Сырьевой базой для получения серы является, как правило, газы с содержанием сероводорода не менее 0,1%.
Конечно самородная сера встречается сплошной массой, заполняя трещины и полости в горных породах, или в виде натечных, шаровидных и гниздоподибних агрегаты, сталактитов, сталагмитов, налетов, выцветов, землистых порошковатые скоплений. Нередко она образует кристаллы, которые часто группируются в сростки, друзы, щетки.
Физические свойства
Сера — кристаллическое вещество желтого цвета. Она очень хрупкая и легко растирается в мельчайших порошок. Плотность 2070 кг / м 3. t плав = 112,8 ° С, t кип = 444,6 о С. Во всех жидких и твердых состояниях сера диамагнитна.
Встречается в трех аллотропных формах: две кристаллические (ромбическая и моноклинная, по способу соединения атомов в кристалле) и аморфная.
- α-S (ромбическая) кристаллическая модификация, t плав = 112,8 ° C, устойчива к 95,6 ° C, лимонно-желтая;
- β-S кристаллическая модификация, t плав = 119 ° C, устойчива при 95,6-119 ° C, медово-желтая. До 160 ° C молекулы 8-атомные, в парах — 2-атомные (парамагнитная сера), 4, 6, и 8-атомные.
- Выше 160 ° C образуются спиральные цепи μ-S пластической серы.
Электрического тока и тепла сера почти не проводит. Пары серы при очень быстром охлаждении переходят в твердое состояние в виде очень тонкого порошка (серного цвета), минуя жидкое состояние. В воде сера нерастворим и не смачивается водой, но в бензоле C 6 H 6 и особенно в сероуглероде CS 2 растворяется хорошо.
Химические свойства
Имея во внешнем слое шесть электронов: (+ 16), 2,8,6 — атомы серы проявляют свойства окислителя и, присоединяя от атомов других элементов два электрона, которых им не хватает в полностью заполненной внешней оболочки, превращаются в отрицательно двухвалентные ионы: S 0 + 2е = S 2. Но Сера — менее активный окислитель, чем кислород, поскольку его валентные электроны отдаленные от ядра атома и слабее с ним связаны, чем валентные электроны атомов кислорода. В отличие от кислорода Сера может проявлять свойства и восстановителя: S 0 — 6e = S 6+ или S 0 — 4e = S 4+. Восстановительные свойства серы проявляются при взаимодействии с сильнее него окислителем, то есть с веществами, атомы которых имеют большее сродство к электрону.
Серы может непосредственно реагировать почти со всеми металлами (за исключением благородных), но преимущественно при нагревании. Так, если смесь порошков серы и железа нагреть хоть в одном месте, чтобы началась реакция, то дальше вся смесь сама собой раскалится (за счет теплоты реакции) и превратится в черную хрупкую вещество — моносульфид железа:
Fe + S = FeS
Смесь порошков серы и цинка при поджога реагирует очень бурно, со вспышкой. Вследствие реакции образуется сульфид цинка:
Zn + S = ZnS
С ртутью сера реагирует даже при обычной температуре. Так, при растирании ртути с порошком серы возникает черное вещество — сульфид ртути:
Hg + S = HgS
При высокой температуре сера реагирует также с водородом с образованием сероводорода:
H 2 + S = H 2 S.
При взаимодействии с металлами и водородом сера играет роль окислителя, а сама восстанавливается до ионов S 2- Поэтому во всех сульфидах сера негативно двухвалентное. Сера сравнительно легко реагирует и с кислородом. Так, подожжена сера горит на воздухе с образованием диоксида серы SO 2 (сульфитного ангидрида) и в очень незначительном количестве триоксида серы SO 3 (сульфатного ангидрида).
- S + O 2 = SO 2
- 2S + 3O 2 = 2SO 3
При этом окислителем является кислород, а серу — восстановителем. В первой реакции атом серы теряет четыре, а во второй — шесть валентных электронов, в результате чего Сера в составе SO 2 положительно четырёхвалентен, а в SO 3 — положительно шестивалентный.
Получение
Серу получают из самородных руд, а также в виде побочного продукта при переработке полиметаллических руд, из сульфатов при их комплексной переработке, из природных газов и горючих ископаемых при их очистке. Доля серы получена из сероводорода возрастает. Для отделения серы от посторонних примесей ее выплавляют в автоклавах. Автоклавы — это железные цилиндры, в которые загружают руду и нагревают перегретым водяным паром до 150 ° С под давлением 6 атм.. Расплавленное сера стекает вниз, а пустая порода остается. Выплавленная из руды сера еще содержит определенное количество примесей.
Вполне чистую серу получают перегонкой в специальных печах, соединенных с большими камерами. Пары серы в холодной камере сразу переходят в твердое состояние и оседают на стенках в виде очень тонкого порошка светло-желтого цвета. Когда же камера нагревается до 120 ° С, то пары серы превращаются в жидкость. Расплавленную серу разливают в деревянные цилиндрические формы, где она и застывает. Такую серу называют Черенкова.
Применение
Сера широко применяется в различных отраслях народного хозяйства, в основном в химической промышленности для производства серной кислоты H 2 SO 4 (почти половина серы, добываемой в мире), сероуглерода CS 2, некоторых красителей, и других химических продуктов. Значительные количества серы потребляет резиновая промышленность для вулканизации каучука, то есть для преобразования каучука в резину.
Серу используют в химической промышленности при производстве фосфорной, соляной и других кислот, в резиновой промышленности, производстве красителей, дымного пороха и тому подобное. Самородную серу используют в сельском хозяйстве (инсектициды, микроудобрения, как дезинфицирующее средство в животноводстве).
Техническая сера, применяется для производства серной кислоты, должна содержать не менее 95% серы, мышьяка и Селена не должно быть совсем, а содержание органических веществ не должно превышать 1%. Производство искусственного волокна (вискозы) в химической промышленности является другим потребителем серы. В сельском хозяйстве серу применяют как средство борьбы с вредителями, частично в качестве удобрения, для дезинфекции при лечении животных. В бумажном производстве серу в виде SО2 используют при обработке древесной массы (бисульфатний метод). Сера используется при вулканизации резины, в стеклянной, кожевенной промышленности. Незначительные количества серы высокой чистоты используются в химико-фармацевтической промышленности. Серу используют также для производства ультрамарина. Текстильная, пищевая, крахмальная и паточная отрасли промышленности применяют серу или ее соединения для отбеливания и осветления, при консервировании фруктов, в холодильном деле.
Серу используют также в спичечном производстве, в пиротехнике, в производстве черного пороха и тому подобное. В медицине сера идет для изготовления серной мази при лечении кожных болезней. В сельском хозяйстве сернистый цвет применяют для борьбы с вредителями хлопчатника и виноградной лозы.
Воздействие на человека
Серный пыль раздражает органы дыхания, слизистые оболочки. ПДК — 2 мг / м. куб.
Сера – элемент 3‑го периода и VIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 16, относится к халькогенам. Электронная формула атома [ 10 Ne]3s 2 3p 4 , характерные степени окисления 0, ‑II, +IV и +VI, состояние S VI считается устойчивым.
Шкала степеней окисления серы:
Электроотрицательность серы равна 2,60, для нее характерны неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных анионов, образует кислородсодержащие кислоты и их соли, бинарные соединения.
В природе – пятнадцатый по химической распространенности элемент (седьмой среди неметаллов). Встречается в свободном (самородном) и связанном виде. Жизненно важный элемент для высших организмов.
Сера S. Простое вещество. Желтая кристаллическая (α‑ромбическая и β‑моноклинная,
при 95,5 °C) или аморфная (пластическая). В узлах кристаллической решетки находятся молекулы S 8 (неплоские циклы типа «корона»), аморфная сера состоит из цепей S n . Низкоплавкое вещество, вязкость жидкости проходит через максимум при 200 °C (разрыв молекул S 8 , переплетение цепей S n). В паре – молекулы S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При 1500 °C появляется одноатомная сера (в химических уравнениях для простоты любая сера изображается как S).
Сера не растворяется в воде и при обычных условиях не реагирует с ней, хорошо растворима в сероуглероде CS 2 .
Сера, особенно порошкообразная, обладает высокой активностью при нагревании. Реагирует как окислитель с металлами и неметаллами:
а как восстановитель – с фтором, кислородом и кислотами (при кипячении):
Сера подвергается дисмутации в растворах щелочей:
3S 0 + 6КОН (конц.) = 2K 2 S ‑II + K 2 S IV O 3 + 3H 2 O
При высокой температуре (400 °C) сера вытесняет иод из иодоводорода:
S + 2НI (г) = I 2 + H 2 S,
но в растворе реакция идет в обратную сторону:
I 2 + H 2 S (p) = 2 HI + S↓
Получение : в промышленности выплавляется из природных залежей самородной серы (с помощью водяного пара), выделяется при десульфурации продуктов газификации угля.
Сера применяется для синтеза сероуглерода, серной кислоты, сернистых (кубовых) красителей, при вулканизации каучука, как средство защиты растений от мучнистой росы, для лечения кожных заболеваний.
Сероводород H 2 S. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с удушающим запахом, тяжелее воздуха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [::S(H) 2 ]
(sp 3 ‑гибридизация, валетный угол Н – S–Н далек от тетраэдрического). Неустойчив при нагревании выше 400 °C. Малорастворим в воде (2,6 л/1 л Н 2 O при 20 °C), насыщенный раствор децимолярный (0,1М, «сероводородная вода»). Очень слабая кислота в растворе, практически не диссоциирует по второй стадии до ионов S 2‑ (максимальная концентрация S 2‑ равна 1 10 ‑13 моль/л). При стоянии на воздухе раствор мутнеет (ингибитор – сахароза). Нейтрализуется щелочами, не полностью – гидратом аммиака. Сильный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Сульфидирующий агент, осаждает из раствора разноокрашенные сульфиды с очень малой растворимостью.
Качественные реакции – осаждение сульфидов, а также неполное сгорание H 2 S с образованием желтого налета серы на внесенном в пламя холодном предмете (фарфоровый шпатель). Побочный продукт очистки нефти, природного и коксового газа.
Применяется в производстве серы, неорганических и органических серосодержащих соединений как аналитический реагент. Чрезвычайно ядовит. Уравнения важнейших реакций:
Получение : в промышленности – прямым синтезом:
Н 2 + S = H 2 S (150–200 °C)
или при нагревании серы с парафином;
в лаборатории – вытеснением из сульфидов сильными кислотами
FeS + 2НCl (конц.) = FeCl 2 + H 2 S
или полным гидролизом бинарных соединений:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S
Сульфид натрия Na 2 S. Бескислородная соль. Белый, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида). Типичный восстановитель. Присоединяет серу. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции на ион S 2‑ – осаждение разноокрашенных сульфидов металлов, из которых MnS, FeS, ZnS разлагаются в НCl (разб.).
Применяется в производстве сернистых красителей и целлюлозы, для удаления волосяного покрова шкур при дублении кож, как реагент в аналитической химии.
Уравнения важнейших реакций:
Na 2 S + 2НCl (разб.) = 2NaCl + H 2 S
Na 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = SO 2 + S↓ + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)
Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO + S↓ + 2H 2 O + 2NaNO 3 (60 °C)
Na 2 S + H 2 S (насыщ.) = 2NaHS
Na 2 S (т) + 2O 2 = Na 2 SO 4 (выше 400 °C)
Na 2 S + 4H 2 O 2 (конц.) = Na 2 SO 4 + 4H 2 O
S 2‑ + M 2+ = MnS (телесн.)↓; FeS (черн.)↓; ZnS (бел.)↓
S 2‑ + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)↓
S 2‑ + M 2+ = СdS (желт.)↓; PbS, CuS, HgS (черные)↓
3S 2‑ + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – черн.)↓
3S 2‑ + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S + 2M(OH) 3 ↓ (M = Al, Cr)
Получение в промышленности – прокаливание минерала мирабилит Na 2 SO 4 10Н 2 O в присутствии восстановителей:
Na 2 SO 4 + 4Н 2 = Na 2 S + 4Н 2 O (500 °C, кат. Fe 2 O 3)
Na 2 SO 4 + 4С (кокс) = Na 2 S + 4СО (800–1000 °C)
Na 2 SO 4 + 4СО = Na 2 S + 4СO 2 (600–700 °C)
Сульфид алюминия Al 2 S 3 . Бескислородная соль. Белый, связь Al – S преимущественно ковалентная. Плавится без разложения под избыточным давлением N 2 , легко возгоняется. Окисляется на воздухе при прокаливании. Полностью гидролизуется водой, не осаждается из раствора. Разлагается сильными кислотами. Применяется как твердый источник чистого сероводорода. Уравнения важнейших реакций:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(ОН) 3 ↓ + 3H 2 S (чистый)
Al 2 S 3 + 6НCl (разб.) = 2AlCl 3 + 3H 2 S
Al 2 S 3 + 24HNO 3 (конц.) = Al 2 (SO 4) 3 + 24NO 2 + 12H 2 O (100 °C)
2Al 2 S 3 + 9O 2 (воздух) = 2Al 2 O 3 + 6SO 2 (700–800 °C)
Получение : взаимодействие алюминия с расплавленной серой в отсутствие кислорода и влаги:
2Al + 3S = AL 2 S 3 (150–200 °C)
Сульфид железа (II) FeS. Бескислородная соль. Черно‑серый с зеленым оттенком, тугоплавкий, разлагается при нагревании в вакууме. Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха. Нерастворим в воде. Не выпадает в осадок при насыщении растворов солей железа(II) сероводородом. Разлагается кислотами. Применяется как сырье в производстве чугуна, твердый источник сероводорода.
Соединение железа(III) состава Fe 2 S 3 не известно (не получено).
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + S = FeS (600 °C)
Fe 2 O 3 + H 2 + 2H 2 S = 9FeS + 3H 2 O (700‑1000 °C)
FeCl 2 + 2NH 4 HS (изб.) = FeS ↓ + 2NH 4 Cl + H 2 S
Дисульфид железа FeS 2 . Бинарное соединение. Имеет ионное строение Fe 2+ (–S – S–) 2‑ . Темно‑желтый, термически устойчивый, при прокаливании разлагается. Нерастворим в воде, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами. Разлагается кислотами‑окислителями, подвергается обжигу на воздухе. Применяется как сырье в производстве чугуна, серы и серной кислоты, катализатор в органическом синтезе. В природе – рудные минералы пирит и марказит.
Уравнения важнейших реакций:
FeS 2 = FeS + S (выше 1170 °C, вакуум)
2FeS 2 + 14H 2 SO 4 (конц., гор.) = Fe 2 (SO 4) 3 + 15SO 2 + 14Н 2 O
FeS 2 + 18HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)
Гидросульфид аммония NH 4 HS. Бескислородная кислая соль. Белый, плавится под избыточным давлением. Весьма летучий, термически неустойчивый. На воздухе окисляется. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по катиону и аниону (преобладает), создает щелочную среду. Раствор желтеет на воздухе. Разлагается кислотами, в насыщенном растворе присоединяет серу. Щелочами не нейтрализуется, средняя соль (NH 4) 2 S не существует в растворе (условия получения средней соли см. в рубрике «H 2 S»). Применяется в качестве компонента фотопроявителей, как аналитический реагент (осадитель сульфидов).
Уравнения важнейших реакций:
NH 4 HS = NH 3 + H 2 S (выше 20 °C)
NH 4 HS + НCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 S
NH 4 HS + 3HNO 3 (конц.) = S↓ + 2NO 2 + NH 4 NO 3 + 2H 2 O
2NH 4 HS (насыщ. H 2 S) + 2CuSO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + H 2 SO 4 + 2CuS↓
Получение : насыщение концентрированного раствора NH 3 сероводородом:
NH 3 Н 2 O (конц.) + H 2 S (г) = NH 4 HS + Н 2 O
В аналитической химии раствор, содержащий равные количества NH 4 HS и NH 3 Н 2 O, условно считают раствором (NH 4) 2 S и используют формулу средней соли в записи уравнений реакций, хотя сульфид аммония полностью гидролизуется в воде до NH 4 HS и NH 3 Н 2 O.
Диоксид серы. Сульфиты
Диоксид серы SO 2 . Кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет строение незавершенного треугольника [: S(O) 2 ] (sр 2 ‑гибридизация), содержит σ,π‑связи S=O. Легко сжижается, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (~40 л/1 л Н 2 O при 20 °C). Образует полигидрат, обладающий свойствами слабой кислоты, продукты диссоциации – ионы HSO 3 ‑ и SO 3 2‑ . Ион HSO 3 ‑ имеет две таутомерные формы – симметричную (некислотную) со строением тетраэдра (sр 3 ‑гибридизация), которая преобладает в смеси, и несимметричную (кислотную) со строением незавершенного тетраэдра [: S(O) 2 (OH)] (sр 3 ‑гибридизация). Ион SO 3 2‑ также тетраэдрический [: S(O) 3 ].
Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель, слабый окислитель.
Качественная реакция – обесцвечивание желто‑коричневой «йодной воды». Промежуточный продукт в производстве сульфитов и серной кислоты.
Применяется для отбеливания шерсти, шелка и соломы, консервирования и хранения фруктов, как дезинфицирующее средство, антиоксидант, хладагент. Ядовит.
Соединение состава H 2 SO 3 (сернистая кислота) не известно (не существует).
Уравнения важнейших реакций:
Растворение в воде и кислотные свойства:
Получение : в промышленности – сжигание серы в воздухе, обогащенном кислородом, и, в меньшей степени, обжиг сульфидных руд (SO 2 – попутный газ при обжиге пирита):
S + O 2 = SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 (800 °C, обжиг)
в лаборатории – вытеснение серной кислотой из сульфитов:
BaSO 3(т) + H 2 SO 4 (конц.) = BaSO 4 ↓ + SO 2 + Н 2 O
Сульфит натрия Na 2 SO 3 . Оксосоль. Белый. При нагревании на воздухе разлагается без плавления, плавится под избыточным давлением аргона. Во влажном состоянии и в растворе чувствителен к кислороду воздуха. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону. Разлагается кислотами. Типичный восстановитель.
Качественная реакция на ион SO 3 2‑ – образование белого осадка сульфита бария, который переводится в раствор сильными кислотами (НCl, HNO 3).
Применяется как реактив в аналитической химии, компонент фотографических растворов, нейтрализатор хлора при отбеливании тканей.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Na 2 CO 3 (конц.) + SO 2 = Na 2 SO 3 + CO 2
Серная кислота. Сульфаты
Серная кислота H 2 SO 4 . Оксокислота. Бесцветная жидкость, очень вязкая (маслообразная), весьма гигроскопичная. Молекула имеет искаженно‑тетраэдрическое строение (sр 3 ‑гибридизация), содержит ковалентные σ‑связи S – ОН и σπ‑связи S=O. Ион SO 4 2‑ имеет правильно‑тетраэдрическое строение . Обладает широким температурным интервалом жидкого состояния (~300 градусов). При нагревании выше 296 °C частично разлагается. Перегоняется в виде азеотропной смеси с водой (массовая доля кислоты 98,3 %, температура кипения 296–340 °C), при более сильном нагревании разлагается полностью. Неограниченно смешивается с водой (с сильным экзо ‑эффектом). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Переводит металлы в сульфаты (при избытке концентрированной кислоты в обычных условиях образуются растворимые гидросульфаты), но металлы Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb пассивируются в концентрированной кислоте и не реагируют с ней. Реагирует с основными оксидами и гидроксидами, разлагает соли слабых кислот. Слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I), сильный – в концентрированном растворе (за счет S VI). Хорошо растворяет SO 3 и реагирует с ним (образуется тяжелая маслообразная жидкость – олеум, содержит H 2 S 2 O 7).
Качественная реакция на ион SO 4 2‑ – осаждение белого сульфата бария BaSO 4 (осадок не переводится в раствор соляной и азотной кислотами, в отличие от белого осадка BaSO 3).
Применяется в производстве сульфатов и других соединений серы, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, красителей и лекарственных препаратов, в органическом синтезе, для «вскрытия» (первого этапа переработки) промышленно важных руд и минералов, при очистке нефтепродуктов, электролизе воды, как электролит свинцовых аккумуляторов. Ядовита, вызывает ожоги кожи. Уравнения важнейших реакций:
Получение в промышленности :
а) синтез SO 2 из серы, сульфидных руд, сероводорода и сульфатных руд:
S + O 2 (воздух) = SO 2 (280–360 °C)
4FeS 2 + 11O 2 (воздух) = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 (800 °C, обжиг)
2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 + 2Н 2 O (250–300 °C)
CaSO 4 + С (кокс) = СаО + SO 2 + СО (1300–1500 °C)
б) конверсия SO 2 в SO 3 в контактном аппарате:
в) синтез концентрированной и безводной серной кислоты:
Н 2 O (разб. H 2 SO 4) + SO 3 =H 2 SO 4 (конц., безводн.)
(поглощение SO 3 чистой водой с получением H 2 SO 4 не проводится из‑за сильного разогревания смеси и обратного разложения H 2 SO 4 , см. выше);
г) синтез олеума – смеси безводной H 2 SO 4 , дисерной кислоты H 2 S 2 O 7 и избыточного SO 3 . Растворенный SO 3 гарантирует безводность олеума (при попадании воды тут же образуется H 2 SO 4), что позволяет безопасно перевозить его в стальных цистернах.
Сульфат натрия Na 2 SO 4 . Оксосоль. Белый, гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Образует кристаллогидрат (минерал мирабилит), легко теряющий воду; техническое название глауберова соль. Хорошо растворим в воде, не гидролизуется. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.), SO 3 . Восстанавливается водородом, коксом при нагревании. Вступает в реакции ионного обмена.
Применяется в производстве стекла, целлюлозы и минеральных красок, как лекарственное средство. Содержится в рапе соляных озер, в частности в заливе Кара‑Богаз‑Гол Каспийского моря.
Уравнения важнейших реакций:
Гидросульфат калия KHSO 4 . Кислая оксосоль. Белый, гигроскопичный, но кристаллогидратов не образует. При нагревании плавится и разлагается. Хорошо растворим в воде, в растворе анион подвергается диссоциации, среда раствора сильнокислотная. Нейтрализуется щелочами.
Применяется как компонент флюсов в металлургии, составная часть минеральных удобрений.
Уравнения важнейших реакций:
2KHSO 4 = K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (до 240 °C)
2KHSO 4 = K 2 S 2 O 7 + Н 2 O (320–340 °C)
KHSO 4 (разб.) + КОН (конц.) = K 2 SO 4 + Н 2 O KHSO 4 + КCl = K 2 SO 4 + НCl (450–700 °C)
6KHSO 4 + М 2 O 3 = 2KM(SO 4) 2 + 2K 2 SO 4 + 3H 2 O (350–500 °C, M = Al, Cr)
Получение : обработка сульфата калия концентрированной (более чем 6O%‑ной) серной кислотой на холоду:
K 2 SO 4 + H 2 SO 4 (конц.) = 2KHSO 4
Сульфат кальция CaSO 4 . Оксосоль. Белый, весьма гигроскопичный, тугоплавкий, при прокаливании разлагается. Природный CaSO 4 встречается в виде очень распространенного минерала гипс CaSO 4 2Н 2 O. При 130 °C гипс теряет часть воды и переходит в жжёный (штукатурный) гипс 2CaSO 4 Н 2 O (техническое название алебастр). Полностью обезвоженный (200 °C) гипс отвечает минералу ангидрит CaSO 4 . Малорастворим в воде (0,206 г/100 г Н 2 O при 20 °C), растворимость уменьшается при нагревании. Реагирует с H 2 SO 4 (конц.). Восстанавливается коксом при сплавлении. Определяет большую часть «постоянной» жесткости пресной воды (подробнее см. 9.2).
Уравнения важнейших реакций: 100–128 °C
Применяется как сырье в производстве SO 2 , H 2 SO 4 и (NH 4) 2 SO 4 , как флюс в металлургии, наполнитель бумаги. Приготовленный из жженого гипса вяжущий строительный раствор «схватывается» быстрее, чем смесь на основе Са(ОН) 2 . Затвердевание обеспечивается связыванием воды, образованием гипса в виде каменной массы. Используется жженый гипс для изготовления гипсовых слепков, архитектурно‑декоративных форм и изделий, перегородочных плит и панелей, каменных полов.
Сульфат алюминия‑калия KAl(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Белый, гигроскопичный. При сильном нагревании разлагается. Образует кристаллогидрат – алюжокалиевые квасцы. Умеренно растворим в воде, гидролизуется по катиону алюминия. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака.
Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, коагулянт при очистке пресной воды, компонент составов для проклеивания бумаги, наружное кровоостанавливающее средство в медицине и косметологии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов алюминия и калия.
Уравнения важнейших реакций:
Сульфат хрома(III) – калия KCr(SO 4) 2 . Двойная оксосоль. Красный (гидрат темно‑фиолетовый, техническое название хрожокалиевые квасцы). При нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в воде (серо‑синяя окраска раствора отвечает аквакомплексу 3+), гидролизуется по катиону хрома(III). Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый окислитель и восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена.
Качественные реакции на ион Cr 3+ – восстановление до Cr 2+ или окисление до желтого CrO 4 2‑ .
Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, реактив в фотографии. Образуется при совместной кристаллизации сульфатов хрома(III) и калия. Уравнения важнейших реакций:
Сульфат марганца (II) MnSO 4 . Оксосоль. Белый, при прокаливании плавится и разлагается. Кристаллогидрат MnSO 4 5Н 2 O – красно‑розовый, техническое название марганцевый купорос. Хорошо растворим в воде, светло‑розовая (почти бесцветная) окраска раствора отвечает аквакомплексу 2+ ; гидролизуется по катиону. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Слабый восстановитель, реагирует с типичными (сильными) окислителями.
Качественные реакции на ион Mn 2+ – конмутация с ионом MnO 4 и исчезновение фиолетовой окраски последнего, окисление Mn 2+ до MnO 4 и появление фиолетовой окраски.
Применяется для получения Mn, MnO 2 и других соединений марганца, как микроудобрение и аналитический реагент.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
2MnO 2 + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2MnSO 4 + O 2 + 2H 2 O (100 °C)
Сульфат железа (II) FeSO 4 . Оксосоль. Белый (гидрат светло‑зеленый, техническое название железный купорос), гигроскопичный. Разлагается при нагревании. Хорошо растворим в воде, в малой степени гидролизуется по катиону. Быстро окисляется в растворе кислородом воздуха (раствор желтеет и мутнеет). Реагирует с кислотами‑окислителями, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель.
Применяется как компонент минеральных красок, электролитов в гальванотехнике, консервант древесины, фунгицид, лекарственное средство против анемии. В лаборатории чаще берется в виде двойной соли Fe(NH 4) 2 (SO 4) 2 6Н 2 O (соль Мора), более устойчивой к действию воздуха.
Уравнения важнейших реакций:
Получение:
Fe + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + H 2
FeCO 3 + H 2 SO 4 (разб.) = FeSO 4 + CO 2 + H 2 O
7.4. Неметаллы VA‑группы
Азот. Аммиак
Азот – элемент 2‑го периода и VA‑группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0, ‑III, +III и +V, реже +II, +IV и др.; состояние N v считается относительно устойчивым.
Шкала степеней окисления азота:
Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и О. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства. Образует различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а также катион аммония NH 4 + и его соли.
В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Азот N 2 . Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой σππ‑связью N ≡ N, этим объясняется химическая инертность азота при обычных условиях. Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).
Главная составная часть воздуха: 78,09 % по объему, 75,52 % по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше кислорода O 2 . Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л Н 2 O при 20 °C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.
При комнатной температуре N 2 реагирует только с литием (во влажной атмосфере), образуя нитрид лития Li 3 N, нитриды других элементов синтезируют при сильном нагревании:
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2 (800 °C)
В электрическом разряде N 2 реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:
Обратимая реакция получения аммиака протекает при 500 °C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe/F 2 O 3 /FeO, в лаборатории Pt):
В соответствии с принципом Ле‑Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450–500 °C, достигая 15 %‑ного выхода аммиака. Непрореагировавшие N 2 и Н 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.
Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.
Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2С (кокс) + O 2 = 2СО при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий также примеси благородных газов (главным образом аргон).
В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:
N ‑III H 4 N III O 2(т) = N 2 0 + 2H 2 O (60–70 °C)
NH 4 Cl (p) + KNO 2(p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100 °C)
Применяется для синтеза аммиака, азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.
Аммиак NH 3 . Бинарное соединение, степень окисления азота равна – III. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3)] (sр 3 ‑гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорной пары электронов на sр 3 ‑гибридной орбитали обусловливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 + . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л Н 2 O при 20 °C); доля в насыщенном растворе равна = 34 % по массе и = 99 % по объему, рН = 11,8.
Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Crорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N ‑III) и окислительные (за счет Н I) свойства. Осушается только оксидом кальция.
Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO 3) 2 .
Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:
Получение : в лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью (NaOH + СаО):
или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак синтезируют из азота (см.) с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.
Гидрат аммиака NH 3 Н 2 O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и Н 2 O, связанные слабой водородной связью H 3 N… НОН. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 ‑ и анион ОН ‑). Катион аммония имеет правильно‑тетраэдрическое строение (sp 3 ‑гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N III) в концентрированном растворе. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.
Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным НCl.
Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 Н 2 O и лишь 0,4 % ионов NH 4 + и ОН ‑ (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате. Уравнения важнейших реакций:
NH 3 Н 2 O (конц.) = NH 3 + Н 2 O (кипячение с NaOH)
NH 3 Н 2 O + НCl (разб.) = NH 4 Cl + Н 2 O
3(NH 3 Н 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl
8(NH 3 Н 2 O) (конц.) + ЗBr 2(р) = N 2 + 6NH 4 Br + 8Н 2 O (40–50 °C)
2(NH 3 Н 2 O) (конц.) + 2КMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4Н 2 O + 2КОН
4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 Н 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4Н 2 O
6(NH 3 Н 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6Н 2 O
Разбавленный раствор аммиака (3–10 %‑ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5–25 %‑ный) – аммиачной водой (выпускается промышленностью).
Похожая информация.
Строение и свойства атомов . Атомы серы, как и атомы кислорода и всех остальных элементов главной подгруппы VI группы Периодической системы Д. И. Менделеева, содержат на внешнем энергетическом уровне шесть электронов, из которых два электрона неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют более выраженные восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления +2, +4, +6.
По отношению к менее электроотрицательным элементам (водороду, металлам) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2.
Сера - простое вещество . Для серы, как и для кислорода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или линейным строением молекул различного состава.
Наиболее устойчива модификация, известная под названием ромбической серы, состоящая из молекул S 8 (рис. 116). Её кристаллы имеют вид октаэдров со срезанными углами. Они окрашены в лимонно-жёлтый цвет и полупрозрачны, температура плавления 112,8 °С. В эту модификацию при комнатной температуре превращаются все другие модификации.
Рис. 116.
Модель молекулы ромбической серы
Известно, например, что при кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера (игольчатые кристаллы, температура плавления 119,3 °С), которая затем переходит в ромбическую (рис. 117). При нагревании кусочков серы в пробирке она плавится, превращаясь в жидкость жёлтого цвета. При температуре около 160 °С жидкая сера начинает темнеть и становится настолько густой и вязкой, что даже не выливается из пробирки, однако при дальнейшем нагревании превращается в легкоподвижную жидкость, но сохраняет прежний тёмно-коричневый цвет. Если её вылить в холодную воду, она застывает в виде прозрачной резинообразной массы. Это пластическая сера. Её можно получить и в виде нитей. Однако через несколько дней она также превращается в ромбическую серу.
Рис. 117.
Взаимопревращения аллотропных модификаций серы
Сера не растворяется в воде. Кристаллы серы в воде тонут, а вот порошок плавает на поверхности воды, так как мелкие кристаллики серы водой не смачиваются и поддерживаются на плаву мелкими пузырьками воздуха. Это процесс флотации. Сера малорастворима в этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворяется в сероуглероде.
При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щёлочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром, например:
Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания разлитой ртути, например из разбитого термометра. Видимые капли ртути можно собрать на лист бумаги или на медную пластинку. Ртуть, которая попала в щели, нужно засыпать порошком серы. Такой процесс называют демеркуризацией.
При нагревании сера реагирует и с другими металлами (Zn, Al, Fe). Только золото не взаимодействует с ней ни при каких условиях.
Окислительные свойства сера проявляет и с водородом, с которым реагирует при нагревании:
Н 2 + S = H 2 S.
Из неметаллов с серой не реагируют только азот и иод, а также благородные газы.
Сера горит синеватым пламенем, при этом образуется оксид серы (IV):
S + O 2 = SO 2 .
Это соединение широко известно под названием сернистый газ.
Лабораторный опыт № 28
Горение серы на воздухе и в кислороде
В природе сера встречается в трёх формах: самородная, сульфидная и сульфатная (рис. 118, табл. 8).
Рис. 118.
Сера в природе:
1 - самородная сера; 2 - пирит; 3 - цинковая обманка; 4 - гипс; 5 - глауберова соль
Таблица 8
Сера в природе
Сера - жизненно важный химический элемент. Она входит в состав белков - одних из основных химических компонентов клеток всех живых организмов. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме этого, сера является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (например, инсулина).
Сера участвует в окислительно-восстановительных процессах организма. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей и выпадение волос.
Серой богаты бобовые растения (горох, чечевица), овсяные хлопья, яйца.
Применение серы . Сера была известна людям с глубокой древности. Своё название она получила от санскритского слова сира, что значит «светло-жёлтый». Сера применялась в Древнем Египте уже за две тысячи лет до нашей эры для приготовления красок, беления тканей и изготовления косметических средств. В Древнем Риме серу применяли для лечения кожных болезней, а в Древней Греции её сжигали в целях дезинфекции вещей и воздуха в помещениях.
В Средние века у алхимиков сера была выражением одного из «основных начал природы» и обязательной составной частью «философского камня».
Если вы читали знаменитый роман А. Дюма «Граф Монте-Кристо», то сможете назвать области применения серы, известные с древнейших времён. Герой романа аббат Фариа притворился, что у него кожная болезнь, и ему для её лечения дали серу, которую предприимчивый аббат использовал для изготовления пороха.
Серу используют в производстве спичек и бумаги, резины и красок, взрывчатых веществ и лекарств, косметических препаратов. В сельском хозяйстве её применяют для борьбы с возбудителями грибных и бактериальных болезней, вредителями растений (рис. 119).
Рис. 119.
Применение серы:
1 - изготовление мазей; 2 - производство спичек; 3 - производство взрывчатых веществ; 4 - производство серной кислоты; 5 - целлюлозно-бумажная промышленность; 6 - в сельском хозяйстве для обеззараживания помещений; 7 - получение резины
Однако основной потребитель серы - химическая промышленность. Около половины добываемой в мире серы идёт на производство серной кислоты.
Новые слова и понятия
- Строение атомов серы и степени окисления серы.
- Аллотропия серы: ромбическая, моноклинная и пластическая сера.
- Химические свойства серы: взаимодействие с металлами, кислородом, водородом. Демеркуризация.
- Сера в природе: самородная, сульфидная и сульфатная сера.
- Биологическое значение серы.
- Применение серы.
