Сера, соединения серы

или Сера (S), химический элемент VI группы периодической системы элементов , атомов вес 32,064; неметалл; желтая кристаллическая субстанция. Выступает в природе в самородном состоянии и в виде сульфидов тяжелых металлов (пирита и др.).. Серу применяют преимущественно в химической промышленности для производства серной кислоты , синтетического волокна, сернистых красителей, дымного пороха, в резиновой промышленности, также в сельском хозяйстве, фармацевтике и т.д..

1. Распространение в природе

Сера - достаточно распространенный элемент, на нее приходится около 0,1% массы земной коры. В природе она встречается как в свободном состоянии - так называемая самородная сера , но значительно чаще сера встречается в связанном виде, т.е. 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 подобное. В небольших количествах сера содержится в каменном угле и нефти, а также во всех растительных и животных организмах, поскольку она входит в состав белков.

1.1. Месторождения самородной серы

Сера самородная

Сера самородная

Месторождения самородной серы является в Украине (Роздольское и другие в Львовской области), в Туркмении (пустыня Каракумы), Поволжье (Куйбышевская область) и в других районах. В Украине месторождения самородной серы впервые открыто на Керчинской полуострове (Чекура-Кояцьке месторождение), его эксплуатацию начато (в 1930-х pp. годовая добыча 600 - 700 т), прекращено 1941 через почти полное исчерпание сырья. В 1950-х pp. было открыто Предкарпатский сероносным бассейн, самый богатый в Восточной Европе, один из богатейших в мире. В пределах Украины (он залегает также на территории Польши и Румынии бассейн простирается до 300 км в длину и 40 - 50 км в ширину. Залежи серы залегают в слоях миоцена на глубине от 20 - 30 до 300 - 500 м, большинство их можно добывать открытым способом. Существует около 20 месторождений серы: крупнейшие из них: Роздольское (на его базе с 1958 работает мощный горно-химический комбинат), Немировское, Вязивский (на его базе действует Яворивский горно-химический комбинат), Любенск, Сорокивське. Гуменецкая, Жидачевское, Подорожнянське, Товмацкого. Содержание серы в серной руде колеблется от 14 до 27%. На Раздольского комбинате применяется автоклавовий витоп серы, на Яворивском - подземный.

См.. также

2. История

Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию.

3. Физические свойства

Кристаллы серы.

Кристаллы серы.

Сера - кристаллическое вещество желтого цвета. Она очень хрупкая и легко растирается в мельчайших порошок. Встречается в трех аллотропных формах: две кристаллические (ромбическая и моноклинная , по способу соединения атомов в кристалле) и аморфная . Электрического тока и тепла почти не проводит. Плавится при 112,8 ? С, кипит при 444,6 ? С. Пары серы при быстром охлаждении переходят в твердое состояние в виде очень тонкого порошка (серной цвета), минуя жидкое состояние. В воде сера не растворяется и не смачивается водой, но в бензоле C 6 H 6 и особенно в сероуглероде CS 2 растворяется хорошо.

4. Химические свойства

Сера относится к главной подгруппы шестой группы периодической системы Менделеева. Порядковый номер ее 16. Имея в наружном слое шесть электронов: (+ 16), 2,8,6 - атомы серы проявляют свойства окислителя и, присоединяя от атомов Других элементов два недостающие им электроны, превращаются в отрицательно двухвалентные ионы: S 0 + 2е = S 2 -. Но сера - менее активный окислитель, чем кислород, поскольку его валентные электроны более удаленные от ядра атома и слабо с ним связанные, 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 ее с сильным от нее окислителем, т.е. с веществами, атомы которых имеют большую силу к приобщению электронов.

Сера может непосредственно реагировать почти со всеми металлами (кроме 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 накалится (за счет теплоты реакции) и превратится в черную хрупкое вещество - моносульфид железа:

• Fe + S = FeS

Смесь порошков серы и цинка при поджог реагирует очень бурно, со вспышкой. В результате 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, подожжено 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 сера - восстановителем. В первой реакции атом серы теряет четыре, а во второй - шесть валентных электронов, вследствие чего сера в соединении SO 2 положительно четырехвалентный, а в SO 3 - положительно ШЕСТИВАЛЕНТНАЯ.

5. Получение и применение

Элементарную серу получают обычно из природного самородной серы. Для отделения серы от посторонних примесей ее выплавляют в автоклавах . Автоклавы - это железные цилиндры, в которые загружают руду и нагревают перегретого водяного паром до 150 ? С под давлением 6 атм.. Расплавленная 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 камера нагревается до 120 ? С, то пары серы превращаются в жидкость. Расплавленную серу разливают в деревянные цилиндрические формы, где она и застывает. Такое серу называют черенков.

Сера широко применяется в различных отраслях народного хозяйства, преимущественно в химической промышленности для производства серной кислоты H 2 SO 4, сероуглерода CS 2, некоторых красителей и других химических продуктов. Значительные количества серы потребляет резиновая промышленность для вулканизации каучука, т.е. для превращения каучука в резину. Серу используют также в спичечном производстве, в пиротехнике, в производстве черного пороха и т.д.. 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.

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.

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 + SV

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 V + 3 H 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 ^ + SV + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (до 50 °C)

Na 2 S + 4HNO 3 (конц.) = 2NO^ + SV + 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.)V; FeS (черн.)V; ZnS (бел.)V

S 2- + 2Ag + = Ag 2 S (черн.)V

S 2- + M 2+ = СdS (желт.)V; PbS, CuS, HgS (черные)V

3S 2- + 2Bi 3+ = Bi 2 S 3 (кор. – черн.)V

3S 2- + 6H 2 O + 2M 3+ = 3H 2 S^ + 2M(OH) 3 V (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 V + 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 = 9 FeS + 3H 2 O (700-1000 °C)

FeCl 2 + 2NH 4 HS (изб.) = FeS V + 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^

Гроссе Э., Вайсмантель X.

Химия для любознательных. Основы химии и занимательные опыты.

Пары серы взаимодействуют с раскаленным углем с образованием дисульфида углерода CS 2 (сероуглерода), огнеопасной жидкости с неприятным запахом. Он незаменим при производстве искусственного шелка и штапеля. Сера, которая, как известно, не растворяется в воде и в незначительных количествах растворяется в бензоле, спирте или эфире, прекрасно растворяется в сероуглероде.
Если медленно испарять на часовом стекле раствор небольшого количества серы в сероуглероде, то получим крупные кристаллы так называемой ромбической или α-серы. Но не будем забывать об огнеопасности и ядовитости сероуглерода , поэтому потушим все горелки и поставим часовое стекло под тягу или перед окном.
Другая форма - моноклинная, или β- сера получится, если терпеливо выкристаллизовывать из толуола иглы длиной около 1 см (толуол также огнеопасен! ). Как известно, в природе сера часто встречается в соединениях с металлами в форме сульфидов металлов. Широко используемый в лабораториях сульфид железа FeS представляет собой голубовато-черную массу. Мы получим его, если смешаем 20 г чистого порошка железа с 11 г порошка серы (серного цвета) и нагреем на огнеупорной подложке. Будем перемешивать смесь, чтобы она равномерно прокалилась. После охлаждения получим твердый остаток.
Сульфид железа используют для получения сероводорода, который применяют в химическом анализе для осаждения металлов. Поместим в пробирку немного (с горошину) полученного сульфида железа и добавим разбавленной соляной кислоты. Вещества взаимодействуют с бурным выделением газа:

FeS + 2НСl = H 2 S + FeCl 2

Из пробирки доносится неприятный запах тухлых яиц - это улетучивается сероводород . Если его пропустить через воду, то он частично растворится. Образуется слабая кислота, раствор которой часто называют сероводородной водой.
При работе с сероводородом надо соблюдать чрезвычайную осторожность, так как газ почти так же ядовит, как синильная кислота HCN. Он вызывает паралич дыхательных путей и смерть, если концентрация сероводорода в воздухе составляет 1,2-2,8 мг/л. Поэтому опыты с сероводородом следует проводить только на открытом воздухе или под тягой. К счастью, человеческие органы обоняния чувствуют сероводород уже при концентрации его в воздухе 0,0000001 мг/л. Но при длительном вдыхании сероводорода наступает паралич обонятельного нерва, и тут уже нельзя надеяться на наше обоняние.
Химически сероводород обнаруживают с помощью влажной свинцовой реактивной бумаги. Чтобы получить ее, смочим фильтровальную бумагу разбавленным раствором ацетата или нитрата свинца, высушим ее и разрежем на полоски шириной 1 см. (Осторожно! Соли свинца ядовиты! )
Сероводород взаимодействует с ионами свинца, в результате образуется черный сульфид свинца:

Pb 2+ + S 2-- = PbS↓

Другие полоски приготовленной свинцовой реактивной бумаги используем для опытов с природным сероводородом - проверим наличие сероводорода в испорченных продуктах питания (мясе, яйцах) или исследуем воздух над выгребной ямой и в хлеву.
Мы рекомендуем получать сероводород для опытов сухим методом, так как в этом случае поток газа можно легко регулировать и перекрыть в нужное время. Для этой цели расплавим в фарфоровой чашке около 25 г парафина (остатки свечки) и смешаем с расплавом 15 г серного цвета. Затем уберем горелку и будем перемешивать массу до застывания. Если мы рано прекратим перемешивание, то частички серы неравномерно распределятся в застывающем парафине. Твердую массу размельчим и сохраним для дальнейших опытов.
Когда надо получить сероводород, несколько кусочков смеси парафина и серы нагреем в пробирке с газоотводной трубкой до температуры выше 170 °С. При повышении температуры выход газа усиливается, а если убрать горелку - прекращается. В процессе реакции водород парафина взаимодействует с серой, в результате чего образуется сероводород, а в пробирке остается углерод, например: Чтобы рассмотреть окраску выпадающих в осадок сульфидов металлов, пропустим сероводород через растворы различных солей металлов. Сульфиды марганца, цинка, кобальта, никеля и железа выпадут, если в растворе создать щелочную среду (например, добавив гидроксид аммония). В солянокислом растворе выпадают сульфиды свинца, меди, висмута, кадмия, сурьмы и олова. Внесем наши наблюдения в таблицу, которая нам пригодится для дальнейших опытов. Сделав предварительно пробу на гремучий газ, подожжем сероводород, выходящий из оттянутой на конце стеклянной трубки. Сероводород горит с появлением бледного пламени с голубым ореолом:

2H 2 S + 3O 2 = 2Н 2 О + 2SO 2

В результате сгорания возникает оксид серы(IV) - "сернистый газ". Его легко определить по резкому запаху и по покраснению влажной голубой лакмусовой бумажки.
При недостаточном доступе кислорода сероводород окисляется только до серы. Активный уголь каталитически ускоряет этот процесс. Этим способом часто пользуются при тонкой очистке промышленных газов, содержание серы в которых не должно превышать 25 г/м 3:

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

Нетрудно воспроизвести этот процесс. Схема установки изображена на рисунке. Главное заключается в том, чтобы пропустить через активный уголь воздух и сероводород в соотношении 1:3. На угле выделится желтая сера.
Активный уголь можно очистить от серы, промыв его в сероуглероде. В технике для этой щели применяют чаще всего раствор сульфида аммония (NH 4) 2 S.

ДВА МЕТОДА ДЛЯ ОДНОГО ПРОДУКТА

Сера сгорает с появлением бледно-голубого пламени. При этом образуется бесцветный газ с резким запахом - оксид серы(IV) SO 2 . Он ядовит и раздражает дыхательные пути, поэтому мы должны стараться не вдыхать его. Оксид серы(IV) - сернистый газ - чрезвычайно хорошо растворяется в воде, в результате этого образуется сернистая кислота (гидрат диоксида серы):

Н 2 O + SO 2 = SО 2 *H 2 O

Она убивает микробы и обладает отбеливающим действием. На пивоваренных и винодельческих заводах серой окуривают бочки. Сернистым газом отбеливают также корзины из ивовых прутьев, влажную шерсть, солому, хлопок и шелк. Пятна от черники, например, выводятся, если долгое время держать увлажненное загрязненное место в "парах" горящей серы.
Проверим отбеливающее действие сернистой кислоты. Для этого в цилиндр, где некоторое время горели кусочки серы, опустим различные окрашенные предметы (цветы, влажные кусочки ткани, влажную лакмусовую бумагу и т. д.), хорошо закроем цилиндр стеклянной пластинкой и некоторое время подождем.
Тот, кто когда-нибудь изучал атомное строение элементов, знает, что в атоме серы на внешней орбите имеется шесть так называемых валентных электронов. Поэтому сера максимально может быть в соединениях шестивалентной. Этой степени окисления соответствует оксид серы(VI) с формулой SO 3 . Он является ангидридом серной кислоты:

Н 2 О + SO 3 = H 2 SO 4

При сгорании серы в обычных условиях всегда получается оксид серы(IV). А если и образуется некоторое количество оксида серы(VI), то чаще всего он тотчас же разлагается под действием тепла на оксид серы(IV) и кислород:

2SO3 = SO2 + О2

При производстве серной кислоты главной проблемой является превращение SO 2 в SO 3 . Для этой цели сейчас используются два способа: камерный (или улучшенный - башенный) и контактный . Заполним оксидом серы (IV) SO 2 большой сосуд (круглодонную колбу на 500 мл), поместив в него на некоторое время горящие кусочки серы или подведя газ из аппарата, где он образуется. Оксид серы (IV) можно также относительно легко получить, капая концентрированную серную кислоту в концентрированный раствор сульфита натрия Na 2 SO 3 . При этом серная кислота, как более сильная, вытеснит слабую кислоту из ее солей.
Когда колба заполнится газом, закроем ее пробкой с тремя отверстиями. В одно, как показано на рисунке, вставим согнутую под прямым углом стеклянную трубку, соединенную с боковым отводом пробирки, в которой при взаимодействии кусочков меди и азотной кислоты образуется оксид азота(IV):

4HNO 3 + Сu = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O + 2NO 2

Концентрация кислоты должна составлять около 60% (масс.). Внимание! NO 2 - сильный яд! В другое отверстие введем соединенную с пробиркой стеклянную трубку, через которую позже пойдет водяной пар.
В третье отверстие вставим короткий кусок трубки с бунзеновским клапаном - коротким куском резинового шланга с прорезью. Сначала создадим сильный приток в колбу оксида азота.
Но реакция пока не идет. В колбе находится смесь коричневого NO 2 и бесцветного SO 2 .
Как только мы пропустим водяной пар, изменение окраски укажет на то, что реакция началась. Под действием водяного пара оксид азота(IV) окисляет оксид серы(IV) до оксида серы(VI), который тотчас же, взаимодействуя с водяным паром, превращается в серную кислоту:

2NO 2 + 2SO 2 = 2NO + 2SO 3

2NO + O 2 = 2NO 2

На дне колбы соберется бесцветный конденсат, а излишек газа и паров уйдет через бунзеновский клапан. Выльем бесцветную жидкость из колбы в пробирку, проверим кислую реакцию лакмусовой бумажкой и обнаружим сульфат-ионы SO 4 2-- полученной серной кислоты, добавив раствор хлорида бария. Толстый белый осадок сульфата бария укажет нам на успешное проведение опыта.
По этому принципу, но в гораздо большем масштабе, получают серную кислоту в технике. Раньше реакционные камеры были футерованы свинцом, так как он устойчив при воздействии паров серной кислоты. В современных башенных установках применяют реакторы на керамической основе. Но большее количество серной кислоты производят сейчас по контактному способу. При производстве серной кислоты применяют различное сырье. Чистая сера стала применяться в ГДР только недавно. В большинстве случаев на предприятиях получают оксид серы(IV) обжигом сульфидных руд. Во вращающейся трубчатой печи или в многоярусной печи пирит взаимодействует с кислородом воздуха по следующему уравнению:

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

Образующийся оксид железа(III) удаляется из печи в виде окалины и перерабатывается далее на предприятиях по получению чугуна.
Растолчем в ступке несколько кусочков пирита и поместим их в трубку из тугоплавкого стекла, которую закроем пробкой с отверстием. Затем горелкой сильно нагреем трубку, одновременно пропуская через нее воздух с помощью резиновой груши. Для того чтобы осела летучая пыль из обжигового газа, отведем его в пустой стеклянный сосуд, а из него - во вторую тугоплавкую трубку, в которой находится катализатор, нагретый до 400-500 °С.
В технике чаще всего в качестве катализатора используют оксид ванадия(V) V 2 O 5 или ванадат натрия NaVO 3 , а мы для этой цели применим красный оксид железа(III) Fe 2 О 3 . Нанесем мелкоизмельченный оксид железа на стеклянную вату, которую распределим в трубке слоем длиной 5 см. Трубку с катализатором нагреем до начала красного каления. На катализаторе оксид серы(IV) взаимодействует с кислородом воздуха; в результате образуется оксид серы (VI)

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

Который мы различим по его способности образовывать туман во влажном воздухе. Соберем SO 3 в пустой колбе и, сильно встряхивая, смешаем с небольшим количеством воды. Получим серную кислоту - ее наличие докажем, как и в предыдущем способе.
Можно также поместить разделенные стеклянной ватой пирит и катализатор в одну из стеклянных трубок. Можно работать и в пробирке с боковым отводом. Положим на дно пробирки пирит, на него слой стеклянной ваты, а затем стеклянную вату с катализатором. Воздух введем сверху через трубку, которая должна подходить вплотную к катализатору. На боковом отводе укрепим согнутую под углом трубку, которая ведет в пробирку.
Если нет пирита, то в пробирке с боковым отводом получим оксид серы(IV) из сульфита или гидросульфита натрия и серной кислоты, и затем пропустим над катализатором полученный газ вместе с потоком воздуха или кислорода. В качестве катализатора можно применить также оксид хрома(III), который следует прокалить в железном тигле и тонко растолочь в ступке. Для этой же цели можно пропитать раствором сульфата железа(II) глиняный черепок и затем сильно прокалить его. На глине при этом образуется тонкий порошок оксида железа(III). Если сульфидов металлов мало (как, например, в ГДР), то исходными продуктами для получения серной кислоты могут служить ангидрит CaSO 4 и гипс СаSO 4 *2Н 2 О. Метод получения оксида серы (IV) из этих продуктов был разработан Мюллером и Кюне еще 60 лет назад.
Способы получения серной кислоты из ангидрита будут иметь значение и в будущем, так как серная кислота является самым распространенным химическим продуктом. Установки для получения серной кислоты из гипса, производимые в ГДР, известны и ценятся на мировом рынке.
Сульфаты можно разложить, применяя высокую (до 2000 °С) температуру. Мюллер установил, что температуру разложения сульфата кальция можно снизить до 1200 °С, если добавить тонкоизмельченный кокс. Сначала, при 900 °С, кокс восстанавливает сульфат кальция до сульфида, а тот в свою очередь при температуре 1200 °С взаимодействует с неразложившимся сульфатом; при этом образуется оксид серы(IV) и негашеная известь:

CaSO 4 + 3С = CaS + 2СО 2

CaS+ 3CaSO 4 = 4CaO + 4SO 2

Разложить сульфат кальция в лабораторных условиях удастся только при применении соответствующей высокой температуры . Будем работать с аппаратурой, подобной той, какая была использована при обжиге пирита, только трубку для сгорания возьмем фарфоровую или железную. Закроем трубку пробками, обернутыми для теплоизоляции асбестовой тканью. В отверстие в первой пробке вставим капилляр, а во второй - простую стеклянную трубку, которую соединим с промывной склянкой, наполненной наполовину водой или раствором фуксина.
Реакционную смесь приготовим следующим образом. Растолчем и ступке 10 г гипса, 5 г каолина (продается в аптеке под названием "Bolus alba") и 1,5 г активного порошкообразного угля. Смесь высушим, нагревая некоторое время при 200 °С в фарфоровой чашке.
После охлаждения (лучше всего в эксикаторе) внесем смесь в середину трубки для сжигания. При этом обратим внимание на то, чтобы она не заполнила все поперечное сечение трубки. Затем сильно нагреем трубку с помощью двух горелок (одна снизу, вторая наклонно сверху) и, когда трубка накалится, пропустим через всю систему не слишком сильный поток воздуха. Уже через 10 минут, благодаря образованию "сернистой кислоты", раствор фуксина в промывной склянке обесцветится. Выключим водоструйный насос и прекратим нагревание.
Получить высокую температуру мы можем также, если обмотаем как можно плотнее фарфоровую трубку нагревательной спиралью на 750-1000 Вт (см. рисунок). Концы спирали соединим с толстой медной проволокой, которую также многократно обмотаем вокруг трубки, а затем изолируем с помощью фарфоровых бусинок и подведем к штекеру. (Осторожно при работе с напряжением 220 В! ) Естественно, в качестве источника нагрева может пригодиться также стеклодувная горелка или паяльная лампа.
В технике работают со смесью ангидрита, кокса, глины, песка и колчеданного огарка Fe2O3. Червячный транспортер подает смесь в 70-метровую вращающуюся трубчатую печь, где сжигают пылевидный уголь. Температура в концевой части печи, в месте горения, составляет примерно 1400 °С. При этой температуре образующаяся в ходе реакции негашеная известь сплавляется с глиной, песком и колчеданным огарком, в результате получается цементный клинкер. Остывший клинкер размалывают и смешивают с несколькими процентами гипса. Получившийся в результате высококачественный портландцемент поступает в продажу. При тщательном проведении и контроле процесса из 100 т ангидрита (плюс глина, песок, кокс и колчеданный огарок) можно получить около 72 т серной кислоты и 62 т цементного клинкера.
Серную кислоту можно получать также из кизерита (сульфата магния MgSO 4 *H 2 O), который в значительных количествах поставляют соляные копи ГДР.
Для опыта воспользуемся такой же установкой, как и для разложения гипса, но трубку на этот раз возьмем из тугоплавкого стекла. Реакционную смесь получим, прокалив в фарфоровой чаше 5 г сульфата магния, а в железном тигле с крышкой - 0,5 г активного угля, и затем смешав их и растерев в ступке до пылеобразного состояния. Перенесем смесь в фарфоровую лодочку и поместим ее в реакционную трубку.
Белая масса, которая получится в конце опыта в фарфоровой лодочке, состоит из оксида магния. В технике его перерабатывают в цемент Сореля, являющийся основой для производства ксилолита. Получение таких важных для строительной промышленности производных продуктов, как цементный клинкер и ксилолит, делает производство серной кислоты из местного сырья особенно экономичным. Переработка промежуточных и побочных продуктов в ценное сырье или конечные продукты является важным принципом химической промышленности. Смешаем равные части оксида магния и опилок с раствором хлорида магния и слой образовавшейся кашицы толщиной около 1 см нанесем на подложку. Через 24-48 ч масса затвердеет, как камень. Она не горит, ее можно сверлить, пилить и прибивать гвоздями. При строительстве домов ксилолит применяют как материал для полов. Древесное волокно, затвердевшее без заполнения промежутков с цементом Сореля (магнезиальным цементом), спрессованное и склеенное в плиты, используется в качестве легкого, тепло- и звуконепроницаемого строительного материала.

ЦЕННЫЕ СИЛИКАТЫ

После того как мы рассмотрели природные хлориды и сульфаты в качестве основного сырья для химического производства, необходимо сказать немного о силикатах.
Кремний - второй по распространенности (после кислорода) элемент в литосфере нашей планеты (почти 28%). Он встречается преимущественно в виде кремнекислых солей различных металлов, а также в форме чистого оксида (кварц SiO 2). Анионы силикатов могут иметь аналогично сульфатам простую формулу однако, чаще всего встречаются сложные структуры, например, , (SiO 3) n , (Si 2 O 5) n или (SiO 2) n . Так, у полевого шпата альбита формула NaAl, а слоистый силикат каолин отвечает составу Al 4 (OH) 8 .
К сожалению, химические опыты с силикатами проводить нелегко, так как получение или превращение силикатов происходит чаще всего при температурах выше 1400 °С.
Силикаты зачастую представляют собой не кристаллическую, а стекловидную или спеченную керамическую массу. При этом группы молекул могут образовывать кольца или так называемые сетчатые структуры. Эти вещества при растворении не разрушаются. Практически их можно разрушить только фтороводородной (плавиковой) кислотой, что создает большие трудности в аналитической химии силикатов. С другой стороны, силикатные материалы имеют огромное значение как строительное сырье, и производство цемента, стекол и керамики быстро увеличивается в соответствии со все возрастающим спросом на строительные материалы. В последнее время созданы новые виды материалов, например, пенобетоны и пеностекла. Имеющееся в продаже жидкое стекло представляет собой сиропообразный раствор силиката натрия. (Na 2 Si 2 O 3) n или калия (К 2 Si 2 O 3) n . В смеси с различными добавками, такими как глинозем, гипс или опилки его можно использовать для изготовления замазок. Оно находит широкое применение при получении огнеупорной краски и огнеупорных покрытий.
В пробирку с разбавленным наполовину жидким стеклом будем добавлять по капле соляную кислоту. Мы заметим появление густого белого осадка кремневой кислоты (Н 2 SiO 3) n или ее ангидрида. По мере увеличения осадка частицы кремневой кислоты образуют структуру, в которой связывается вся оставшаяся вода. Наконец, при некоторой степени разбавления получается эластичный твердый гель кремневой кислоты.
В следующих опытах рассмотрим свойства силикагеля с различным содержанием воды. В маленькие пластмассовые чашечки (например, в крышки от баночек из-под лекарств), наполненные жидким стеклом с различной степенью разбавления, добавим по каплям соляную кислоту и размешаем полученную массу. Мы предлагаем читателю самому выбрать степень разведения исходного вещества в области от 1: 100 до неразведенного жидкого стекла. Через некоторое время образуются более или менее вязкие составы, которые затем превратятся в эластичные студенистые или твердые массы геля кремневой кислоты. Здесь речь идет о тонком коллоидно-дисперсном распределении кремневой кислоты, которая полностью включила в свою структуру имеющуюся воду.
Свежий гель кремневой кислоты, в котором на молекулу SiO 2 приходится 300 молекул Н 2 О, очень подвижен. Если же на молекулу SiO 2 приходится 30-40 молекул Н 2 О, то гель твердый, и его можно резать ножом. После сушки при слабом нагревании в нем останется шесть молекул H 2 O на молекулу SiO 2 , и гель можно размолоть до тонкодисперсного состояния.
Разотрем такую пробу в ступке или размелем в старой кофемолке. Затем высушим порошок в фарфоровой чашке или тигле, нагревая на бунзеновской горелке. При этом образуется кремневый ксерогель (от греческого xeros - сушить). Это более или менее пористое вещество, имеющее очень большую удельную поверхность (до 800 м 2 /г), обладает сильной адсорбирующей способностью. Благодаря этому свойству сухой гель применяют для поглощения водяных паров из атмосферы. Его используют для осушения замкнутых объемов, например внутри упаковок ценных машин и аппаратов.
В лабораториях патроны с силикагелем закладывают в кожуха аналитических весов; им заполняют башни для сушки газа. Чаще всего применяют так называемый голубой гель - с добавкой безводного хлорида кобальта(II) (См. раздел "Обнаруживаем кристаллизационную воду"). При потере способности к поглощению воды голубой гель окрашивается в розовый цвет. Мы можем сами получить голубой гель, если смешаем ксерогель с небольшим количеством тонкоизмельченного и хорошо высушенного хлорида кобальта(II).
Способность к поглощению воды проверим, поместив немного высушенного геля на часовом стекле во влажный воздух, например на кухне или на открытом воздухе. Станем взвешивать эту пробу сначала через короткие (10 минут) и затем через длительные интервалы времени. Если на листе миллиметровой бумаги построить графическую зависимость прироста массы от времени, то полученная кривая будет заканчиваться площадкой, соответствующей величине насыщения и указывающей на максимальную степень поглощения воды. Правда, при этом известную роль играет относительная влажность воздуха. Бетон сейчас, несомненно, является важнейшим строительным материалом. Покрытия автострад, плиты, столбы, балки, конструкции современных жилых домов и промышленных построек выполнены большей частью из бетона. Бетонные смеси различаются плотностью, прочностью и теплоизоляционными свойствами. Объединяет их то, что они все состоят из цемента и через некоторое время после смешивания с водой затвердевают, поглощая влагу. В этом заключается важнейшее отличие бетона от классического известкового раствора, затвердевание которого происходит под влиянием угольной кислоты с выделением воды.
Высококачественный портландцемент получают, обжигая смесь известняка, глины или мергеля и железистых отходов, например доменных шлаков. Этот процесс протекает при температуре около 1450 °С в огромной (длиннее 100 м) вращающейся трубчатой печи. Важными компонентами портландцемента являются ди- и трехкальциевый силикат, трехкальциевый алюминат и четырехкальциевый алюмоферрит. При затвердевании в результате реакции с водой образуются гидраты силикатов, которые аналогично силикатному гелю, описанному в предыдущем разделе, обволакивают наполнитель и способствуют образованию твердого как камень вещества. После того, как мы провели уже ряд описанных в предыдущем разделе опытов с гелями, которые имеют различные прочностные свойства, зависящие от способа их получения, в особенности от добавки воды, можем проделать несколько простых опытов по затвердеванию бетона.
Сначала сделаем простую форму для получения цементных брусков. Для этого разделим плоскую сигарную коробку с помощью реек таким образом, чтобы получились одинаковые формы 1 - 2 см в сечении, а длина их будет равна длине коробки.
В отдельные зоны поместим следующие смеси: 1 часть портландцемента и 1, 3, 5 или 8 частей чистого песка; 1 часть портландцемента, 2 части песка и 2 части кирпичной крошки (измельчим кирпич); 1 часть портландцемента, 3 части песка и 2 кусочка стальной проволоки (старые вязальные спицы), которые нужно положить по возможности параллельно по обе стороны формы и постараться ввести их в бетон.
Перед заполнением форм добавим в смесь немного воды, чтобы получилась влажная, но рассыпчатая масса (как влажная земля). Этими смесями заполним формы и тщательно утрамбуем их деревянной палочкой. В течение следующих двух дней будем смачивать цемент водой из пульверизатора или лейки с мелкими отверстиями. Через два дня, постучав по форме, вытащим из нее застывшие пробы, положим их концы на края двух стульев, причем для большей точности подложим под бруски на равном расстоянии трехгранные напильники или другие имеющие грани металлические предметы. К середине бруска на прочной проволоке будем подвешивать груз, увеличивая его до тех пор, пока не появится излом. В другом опыте проверим прочность образцов при сжатии, ударяя по ним молотком или тонким зубилом.
Наконец мы можем при получении образцов варьировать добавку воды и степень увлажнения во время отверждения. При испытании окажется, что бетон, полученный из исходной смеси высокой влажности или не увлажнявшийся при отверждении, значительно уступает в прочности. Тепло- и звукоизоляционный газо- или пенобетон получают, добавляя в вязкую бетонную массу порошок карбида алюминия или кальция. Если одновременно добавить поверхностно-активное вещество, например какое-нибудь моющее средство, то получающиеся пузырьки газа будут образовывать особенно тонкую пену.
Наряду с пенобетоном применение пеностекла и строительных частей из легких металлов и пластмасс открывает новые возможности, которые уже с успехом реализованы на опытных строительных объектах.

СЕРА

Растворяем серу

Сера, которая, как известно, не растворяется в воде и в незначительных количествах растворяется в бензоле, спирте или эфире, прекрасно растворяется в сероуглероде cs2.

Если медленно испарять на часовом стекле раствор небольшого количества серы в сероуглероде, то получим крупные кристаллы так называемой ромбической или а-серы. Но не будем забывать об огнеопасности и ядовитости сероуглерода, поэтому потушим все горелки и поставим часовое стекло под тягу или перед окном.

Другая форма - моноклинная или b-cepa получится, если терпеливо выкристаллизовывать из толуола иглы длиной около 1 см (толуол также огнеопасен!).

Получение сероводорода и опыты с ним

Поместим в пробирку немного (с горошину) полученного сульфида железа и добавим разбавленной соляной кислоты. Вещества взаимодействуют с бурным выделением газа:

fes + 2hcl = h2s + fecl2

Из пробирки доносится неприятный запах тухлых яиц - это улетучивается сероводород. Если его пропустить через воду, то он частично растворится. Образуется слабая кислота, раствор которой часто называют сероводородной водой.

При работе с сероводородом надо соблюдать чрезвычайную осторожность, так как газ почти так же ядовит, как синильная кислота hcn. Он вызывает паралич дыхательных путей и смерть, если концентрация сероводорода в воздухе составляет 1,2-2,8 мг/л.

Химически сероводород обнаруживают с помощью влажной свинцовой реактивной бумаги. Чтобы получить ее, смочим фильтровальную бумагу разбавленным раствором ацетата или нитрата свинца, высушим её и разрежем на полоски шириной 1 см. Сероводород взаимодействует с ионами свинца, в результате образуется чёрный сульфид свинца. Таким способ можно обнаружить сероводород в испорченных продуктах питания (яйцах, мясе).

Мы рекомендуем получать сероводород сухим методом, так как в этом случае поток газа можно легко регулировать и перекрыть в нужное время. Для этой цели расплавим в фарфоровой чашке около 25 г парафина и смешаем с расплавом 15 г серы. Затем уберём горелку и будем перемешивать массу до застывания. Твердую массу размельчим и сохраним для дальнейших опытов.

Когда надо получить сероводород, несколько кусочков смеси парафина и серы нагреем в пробирке до температуры выше 170°С. При повышении температуры выход газа усиливается, а если убрать горелку - прекращается. В процессе реакции водород парафина взаимодействует с серой, в результате чего образуется сероводород, а в пробирке остаётся углерод, например:

c40h82 + 41s = 41h2s + 40c

Получаем сульфиды

Чтобы рассмотреть окраску выпадающих в осадок сульфидов металлов, пропустим сероводород через растворы различных солей металлов. Сульфиды марганца, цинка, кобальта, никеля и железа выпадут, еcли в растворе создать щелочную среду (например, добавив гидроксид аммония). В солянокислом растворе выпадут сульфиды свинца, меди, висмута, кадмия, сурьмы и олова.

Горение сероводорода

Сделав предварительно пробу на гремучий газ, подожжем сероводород, выходящий из оттянутой на конце стеклянной трубки. Сероводород горит с появлением бледного пламени с голубым ореолом:

ЗН2s + ЗО2 = 2h2o + 2so2

В результате сгорания возникает оксид серы (iv) или серрнистый газ. Его легко определить по резкому запаху и по покраснению влажной голубой лакмусовой бумажки. При недостаточном доступе кислорода сероводород окисляется только до серы. Активный уголь каталитически ускоряет этот процесс. Этим способом часто пользуются при тонкой очистке промышленных газов, содержание серы в которых не должно превышать 25 г/м3:

2h2s + О2 = 2Н2О + 2s

Нетрудно воспроизвести этот процесс. Схема установки изображена на рисунке. Главное заключается в том, что пропустить через активный уголь воздух и сероводород в отношении 1: 3. На угле выделится желтая сера.

Активный уголь можно очистить от серы, промыв его в сероуглероде. В технике для этой цели применяют чаще всего раствор сульфида аммония (nh4)2s.

Эксперименты с сернистой кислотой

Оксид серы (iv) - сернистый газ - чрезвычайно хорошо растворяется в воде, в результате этого образуется сернистая кислота:

h2o + so2 = h2so3

Она убивает микробы и обладает отбеливающим действие;. На пивоваренных и винодельческих заводах серой окуривав бочки. Сернистым газом отбеливают также корзины из ивовых прутьев, влажную шерсть, солому, хлопок и шелк. Пятна

От черники, например, выводятся, если долгое время держать увлажненное загрязненное место в "парах" горящей серы.

Проверим отбеливающее действие сернистой кислоты. Для этого цилиндр, где некоторое время горели кусочки серы, опустим различные окрашенные предметы (цветы, влажные кусочки ткани, важную лакмусовую бумагу и т. д.), хорошо закроем цилиндр стеклянной пластинкой и некоторое время подождем.

Тот, кто когда-нибудь изучал атомное строение элементов, знает, что в атоме серы на внешней орбите имеется шесть так называемых валентных электронов. Поэтому сера максимально может быть в соединениях шестивалентной. Этой степени окисления соответствует оксид серы (vi) с формулой so3. Он является ангидридом серной кислоты:

h2o + so3 = h2so4

При сгорании серы в обычных условиях всегда получается оксид серы (iv). А если и образуется некоторое количество оксида серы (vi), то чаще всего он тотчас же разлагается под действием тепла на оксид серы (iv) и кислород:

2so3 = 2so2 + o2

При производстве серной кислоты главной проблемой является превращение sО2 в so3. Для этой цели сейчас используются два способа: камерный (или улучшенный - башенный) и контактный. (см. опыт "Получение серной кислоты)

Получение серной кислоты

Камерный способ

Заполним оксидом серы (iv) so2 большой сосуд (круглодонную колбу на 500 мл), поместив в него на некоторое время горящие кусочки серы или подведя газ из аппарата, где он образуется. Оксид серы (iv) можно также относительно легко получить, капая концентрированную серную кислоту в концентрированный раствор сульфита натрия na2so3. При этом серная кислота, как более сильная, вытеснит слабую кислоту из ее солей.

Когда колба заполнится газом, закроем ее пробкой с тремя отверстиями. В одно, как показано на рисунке, вставим согнутую под прямым углом стеклянную трубку, соединенную с боковым отводом пробирки, в которой при взаимодействии кусочков меди и азотной кислоты образуется оксид азота (iv):

4hno3 + Сu = cu(no3)2 + 2h2o + 2no2

Концентрация кислоты должна составлять около 60% (масс.). Внимание! no2 - сильный яд!

В другое отверстие введем соединенную с пробиркой стеклянную трубку, через которую позже пойдет водяной пар.

В третье отверстие вставим короткий кусок трубки с бунзеновским клапаном - коротким куском резинового шланга с прорезью. Сначала создадим сильный приток- в колбу окси азота. (Осторожно! Яд!) Но реакция пока не идет. В колбе находится смесь коричневого no2 и бесцветного so2. К только мы пропустим водяной пар, изменение окраски укажет на то, что реакция началась. Под действием водяного пара оксид азота (iv) окисляет оксид серы (iv) до оксида серы (vi), который Тотчас же, взаимодействуя с водяным паром, превращаясь в серную кислоту:

2no2 + 2so2 = 2no + so3

На дне колбы соберется бесцветный конденсат, а излишек газа и паров уйдет через бунзеновский клапан. Выльем бесцветную жидкость из колбы в пробирку, проверим кислую реакцию лакмусовой бумажкой и обнаружим сульфат-ион so42- полученной серной кислоты, добавив раствор хлорид бария. Толстый белый осадок сульфата бария укажет нам успешное проведение опыта.

По этому принципу, но в гораздо большем масштабе, получают серную кислоту в технике. Раньше реакционные камер были футерованы свинцом, так как он устойчив при воздействии паров серной кислоты. В современных башенных установках применяют реакторы на керамической основе. Но большее количество серной кислоты производят сейчас по контактному способу.

Контактный способ

При производстве серной кислоты применяют различное сыры Чистая сера стала применяться в только в 60-х годах. В большинстве случаев на предприятиях получают оксид серы (iv) обжигом сульфидных руд. Во вращающейся трубчатой печи или в многоярусной печи пирит взаимодействует с кислородом воздуха по следующему уравнению:

4fes2 + 11О2 = Зfe2o3 + 8so2

Образующийся оксид железа (iii) удаляется из печи в виде окалины и перерабатывается далее на предприятиях по получению чугуна. Растолчем в ступке несколько кусочков пирита и поместим их в трубку из тугоплавкого стекла, которую закроем пробкой с отверстием. Затем горелкой сильно нагреем трубку, одновременно пропуская через нее воздух с помощью резиновой груши. Для того чтобы осела летучая пыль из обжигового газа, отведем его в пустой стеклянный сосуд, а из него - во вторую тугоплавкую трубку, в которой находится катализатор, нагретый до 400-500 °С. В технике чаще всего в качестве катализатора используют оксид ванадия (v) v2o5 или ванадат натрия navo3, а мы для этой цели применим красный оксид железа (iii) fe2О3. Нанесем мелкоизмельченный оксид железа на стеклянную вату, которую распределим в трубке слоем Длиной 5 см. Трубку с катализатором нагреем до начала красного каления. На катализаторе оксид серы (iv) взаимодействует с кислородом воздуха; в результате образуется оксид серы (vi)

2so2 + o2 = 2so3

который мы различим по его способности образовывать туман во влажном воздухе. Соберем so2 в пустой колбе и, сильно отряхивая, смешаем с небольшим количеством воды. Получим серную кислоту - ее наличие докажем, как и в предыдущем способе.

Можно также поместить разделенные стеклянной ватой и катализатор в одну из стеклянных трубок. Можно работать и в пробирке с боковым отводом. Положим на пробирки пирит, на него слой стеклянной ваты, а затем стеклянную вату с катализатором. Воздух введем сверху в трубку, которая должна подходить вплотную к катализатору. На боковом отводе укрепим согнутую под углом трубку, которая ведет в пробирку.

Если нет пирита, то в пробирке с боковым отводом получим оксид серы (iv) из сульфита или гидросульфита натри серной кислоты, и затем пропустим над катализатором полученный газ вместе с потоком воздуха или кислорода. В качестве катализатора можно применить также оксид хрома (Ш) который следует прокалить в железном тигле и тонко растолочь в ступке. Для этой же цели можно пропитать раствором су фата железа (ii) глиняный черепок и затем сильно прокалить его. На глине при этом образуется тонкий порошок оке железа (iii).

Кислота из гипса

Если сульфидов металлов мало (как, например, в Германии) исходными продуктами для получения серной кислоты может служить ангидрит caso4 и гипс caso4-h2o. Метод получения оксида серы (iv) из этих продуктов был разработан Мюллером и Кюне еще 60 лет, назад.

Способы получения серной кислоты из ангидрита будут иметь значение и в будущем, так как серная кислота является самым распространенным химическим продуктом. Сульфаты можно разложить, применяя высокую (до 2000 °С) температуру. Мюллер установил, что температуру разложения сульфата кальция можно снизить до 1200 °С, если добавить тонкоизмельченный кокс. Сначала, при 900 °С, кокс восстанавливает сульфат кальция до сульфида, а тот в свою очередь при температуре 1200 °С взаимодействует с неразложившимся сульфатом; при этом образуется оксид серы (iv) и негашенная известь:

caso4 + 2c = cas + 2co2

cas + 3caso4 = 4cao + 4so2

Разложить сульфат кальция в лабораторных условиях удастся только при применении соответствующей высокой температуры. Будем работать с аппаратурой, подобной той, какая была использована при обжиге пирита, только трубку для сгорания возьмем фарфоровую или железную. Закрой трубку пробками, обернутыми для теплоизоляции асбестовой тканью. В отверстие в первой пробке вставим капилляр, а во второй-простую стеклянную трубку, которую соединим: промывной склянкой, наполненной наполовину водой или раствором фуксина.

Реакционную смесь приготовим следующим образом. Растолчем в ступке 10 г гипса, 5 г каолина (глина) и 1,5 г активного порошкообразного угля. Смесь высушим, нагревая некоторое время при 200 °С в фарфоровой чашке. После охлаждения (лучше всего в эксикаторе) внесем смесь в середину трубки для сжигания. При этом обратим внимание на то, чтобы она не заполнила все поперечное сечение трубки. Затем сильно нагреем трубку с помощью двух горелок (одна снизу, вторая наклонно сверху) и, когда трубка накалится, пропустим через всю систему не слишком сильный поток воздуха. Уже через 10 минут, благодаря образованию сернистой кислоты, раствор фуксина в промывной склянке обесцветится. Выключим водоструйный насос и прекратим нагревание.

Получить высокую температуру мы можем также, если обмотаем как можно плотнее фарфоровую трубку нагревательной спиралью на 750-1000 Вт (см. рисунок). Концы спирали соединим с толстой медной проволокой, которую также многократно обмотаем вокруг трубки, а затем изолируем с помощью фарфоровых бусинок и подведем к штекеру. (Осторожно при работе с напряжением 220 В!) Естественно, в качестве источника нагрева может пригодиться также стеклодувная горелка или паяльная лампа.

В технике работают со смесью ангидрита, кокса, глины, песка и колчеданного огарка fe2o3. Червячный транспортер сдает смесь в 70-метровую вращающуюся трубчатую печь, где сжигают пылевидный уголь. Температура в концевой части печи, в месте горения, составляет примерно 1400 °С. При этой температуре образующаяся в ходе реакции негашеная известь сплавляется с глиной, песком и колчеданным огарком в результате получается цементный клинкер. Остывший клинкер размалывают и смешивают с несколькими процентами гипса. Получившийся в результате высококачественный портландцемент поступает в продажу. При тщательном проведении и контроле процесса из 100 т ангидрита (плюс глина, песок, kокс и колчеданный огарок) можно получить около 72 т cepной кислоты и 62 т цементного клинкера.

Серную кислоту можно получать также из кизерита (сульфата магния mgso4 -Н2О).

Для опыта воспользуемся такой же установкой, как и для разложения гипса, но трубку на этот раз возьмем из тугоплавкого стекла. Реакционную смесь получим, прокалив в фарфоровой чаше 5 г сульфата магния, а в железном тигле с крышкой-0,5 г активного угля, и затем смешав их и растет в ступке до пылеобразного состояния. Перенесем смесь в фарфоровую лодочку и поместим ее в реакционную трубку.

Белая масса, которая получится в конце опыта в фарфор вой лодочке, состоит из оксида магния. В технике его перерабатывают в цемент Сореля, являющийся основой для производства ксилолита.

Получение таких важных для строительной промышленности производных продуктов, как цементный клинкер и ксилолит, делает производство серной кислоты из местного сырья особенно экономичным. Переработка промежуточных и побочных продуктов в ценное сырье или конечные продукты является важным принципом химической промышленности.

Получим ксилолит

Смешаем равные части оксида магния и опилок с растворе хлорида магния и слой образовавшейся кашицы толщине около 1 см нанесем на подложку. Через 24-48 ч масса затвердеет, как камень. Она не горит, ее можно сверлить, пилить прибивать гвоздями. При строительстве домов ксилолит применяют как материал для полов. Древесное волокно, затвердевшее без заполнения промежутков с цементом Сореля (магнизиальным цементом), спрессованное и склеенное в плиты используется в качестве легкого, тепло- и звуконепроницаемого строительного материала (плиты Гераклита).

Сера. Нахождение в природе

Сера широко распространена в природе.

Она составляет 0,05 %массы земной коры .

Сера встречается в свободном состоянии (самородная сера ).

Важнейшими природными соединениями серы являются:

сульфиды металлов:

FеS 2 – железный колчедан, или пирит;

ZnS – цинковая обманка;

РbS – свинцовый блеск;

НgS - киноварь и др.

соли серной кислоты (кристаллогидраты):

СаSO4 ·2Н2 O– гипс,

Nа 2 SO 4 · 10Н 2 О – глауберова соль,

МgSO 4 · 7Н 2 O – 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 всероуглероде ,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:

32 16 S,16 33 S,34 16 S,36 16 S.

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,

Nа2 Sи Н2 S).

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 кольцоS 8 разрывается. При высоких

температурах существуют обрывки цепей: S 2 (>900 o С),

S 2 ↔2S (свыше1500 ° С).

В парах серы существует равновесие между молекулами S 8 ,

S 6 ,S 4 иS 2 .

Oбразование пластической серы объясняется тем, что часть колец-молекул разрывается и возникшие цепочки соединяются друг с другом вдлинные 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) SO 2 и частично оксид серыSO 3 (VI). Это наиболее важные оксиды серы.

S + O2 = SO2 и 2S+ 3O2 = 2SO3 .

Сера. Химические свойства

При нагреваниисера непосредственно соединяется сводородом ,галогенами (кроме иода),фосфором ,углем , а также со всеми металлами, кромезолота ,

платины и иридия. Например:

S + H2 = H2 S;	3S + 2P= P2 S3 ;
S + Сl2 = SCl2 ;	2S + C= CS2 ;

S + Fe= FeS.

В реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера являетсяокислителем .

В реакциях же с более активными неметаллами,

как, например, с кислородом ,хлором –

восстановителем.

Сера. Применение

Сера широко применяется впромышленности исельском 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) применяетсядля 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 Н 2 S – бесцветный газс запахом

тухлых яиц.

Хорошо растворим в воде (при20 ° С в1 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 соединениисеры сводородом при нагревании:

S + H2 ← t → H2 S.

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

FeS + 2HCl= H2 S + 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 - менее прочное соединение, чем вода.

При сильном нагревании почти полностью разлагается на серу

и водород:

H2 S← t → H2 + S↓ .

Газообразный Н 2 S горит на воздухеголубым пламенем:.

2H2 S+ 3О2 = 2H2 О+ 2SО2 .

При недостатке кислорода образуется сера и вода:

2H2 S+ О2 = 2H2 О+ 2S.

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

Сероводород. Химические свойства

Сероводород - очень сильныйвосстановитель ,

что объясняется его способностью в растворе

легко отдавать электроны молекулам кислорода

H2 S− 2e = S+ 2H+ , окисление,

− 2

О 2 + 4е = 2О, окисление.

Сероводород окисляется кислородом воздуха, а

выпавшая свободная сера делает сероводородную воду мутной.

Суммарное уравнение реакции:

2H2 S+ О2 = 2H2 О+ 2S.

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 растворамигалогенов :

H2 S+ I2 = 2HI+ S.

H2 S− 2е = 2H+ + S, окисление,

I2 + 2e = 2I− , восстановление.

Происходит выделение серы и обесцвечивание раствораиода .

Слабая сероводородная кислота диссоциирует на ионы:

Сульфиды

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

Например, Nа 2 S –сульфид нaтрия ,NаНS –гидросульфид натрия .

Гидросульфиды почти все хорошорастворимы в воде .

Сульфиды щелочных ищелочноземельных 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 + H2 S= CuS↓ + H2 SO4 ,

Cu2 + + H2 S= 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

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, Na 2 S при растворении в воде почти

целиком гидролизуется с образованием кислой соли

– гидросульфида натрия:

Na2 S+ H2 O NaHS+ NaOH,

S + H2 O HS− + OH− .

Серебряные и медныепредметы чернеют в

воздухе и в воде, содержащих сероводород.

Это происходит оттого, что они покрываются налетом соответствующего сульфида.

4Ag + 2H2 S+ O2 = 2Ag2 S+ 2H2 O.

Сульфиды

При этом окислителем служиткислород , 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 – отNa 2 S 2 доNa 2 S 5 .

Такие соединения называются полисульфидами .

Среди сульфидов имеется много соединений переменного состава.

Например, сульфид железа(II) может иметь состав от FeS 1,01

до FeS 1,14 .

Сульфиды. Применение

Природные сульфиды составляют основу рудцветных и редких металлов и широко используютсяв металлургии .

Некоторые из них служат также сырьем для получения серной кислоты .

В этих же целях используется и природный полисульфид - железный колчедан (пирит )FeS 2 .

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

Так Na 2 S ,CaS иBaS применяются вкожевенном 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, Sb2 S3 – 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 растворимымисолями свинца (ионами свинца).

При этом образуется малорастворимый в воде

сульфид свинца – осадок черного цвета:

H2 S+ Pb2 + = PbS↓ + 2H+ .

Оксиды серы

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

При охлаждении до –10 ° С сжижается вбесцветную жидкость .

В жидком виде его хранят в стальных баллонах.

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

2NaHSO3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + 2SO2 + 2H2 O,

или нагреванием меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + H2 SO4конц = СuSO4 + SO2 + 2H2 O,

Cu − 2е = Сu2 + ,окисление,

Оксид серы (IV) образуется также при сжигании серы.

Оксиды серы

В промышленных условиях SO 2 получают при обжиге пиритаFеS 2 и при обжигесернистых руд цветных металлов (цинковой обманкиZnS , свинцового блескаРbS

и др.).

Образующийся оксид серы (IV) употребляется главным образом для полученияSO 3 и серной кислоты.

В присутствии катализатора при нагревании SO 2 присоединяет кислород воздуха и образуетсяSO 3 :

O 2 2SO3 .

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

S− 2e = S.

Значит, для SO 2 характерны восстановительные свойства.

Оксид серы (IV) проявляют все свойства кислотных оксидов.

Сернистая кислота

Оксид серы (IV) хорошо растворим в воде. В1 объеме воды при при20 0 С растворяется40 объемовSO 2 .

При этом образуется существующая только в водном растворе сернистая кислота: + Н 2 О Н 2 SO 3 .

Реакция соединения SO 2 с водой обратима.

В водном растворе оксид серы (IV)и сернистая кислота

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

При связывании Н 2 SO 3 щелочью (нейтрализация кислоты) реакция протекаетслева направо .

При удалении SO 2 (продувание через раствор азота или нагревание) реакция протекаетсправа 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 Н 2 SО 3 диссоциирует ступенчато:

H2 SO3 Н+ + HSO− 1ступень.

HSО3 − H+ + SО3 2 − 2ступень.

Как двухосновная кислота она образует два ряда солей –

сульфиты и гидросульфиты.

Сульфиты получаются при полной нейтрализациикислоты щелочью:

2NaOH = Na2 SO3 + 2H2 O.

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

кислоты):

H2 SO3 + NaOH= NaHSO3 + H2 O.

Сернистая кислота

Сернистая кислота и ее соли сильные восстановители .

При этом степень окисления серы возрастает.

Так, Н 2 SO 3 легко окисляется в серную кислоту дажекислородом воздуха :

2H2 SO3 + O2 = 2H2 SO4 .

Поэтому долго хранившиеся растворы сернистой кислоты всегда содержат серную кислоту.

Еще легче протекает окисление сернистой кислотыбромом и

перманганатом калия:

						O = H				−1
										2H Br.
	H2 S O3 − 2е = S О4 2 − + 2Н+ ,окисление,

Br2 0 + 2e = 2Br− ,восстановление.

Сернистая кислота

	5H2 S O3	2K Mn O4		2H2 S O4	2 Mn SO4	K2 SO4 + 3H2 O.
		H2 S O3	− 2е = S О4 2 − + 2Н+ ,окисление,

2 MnO − 4 + 5e + 8H+ = Mn2 + + 4H2 O,восстановление.

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

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

Оксид серы (IV) убивает многие микроорганизмы.

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

В больших количествах SO 2 идет для получениясерной кислоты .

Бумажную массу и волокна древесины обрабатывают раствором гидросульфита кальция Са(НSO 3 ) 2 – (сульфитным щелоком ).

Оксид серы (VI)

Оксид (VI) – SO 3 – это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в

твердую кристаллическую массу.

Он энергично поглощает влагу, образуя серную

SO3 + Н2 О Н2 SO4 .

Поэтому SO 3 хранят в запаянных колбах.

Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов.

Получают его окислением SO 2 .

Он является промежуточным продуктом в

производстве серной кислоты.

Серная кислота. Получение

Наибольшее значение имеетконтактный способ получения

серной кислоты.

По этому способу можно получить Н 2 SO 4 любой концентрации, а также олеум,раствор SO 3 вН 2 SO 4 .

Процесс состоит из трех стадий:

получение SO 2 ;

2) окисление SO 2 вSO 3 ;

3) получение Н 2 SO 4 .

SO 2 получают путем обжига пиритаFeS 2 в специальных печах:

4FeS + 11O				← t → 2Fe
		Fe− е			окисление,
		−1
		2 S − 10e =
		O0 2 + 4е =			−2
					2O,восстановление.

Серная кислота. Получение

Для ускорения обжига пирит предварительноизмельчают .

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

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

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

Он называется обжиговым газом .

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке , так как

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 до450 ° 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)VН 2 O 5 или сульфатом ванадилаVOSO 4 ), которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Серная кислота. Получение

Реакция окисления S0 2 вS0 3 обратима: 2SО2 +О2 ↔2S03 .

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

При 450 ° С он обычно достигает95 % и выше.

Оксид серы (VI) поглощается концентрированной серной кислотой - образуетсяолеум .

Разбавив олеум водой, можно получить кислоту необходимой концентрации.

То, что S0 3 поглощается концентрированнойH 2 SO 4 , а не водой, объясняется тем, чтооксид 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 S0 3 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 до70 %оксида серы (VI) .

При обычной температуре она не летуча, не имеет запаха.

При нагревании отщепляет SO 3 до тех пор, пока не образуется раствор, содержащий98,3 %Н 2 SO 4 .

Безводная Н 2 SO 4 почти не проводит электрический ток.

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:

C12 H22 O11 + H2 SO4 = 12C+ H2 SO4 nH2 O.

Образовавшийся уголь частично вступает во взаимодействие с кислотой:

C + 2H2 SO4			CO2 + 2SO2 + 2H2 O.
		C − 4е = C,окисление,
		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 Н 2 SO 4 вытесняет из сухих солей другие

NaNO3 + H2 SO4 = NaHSO4 + HNO3 .

Однако если Н 2 SO 4 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 РbSO 4 , которая защищает его от дальнейшего взаимодействия с кислотой.

Металлы , стоящие в ряду напряженийпосле водорода , с разбавленнойН 2 SO 4 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 концентрированнаяH 2 S0 4 взаимодействуетпочти со всеми металлами (кромеPt ,Au и некоторых других).

При этом она выступает как окислитель , сама восстанавливается.

Водород в этом случаене 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 дляочистки поверхности металлов oт оксидов перед покрытием (никелированием, хромированием и др.).

В производстве взрывчатых веществ, искусственного волокна, красителей, пластмасси многих других.

Ее употребляют для заливки аккумуляторов.

В сельском хозяйстве она используетсядля борьбы с сорняками (гербицид).

Соли серной кислоты

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

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

моля щелочи).

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

H2 SO4 + 2NaOH= Na2 SO4 + 2H2 O,

H2 SO4 + NaOH= NaHSO4 + H2 O.

Многие соли серной кислоты имеют большое

практическое значение

Соли серной кислоты

Na 2 S0 4 -сульфат натрия . Из водных растворов кристаллизуется десятиводный гидратNa 2 S0 4 ·10Н 2 О , называемыйглауберовой солью .

Глауберова соль применяется в медицине как слабительное.

Безводный сульфат натрия применяется в производствесоды истекла .

(NH 4 ) 2 SО 4 -сульфат аммония , азотное удобрение.

K 2 SO 4 –сульфат калия , калийное удобрение.

CaSО4 – сульфат кальция.

В природе встречается в виде минерала гипса CaSО 4 ·2H 2 О . При нагревании до150 ° С теряет часть воды и переходит в гидрат состава2CaSО 4 ·H 2 О , называемыйжженым гипсом или

алебастром.

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

2CaSО4 ·2H2 О.

Соли серной кислоты

При нагревании до 150 ° С2CaSО 4 ·2H 2 О теряет часть

воды и переходит в гидрат состава 2CaSО 4 ·H 2 О , называемыйжженым гипсом илиалебастром .

Алебастр при замешивании с водой в тестообразную

массу через некоторое время снова затвердевает, превращаясь в 2CaSО 4 ·2H 2 О. Гипс широко применяется в строительном деле (штукатурка).

MgSО 4 –сульфат магния . Содержится в морской воде, обусловливая ее горький вкус. Кристаллогидрат, называемый горькой солью, применяется как

слабительное.

Соли серной кислоты

Купоросы - техническое названиекристаллогидратов сульфатов металлов Fe, Си, Zn, Ni, Со (обезвоженные соли купоросами называть

СиSО 4 ·5Н 2 О –медный купорос , ядовитое вещество синего цвета. Разбавленным раствором опрыскивают

растения и протравливают семена перед посевом.

FeSO 4 ·7Н 2 O железный купорос , светло-зеленое вещество. Применяется для борьбы с вредителями растений, приготовления чернил, минеральных красок, консервирования дерева и т. д.

ZnSO 4 ·7H 2 O –цинковый купорос , применяется в

производстве минеральных красок, в ситцепечатании, медицине.

Качественная реакция на сульфат-ион

Большинство солей серной кислотырастворимо в воде и растворах кислот .

Соли CaSО 4 иPbSО 4 малорастворимы в воде, aBaSО 4 практическинерастворима как в воде, так и в кислотах.

Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl 2 , какреагент на серную кислоту и ее соли

(точнее, на cульфат-ион ):

H2 SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl,

Na2 SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2NaCl.

В ионной форме:

SO2 4 - + Ba2 + = BaSO4 ↓ .

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах

осадок сульфата бария.

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 Ва 2+ 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:

Nа2 SO3 → SO2 → H2 SO3 ?

Каковы свойства оксида серы (VI)?