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)?

Контактный метод получения серной кислоты.

Рассмотрим процесс получения серной кислоты контактным методом из двух видов сырья: серного (железного) колчедана и серы.

Получение H2SO4 из колчедана.

Первой стадией процесса является окисление сырья с получением обжигового газа, содержащего диоксид серы. В зависимости от вида сырья протекают экзотермические химические реакции обжига:

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (I)

S + O2 - SO2 (II)

При протекании реакции (I) помимо газообразного продукта реакции SO2 образуется твердый продукт Fe2O3, который может присутствовать в газовой фазе в виде пыли. Колчедан содержит различные примеси, в частности соединения мышьяка и фтора, которые в процессе обжига переходят в газовую фазу. Присутствие этих соединений на стадии контактного окисления диоксида серы может вызвать отравление катализатора. Поэтому реакционный газ после стадии обжига колчедана должен быть предварительно направлен на стадию подготовки к контактному окислению (вторая стадия), которая помимо очистки от каталитических ядов включает выделение паров воды (осушку), а также получение побочных продуктов (Se и Te).

Если обжиговый газ получают сжиганием серы, то отпадает необходимость очистки от примесей. Стадия подготовки будет включать лишь осушку газа и утилизацию теплоты.

На третей стадии протекает обратимая экзотермическая химическая реакция контактного окисления диоксида серы:

SO2 + 1/2O2 ↔ SO3 (III)

Последняя стадия процесса – абсорбция триоксида серы концентрированной серной кислотой или олеумом.

Важнейшей задачей в производстве серной кислоты является повышение степени превращения SO2 в SO3. Помимо увеличения производительности по серной кислоте выполнение этой задачи позволяет решить и экологические проблемы – снизить выбросы в окружающую среду вредного компонента SO2.

Повышение степени превращения SO2 может быть достигнуто разными путями. Наиболее распространенный из них – создание схем двойного контактирования и двойной абсорбции (ДКДА).

Получение H2SO4 из серы.

Процесс производства серной кислоты из элементарной серы состоит из следующих основных реакций:

подготовка сырья: очистка и плавление серы; очистка, сушка и дозировка воздуха;

сжигание серы: S + O2 = SO2 (1). Процесс ведут с избытком воздуха;

контактное окисление SO2 в SO3: SO2 + 0,5O2 = SO3 (2). Процесс идет на ванадиевом катализаторе при температуре 420-550˚C;

Абсорбция SO3: SO3 + H2O = H2SO4 (3). Абсорбционная колонна орошается 98,3% H2SO4. Перед отправкой на склад кислота разбавляется до ~ 93% H2SO4 в соответствии с требованиями ГОСТ’а.

Получение обжигового газа из серы.

При сжигании серы протекает необратимая экзотермическая реакция (II) с выделением очень большого количества теплоты: ∆H = -362,4 кДж/моль, или в пересчете на единицу массы

362,4/32 = 11,325 кДж/т = 11325 кДж/кгS.

Расплавленная жидкая сера, подаваемая на сжигание, испаряется (кипит) при температуре 444,6˚C; теплота испарения составляет 288 кДж/кг. Как видно из приведенных данных, теплоты реакции горения серы вполне достаточно для испарения исходного сырья, поэтому взаимодействие серы и кислорода происходит в газовой фазе (гомогенная реакция).

Сжигание серы в промышленности проводят следующим образом. Серу предварительно расплавляют (для этого можно использовать водяной пар, полученный при утилизации теплоты основной реакции горения серы). Так как температура плавления серы сравнительно низка, то путем отстаивания и последующей фильтрации от серы легко отделить механические примеси, не перешедшие в жидкую фазу, и получить исходное сырье достаточной степени чистоты. Для сжигания расплавленной серы используют два типа печей – форсуночные и циклонные . В них необходимо предусмотреть распыление жидкой серы для ее быстрого испарения и обеспечения надежного контакта с воздухом во всех частях аппарата.

Концентрация диоксида серы в обжиговом газе зависит от соотношения серы и воздуха, подаваемых на сжигание. Если воздух берут в стехиометрическом количестве, т. е. на каждый моль серы 1 моль кислорода, то при полном сгорание серы концентрация будет равна объемной доле кислорода в воздухе Cso2 max =21%. Однако обычно воздух берут в избытке, так как в противном случае в печи будет слишком высокая температура.

При адиабатическом сжигании серы температура обжига для реакционной смеси стехиометрического состава составит ~ 1500ºC. В практических условиях возможности повышения температуры в печи ограничены тем, что выше 1300ºC быстро разрушается футеровка печи и газоходов. Обычно при сжигании серы получают обжиговый газ, содержащий 13 – 14 %SО2.

При подготовке данной работы были использованы материалы с сайта http://www.studentu.ru

Вулканическая сера

Физические свойства серы напрямую зависят от аллотропной модификации. Например, самая известная модификация серы - ромбическая, S₈. Она представляет собой достаточно хрупкое кристаллическое вещество желтого цвета.

Структура молекулы ромбической серы S₈

Кроме ромбической, существует и множество других модификаций, количество которых, по разным источникам, достигает трех десятков.

Химические свойства элемента

При нормальной температуре химическая активность серы довольно мала. Зато при нагревании сера зачастую взаимодействует со всеми простыми веществами, металлами и неметаллами.

S + O₂ → SO₂

Сера является важнейшим элементом в жизни и животных, широко используется в промышленности, начиная от медицины и заканчивая пиротехническими устройствами.

Серная кислота

Серная кислота имеет формулу H₂­SO₄ и является сильнейшей двухосновной кислотой. Раньше это вещество называли купоросным маслом, потому что концентрированная кислота имеет густоватую маслянистую консистенцию.

Серная кислота легко смешивается с водой, но готовить такие растворы нужно с осторожностью: концентрированную кислоту нужно аккуратно приливать в воду, и ни в коем случае не наоборот.

Серная кислота относится к едким веществам, она способна растворять некоторые . Поэтому ее часто используют при добыче руд. На коже кислота оставляет сильнейшие ожоги, поэтому при работе с ней крайне важно соблюдать технику безопасности.

Получение «купоросного масла»

В промышленности используют контактный способ получения с помощью окисления сернистого газа, который образуется при горении серы - SO₂ (диоксид серы). Далее из сернистого газа получают триоксид серы SO₃, который затем растворяют в самой концентрированной серной кислоте. Получаемый при этом раствор называют олеумом . Чтобы получить «купоросное масло», олеум разбавляют водой.

Химические свойства серной кислоты

При взаимодействии с металлами, а также углеродом и серой концентрированная серная кислота их окисляет:

Сu + 2H₂­SO₄ (конц.) → Cu­SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

C(графит) + 2H₂­SO₄ (конц., гор.) → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

S + 2H₂­SO₄ (конц.) → 3SO₂ + 2H₂O

Разбавленная кислота способна реагировать со всеми металлами, которые находятся левее водорода в ряду напряжений:

Fe + H₂­SO₄ (разб.) → Fe­S­O₄ + H₂

Zn + H₂­SO₄ (разб.) → Zn­SO₄ + H₂

В реакциях с основаниями разбавленная H₂­SO₄ образует сульфаты и гидросульфаты:

H₂­SO₄ + NaOH → NaH­SO₄ + H₂O;

H₂­SO₄ + 2NaOH → Na₂­SO₄ + 2H₂O.

Также данная кислота может реагировать и с основными оксидами, при этом получаются сульфаты:

CaO + H₂­SO₄ → Ca­SO₄↓ + H₂O.

Сероводород и сульфиды . Сероводород H 2 S - бесцветный газ с резким запахом. Очень ядовит, вызывает отравление даже при незначительном содержании в воздухе (около 0,01%). Сероводород тем более опасен, что он может накапливаться в организме. Он соединяется с железом гемоглобина крови, что может привести к обморочному состоянию и смерти от кислородного голодания. В присутствии паров органических веществ токсичность H 2 S резко возрастает.

Вместе с тем сероводород является составной частью некоторых минеральных вод (Пятигорск, Серноводск, Мацеста), применяемых с лечебной целью.

Сероводород содержится в вулканических газах и постоянно образуется на дне Чёрного моря. До верхних слоёв сероводород не доходит, так как на глубине 150 м взаимодействует с проникающим сверху кислородом и окисляется им до серы. Сероводород образуется при гниении белка, поэтому, например, тухлые яйца пахнут сероводородом.

При растворении сероводорода в воде образуется слабая сероводородная кислота, соли которой называют сульфидами. Сульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также сульфид аммония хорошо растворяются в воде, сульфиды остальных металлов нерастворимы и окрашены в различные цвета, например: ZnS - белый, PbS - чёрный, MnS - розовый (рис. 120).

Рис. 120.
Сульфиды металлов имеют различную окраску

Сероводород горит. При охлаждении пламени (внесении в него холодных предметов) образуется свободная сера:

2H 2 S + O 2 = 2Н 2 O + 2S↓.

Если же пламя не охлаждать и обеспечить избыток кислорода, то получается оксид серы (IV):

2H 2 S + 3O 2 = 2Н 2 O + 2SO 2 .

Сероводород - сильнейший восстановитель.

Оксид серы (IV), сернистая кислота и её соли . При горении серы, полном сгорании сероводорода и обжиге сульфидов образуется оксид серы (IV) SO 2 , который, как отмечено ранее, часто называют также сернистым газом. Это бесцветный газ с характерным резким запахом. Он проявляет типичные свойства кислотных оксидов и хорошо растворяется в воде, образуя слабую сернистую кислоту. Она неустойчива и разлагается на исходные вещества:

Соли сернистой кислоты, как двухосновной, могут быть средними - сульфитами, например сульфит натрия Na 2 SO 4 , и кислыми - гидросульфитами, например гидросульфит натрия NaHSO 3 . Гидросульфит и сульфит натрия, как и сернистый газ, используют для отбеливания шерсти, шёлка, бумаги и соломы, а также в качестве консервирующих средств для сохранения свежих плодов и фруктов.

Серная кислота и её соли . При окислении оксида серы (IV) образуется оксид серы (VI):

Реакция начинается только при относительно высоких температурах (420-650 °С) и протекает в присутствии катализатора (платины, оксидов ванадия, железа и т. д.).

Оксид серы (VI) SO 3 в обычных условиях - летучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. Этот типичный кислотный оксид, растворяясь в воде, образует серную кислоту:

Н 2 O + SO 3 = H 2 SO 4 .

Химически чистая серная кислота - бесцветная маслянистая тяжёлая жидкость. Она обладает сильным гигроскопическим (водоотнимающим) свойством, поэтому применяется для осушения веществ. Концентрированная серная кислота способна отнимать воду у молекул органических веществ, обугливая их. Если нанести на фильтровальную бумагу рисунок с помощью раствора серной кислоты, а затем подогреть её, то бумага почернеет (рис. 121, а) и рисунок проявится.

Рис. 121.
Обугливание бумаги (а) и сахара (б) концентрированной серной кислотой

Если в высокий стеклянный стакан поместить сахарную пудру, смочить её водой и прилить, перемешивая содержимое стакана стеклянной палочкой, концентрированную серную кислоту, то через 1-2 мин содержимое стакана начнёт чернеть, вспучиваться и в виде объёмистой рыхлой массы подниматься вверх (рис. 121, б). Смесь в стакане при этом сильно разогревается. Уравнение реакции взаимодействия концентрированной серной кислоты с сахарной пудрой (сахарозой С 12 Н 22 O 11)

объясняет опыт: образующиеся в результате реакции газы вспучивают образующийся уголь, выталкивая его из стакана вместе с палочкой.

Концентрированная серная кислота хорошо растворяет оксид серы (VI), раствор SO 3 в серной кислоте называют олеумом.

Правило разбавления концентрированной серной кислоты вы уже знаете, но повторим его ещё раз: нельзя приливать воду к кислоте (почему?), следует осторожно, тоненькой струйкой вливать кислоту в воду, непрерывно перемешивая раствор.

Химические свойства серной кислоты в значительной степени зависят от её концентрации.

Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с выделением Н 2 , с оксидами металлов (основными и амфотерными), с основаниями, с амфотерными гидроксидами и солями.

Лабораторный опыт № 29
Свойства разбавленной серной кислоты

Проделайте опыты, доказывающие, что серная кислота проявляет типичные свойства кислот. В две пробирки налейте по 2 мл раствора серной кислоты и опустите: в 1-ю - гранулу цинка, во 2-ю - кусочек меди. Что наблюдаете? Почему результат этого эксперимента именно таков? Запишите молекулярное и сокращённое ионное уравнения, рассмотрите окислительно-восстановительные процессы. Поместите в пробирку немного чёрного порошка или одну гранулу оксида меди (II), прилейте в неё 1-2 мл раствора серной кислоты. Закрепите пробирку в держателе и подогрейте на пламени спиртовки. Что наблюдаете? Запишите молекулярное и ионные уравнения. Налейте в пробирку 1-2 мл раствора щёлочи, добавьте 2-4 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Добавьте к этому раствору разбавленную серную кислоту до исчезновения окраски. Как называется эта реакция? Запишите соответствующие молекулярное и ионные уравнения. Налейте в пробирку 1 мл раствора медного купороса и прилейте 1-2 мл раствора щёлочи. Что наблюдаете? Добавляйте к содержимому пробирки разбавленную серную кислоту до исчезновения осадка. Запишите молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций. В пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата натрия или калия, прилейте 1 мл раствора хлорида кальция. Что наблюдаете? Объясните результат с помощью таблицы растворимости. Почему вместо хлорида бария, который является реактивом на серную кислоту и её соли, вам было предложено воспользоваться хлоридом кальция? В чём достоинства и недостатки этого реактива? Запишите молекулярное и ионные уравнения.

Поскольку серная кислота двухосновна, она образует два ряда солей: средние - сульфаты, например Na 2 SO 4 , и кислые - гидросульфаты, например NaHSO 4 .

Реактивом на серную кислоту и её соли является хлорид бария ВаСl 2 ; сульфат-ионы с ионами Ва 2+ образуют белый нерастворимый сульфат бария, выпадающий в осадок (рис. 122):

Рис. 122.
Качественная реакция на сульфат-ион

Концентрированная серная кислота по свойствам сильно отличается от разбавленной кислоты. Так, при взаимодействии H 2 SO 4(конц) с металлами водород не выделяется. С металлами, стоящими правее водорода в ряду напряжений (медью, ртутью и др.), реакция протекает так:

Процессы окисления и восстановления, происходящие при этом, можно записать так:

При взаимодействии с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода, концентрированная серная кислота восстанавливается до S, SO 2 или H 2 S в зависимости от положения металла в ряду напряжений и условий протекания реакции, например:

Теперь вам понятно, что с H 2 SO 4(конц) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений как до водорода, так и после него. При этом водород не образуется, так как окислителем в такой реакции являются не катионы водорода Н+, как у H 2 SO 4(разб) , а сульфат-ионы .

Железо и алюминий пассивируются концентрированной серной кислотой, т. е. покрываются защитной плёнкой, поэтому концентрированную кислоту можно перевозить в стальных и алюминиевых цистернах.

Будучи нелетучей сильной кислотой, концентрированная серная кислота способна вытеснять другие кислоты из их солей. Вы уже знаете такую реакцию, например получение хлороводорода:

Серная кислота - один из важнейших продуктов, используемых в разных отраслях промышленности (рис. 123). Основные области её применения: производство минеральных удобрений, металлургия, очистка нефтепродуктов.

Рис. 123.
Применение серной кислоты:
1-8 - производство химических продуктов и товаров (кислот 1, взрывчатых веществ 2, минеральных удобрений 3, электролитической меди 4, эмали 5, солей 6, искусственного шёлка 7, лекарств 8); 9 - очистка нефтепродуктов; 10 - в качестве электролита в аккумуляторах

Серную кислоту применяют также в производстве других кислот, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарств, красок, в качестве электролита для свинцовых аккумуляторов. На рисунке 124 показано, какое количество серной кислоты (в %) от общего мирового производства используют в различных отраслях промышленности.

Рис. 124.
Доля расхода серной кислоты на различные нужды промышленного производства

Из солей серной кислоты наибольшее значение имеют уже известные вам сульфат натрия, или глауберова соль, Na 2 SO 4 10Н 2 O, гипс CaSO 4 2Н 2 O и сульфат бария BaSO4 (где их применяют?).

Медный купорос CuSO 4 5Н 2 O используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений.

Производство серной кислоты . Получают серную кислоту в три стадии.

Химические процессы производства серной кислоты можно представить в виде следующей схемы:

1.Получение SO 2 . В качестве сырья применяют серу, колчедан или сероводород:

2.Получение SO 3 . Этот процесс вам уже известен - окисление кислородом проводят с использованием катализатора (запишите уранение реакции и дайте её полную характеристику).

3. Получение H 2 SO 4 . А вот здесь, в отличие от известной вам реакции, описываемой уравнением:

SO 3 + Н 2 O = H 2 SO 4 ,

процесс растворения оксида серы (VI) проводят не в воде, а в концентрированной серной кислоте, при этом получается знакомый вам олеум.

Производство серной кислоты создаёт немало экологических проблем. Выбросы и отходы сернокислотных заводов оказывают крайне негативное воздействие, вызывая поражения дыхательной системы у человека и животных, гибель растительности и подавление её роста, повышение коррозионного износа материалов, разрушение сооружений из известняка и мрамора, закисление почв и др.

Новые слова и понятия

1. Сероводород и сульфиды.
2. Сернистый газ, сернистая кислота, сульфиты.
3. Серная кислота, разбавленная и концентрированная.
4. Применение серной кислоты.
5. Соли серной кислоты: глауберова соль, гипс, сульфат бария, медный купорос.
6. Производство серной кислоты.

Задания для самостоятельной работы

1. Какое из веществ проявляет только восстановительные, только окислительные или и окислительные, и восстановительные свойства: сера, сероводород, оксид серы (IV), серная кислота? Почему? Подтвердите свой ответ уравнениями соответствующих реакций.
2. Охарактеризуйте: а) сернистый газ; б) оксид серы (VI) по плану: получение, свойства, применение. Напишите уравнения соответствующих реакций.
3. Напишите уравнения реакций, характеризующих свойства разбавленной серной кислоты как электролита. Какое свойство является окислительно-восстановительным процессом? Какие реакции можно отнести к реакциям ионного обмена? Рассмотрите их с точки зрения теории электролитической диссоциации.
4. Напишите уравнения реакций, лежащих в основе получения серной кислоты, согласно приведённой в параграфе схеме.
5. В 400 мл воды растворили 40 г оксида серы (VI) (н. у.). Вычислите массовую долю серной кислоты в полученном растворе.
6. Дайте характеристику реакции синтеза оксида серы (VI), используя все изученные вами классификации реакций.
7. В 5 л воды растворили 500 г медного купороса. Вычислите массовую долю сульфата меди (II) в полученном растворе.
8. Почему серную кислоту называют «хлебом химической промышленности»?