Использование серы в промышленности. Технология получения серы. Общие признаки и различия халькогенов

Использование серы в промышленности. Технология получения серы. Общие признаки и различия халькогенов

§ 3. Химические свойства халькогенов.

Сера — химически активное вещество, особенно при повышенных температурах, облегчающих разрыв связей S- S. Она непосредственно соединяется с многими простыми веществами, за исключением инертных газов, N, Te, I, Pt, Au. Однако соединения серы с азотом, теллуром, иодом, платиной и золотом синтезированы косвенными методами.

Сера медленно реагирует с Н2 при 120 о С и значительно быстрее при температуре выше 200 о С, образуя Н2S, сгорает во фторе с образованием SF6. Реакция серы с хлором сильно ускоряется при нагревании: ее продуктами являются S2Cl2 и SCl2. Во влажном

воздухе сера медленно окисляется, на воздухе при 250-260 о С сгорает до SО2.

Реакционная способность серы определяется особенностью строения и прочностью связи S- S в молекулах Sn. Циклические молекулы S8 в твердой сере менее активны, чем бирадикальные цепочки S8, образующиеся в расплаве (см. § 2.4). Получаемая фотолизом паров атомарная сера отличается очень высокой реакционной способностью.

Как и у молекулярного кислорода (см. § 2.2), у молекулярной серы возможны два электронных состояния: триплетное и синглетное с разными химическими активностями.

Основное триплетное состояние с двумя неспаренными электронами лежит на 110.52 кДж/моль ниже возбужденного синглетного состояния без неспаренных электронов. Например, парафиновые углеводороды инертны к триплетной сере, но в присутствии синглетной серы образуют меркаптаны: RH + S RSH.

Se, Te и Po соединяются непосредственно с большинством простых веществ, хотя и труднее, чем О и S. Среди их соединений наиболее устойчивы селениды, теллуриды и полониды металлов, но их устойчивость ниже, чем у аналогичных оксидов и сульфидов.

С сильно электроотрицательными элементами (F, O и Cl) халькогены проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Как и элементы VII группы, халькогены диспропорционируют в воде:

2/n Эn + Н2О Н2Э + Н2ЭО3.

Равновесие существенно смещается в сторону продуктов реакции при кипячении и в присутствии щелочей:

3Э + 6NaOH 2Na2Э + Na2ЭО3 + 3Н2О.

§ 4. Халькогены в природе. Получение простых веществ.

В природе халькогены сосредоточены в рудных месторождениях, где они связаны преимущественно с металлами. Значительная часть серы находится либо в самородном состоянии (вулканическая сера), либо в форме сульфидов и сульфатов (CuFeS2халькопирит, ZnS — сфалерит, FeAsS — арсенит, CaSO4 . 2H2O — гипс, Na2SO4 . 10Н2О — мирабилит). Большие месторождения самородной серы находятся в США, в России они расположены в районе Самарской Луки на Волге. Огромное количество серы содержится в нефти и в нефтяных газах, откуда их извлекают в процессе технологической очистки. Присутствие соединений серы в нефти создает экологические и технологические проблемы. Например, в газовых месторождениях около Астрахани содержание Н2S достигает десятков процентов. Без глубокой очистки такие газы нельзя сжигать из-за химического отравления природы сернистым газом и нельзя перекачивать из-за сероводородной коррозии трубопроводов, скорость которой достигает нескольких мм в год.

Из подземных месторождений серу извлекают, расплавляя ее перегретой водой (165 о С) и выдавливая из-под земли сжатым воздухом. Расплав перекачивают в емкости или распыляют в воду для получения тонкого порошка. При этом получают продукт чистотой 99.5-99.9% без примесей Se, Te и As.

Серу из сероводорода получают процессом Клауса. Около 1/3 объема извлеченного из нефти H2S сжигают до SO2, H2O и паров серы:

(Аналогичный процесс происходит при попадании воды в кратеры вулканов, а также в глубине Земли в результате деятельности микроорганизмов)

Затем остальную часть H2S в присутствии оксидных катализаторов (Fe2O3, AlO3) подвергают взаимодействию с SO2:

Основным источником Se и Te служит шлам после электролитической очистки меди, который содержит значительные количества Ag, Au и платиновых металлов. Шлам подвергают окислительному обжигу с содой:

При отсутствии соды происходит улетучивание SeO2:

Разделение Se и Te достигается обработкой серной кислотой:

Na2SeO3 + Na2TeO3 + H2SO4 TeO2 . nH2O + H2SеO3 + 2Na2SO4 .

Теллур осаждается в виде гидратированного диоксида, H2SeO3 остается в растворе. Из этого раствора действием SO2 осаждают красный Se чистотой 99.5%:

H2SeO3 + 2SO2 + H2O Se + 2H2SO4 .

Гидратированный ТеО2 растворяют в щелочи и подвергают электролитическому восстановлению до Те:

Металлический Ро получают термическим разложением в вакууме сульфида полония (275 о С) или диоксида РоО2 (

500 о С) с последующей возгонкой металла. Также можно его получать восстановлением РоО2 водородом (200 о С) или РоBr2 сухим аммиаком:

3PoBr2 + 2NH3 3Po + N2 + 6HBr

§ 5. Строение молекулы Н2Э .

Рис.3. Схема расположения координатных осей (а) и энергетическая диаграмма орбиталей молекулы Н2О (б).

Строение молекул гидридов халькогенов Н2Э можно проанализировать с помощью метода молекулярных орбиталей (МО). В качестве примера рассмотрим схему молекулярных орбиталей молекулы воды (рис.3)

Для построения (Подробнее см. Г.Грей «Электроны и химическая связь»,М., изд-во «Мир», 1967, с.155-62 и G.L.Miessier, D.A.Tarr, «Inorganic Chemistry», Prantice Hall Int.Inc., 1991, p.153-57) схемы МО молекулы Н2О совместим начало координат с атомом кислорода, а атомы водорода расположим в плоскости xz (рис.3). Перекрывание 2s- и 2p-АО кислорода с 1s-АО водорода показано на рис.4. В формировании МО принимают участие АО водорода и кислорода, обладающие одинаковой симметрией и близкими энергиями. Однако вклад АО в образование МО разный, что отражается в разных величинах коэффициентов в соответствующих линейных комбинациях АО. Взаимодействие (перекрывание) 1s-АО водорода, 2s- и 2рz-АО кислорода приводит к образованию 2a1-связывающей и 4a1-разрыхляющей МО.

Рис.4. Перекрывание 2s- (а), 2px— (б) и 2pя— (в)орбиталей атома кислорода с 1s-орбиталями двух атомов водорода молекулы воды.

c1 (2so) + c2 (2pz,o) + c3 (1sн) = МО(2a1)

c4 (2so) + с5 (1sн) -с6 (2pz,o) = МО(4a1) .

При этом в энергию связывающей МО увеличенный вклад вносит АО с более низкой энергией, а в энергию разрыхляющей МО — атомная орбиталь с более высокой энергией. С учетом этого с1>>c2, а с5>c4 и с6. При перекрывании 2рх-АО кислорода и 1s-АО водорода образуются 1b1-связывающая и 2 b1-разрыхляющая МО:

с7 (2рх,о) + с8 (1sн) = МО(1b1) (с7>>c8)

с9 (2рх,о) — с10 (1sн) = МО(2b1) (с9>>c10).

z-АО кислорода и 1s-АО водорода образуют также 3a1 — практически несвязывающую МО.

с11 (2pz) + с12 (1sн) = МО(3a1) ,

так как с11>>c12 (рис.4в) из-за слабого перекрывания атомных орбиталей. -орбиталь кислорода расположена перпендикулярно плоскости xz, по условиям симметрии не перекрывается с 1s-орбиталями атома водорода и поэтому дает 1b2 несвязывающую орбиталь (рис.3б).

Взаимодействие 4-х атомных орбиталей кислорода (2s-, 2рх-, , 2pz) и двух 1s-орбиталей атомов водорода приводит к образованию шести молекулярных орбиталей: двух связывающих (2а1 и 1b1), двух несвязывающих (3а1 и 1b2) и двух разрыхляющих (4а1 и 2b1). 8 электронов атомов водорода и кислорода размещаются попарно на двух связывающих и двух несвязывающих орбиталях. Из схемы, изображенной на рис.3б, можно сделать следующие выводы.

  1. Молекулы Н2О, как и молекулы других гидридов халькогенов, диамагнитны.
  2. Электроны на связывающих 2а1 и 1b1 орбиталях обеспечивают связи О- Н, а на несвязывающих (3а1 и 1b2) орбиталях соответствуют свободным электронным парам в молекуле Н2О, как это описывается в рамках метода валентных связей.
  3. Принципиальным отличием ММО от МВС является разная энергия ионизации занятых молекулярных орбиталей, составляющая (в эВ) 27.3 (2а1), 16.2 (1b1), 14.5 (3а1) и 12.6 (1b2), соответственно.
  4. ММО (в отличие от МВС) позволяет оценить разницу в энергиях молекулярных орбиталей: ev (E). В частности, существенным является различие в энергии двух несвязывающих орбиталей 3а1 и 1b2. Это связано с различной природой орбиталей — 1b2 локализована на атоме кислорода, тогда как 3а1 образована с участием АО водорода и кислорода и не является локализованной. Локализация электронов на 1b2 МО приводит к тому, что отрицательный заряд в молекуле Н2О сосредоточен вблизи атома кислорода, а положительный — вблизи атомов водорода. Таким образом, молекула Н2О оказывается полярной (дипольный момент = l . q = 1.84D, табл.5). Это соответствует и простым соображениям электроотрицательности: связывающие электроны смещаются к более электроотрицательному атому.
Читать еще:  Исполнительное производство по алиментам сроки исполнения. Исполнительное производство по взысканию алиментов. Возобновление исполнительного производства по алиментам

Так как у молекулы Н2О в образовании связей принимают в основном участие 2р-орбитали кислорода и 1s-орбитали водорода, то можно ожидать, что угол Н- О- Н должен быть близким к 90 о . Однако из эксперимента следует, что этот угол равен 104.5 о (табл.5). Причина такого различия заключается в том, что этот угол соответствует минимуму энергии. Согласно квантово-механическим расчетам, энергия молекулы зависит не только от энергии молекулярных орбиталей и числа электронов на них, но и от валентного угла Н- О- Н. В приближении МВС увеличение угла Н- О- Н от 90 о (характерного для взаимодействия р-орбиталей) до 104.5 о связано с взаимным отталкиванием положительно заряженных атомов водорода.

При переходе от Н2О к Н2S, H2Se и H2Te диаграммы МО изменяются, что обусловлено увеличением энергий исходных АО халькогенов: Е3s = -20.7 эВ; Е = -12.0 эВ; Е4s = 20.8 эВ; Е = 11.9 эВ. Поэтому растет участие ns-атомных орбиталей халькогена в образовании молекулярных орбиталей. При этом несвязывающий характер орбиталей nb2 сохраняется, а связывающий характер орбиталей 2а1 усиливается. В целом, по мере увеличения энергии атомных орбиталей ns- и nр- уменьшается разность сумм энергий молекулярных и атомных орбиталей, которые характеризуют прочность молекул Н2Э. Вклады nр-АО атомов халькогенов в энергию МО уменьшаются, и соответственно понижается локализация электронов на атомах халькогенов и полярность молекул. Вероятно, благодаря этому уменьшаются валентные углы Н- Э- Н в молекулах. Именно так, с точки зрения теории МО ЛКАО, объясняется понижение устойчивости молекул H2S, H2Sе, H2Te по сравнению с молекулой Н2О.

Использование серы в промышленности. Технология получения серы. Общие признаки и различия халькогенов

Общая характеристика элементов VI группы.

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

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

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

По содержанию в земной коре (0,03%) она относится к весьма распространенным элемен­там. Формы нахождения серы в природе много­образны. Сравнительно редко встречаются ее самородные месторож­дения, основная же масса серы связана с металлами в составе раз­личных минералов. Например: пирит (FeS2), гипс (CaS04∙2Н20). Кроме того, соединения серы обычно присутствуют в вулканических газах и воде некоторых минеральных источников. Сера входит также в состав белковых веществ и поэтому содержится в организмах животных и растений.

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

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

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

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

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

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

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

Чистая сера представляет собой желтое кристаллическое вещество с плотностью 2,1 г/см 3 , плавящееся при 119°С и кипящее при 445°С. Она очень плохо проводит тепло и электричество. В воде сера нерас­творима. Лучшим ее растворителем является сероуглерод (CS2).

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

Читать еще:  Как в ворде печатать набор визиток. Как сделать визитку в ворде? пошаговая инструкция. Пошаговая инструкция создания визитной карточки

Fe + S = FeS + 23ккал

интересна его реакция с сероводородом и йодоводородом:

S+Cl2→S2Cl2 он переходит при избытке хлора в :

С углеродом сера даёт сероуглерод:

Концентрированными серной и азотной кислотами сера восстанавливается до сернистого ангидрида:

С разбавленной HNO3 сера дает диоксид азота и сернистый ангидрид:

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

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

Подожженный на воздухе сероводород сгорает по од­ному из следующих уравнений:

2H2S +302 = 2Н20 + 2S02↑+269 ккал (при избытке кислорода)

2H2S + 02 =2Н20+2S+127 ккал (при недостатке кислорода)

Легко окисляется H2S и в растворе: уже при стояние на воздухе сероводородная вода постепенно мутнеет вследствие выделения серы (по второй из приведенных выше реакций). Бром и йод восстанавли­ваются сероводородом до НВг н HI. Аналогично действует он и на многие другие вещества. Сероводород яв­ляется, таким образом, сильным вос­становителем:

В водном растворе H2S ведет себя как весьма слабая кислота. Сред­ние соли сероводородной кислоты (с анио­ном S 2- ) называются сернистыми или сульфидами, кислые соли (с анионом HS — )—кислыми сернистыми или гидросульфидами.

2NaOH+H2S→Na2S+H2O (при стехиометрическом соотношении- сульфид натрия).

NaOH+H2S→NaHS+H2O(при недостатке сероводорода- гипосульфид натрия).

Заметное взаимодействие серы с кислородом наступает лишь при повышенных температурах.

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

· протекающие без изменения валентности серы:

Будучи двухосновной, сернистая кислота дает, два ряда солей: средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты). Подобно самим ионам SO3 2- и HS03 — , те и другие, как правило, бесцветны

· связанные с ее понижением:

S02+2СО →2С02+S+64 клал (используемое иногда для извлечения серы из отходящих газов метал­лургических заводов)

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

· идущие с ее повышением:

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

Несравненно быстрее (практически — моментально) протекает окисле­ние сернистой кислоты и сульфитов при действии таких окислителей, как КМn04, Вг2 и так далее. В результате окисления образуется серная кислота или ее соль.

Для самого сернистого газа процессы, ведущие к повышению ва­лентности серы, протекают значительно труднее, чем для сернистой кислоты и ее солей. Наиболее важными из подобных реакций являются взаимодействия S02 с хлором и кислородом:

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

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

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

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

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

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

По силе серноватистая кислота близка к серной, но в свободном состоянии она неустойчива при выделении (путем подкисления рас­творов солей) распадается на сернистую кислоту и серу. Напротив, многие ее соли (из которых известны лишь средние) устойчивы. Как правило, они бесцветны и хорошо растворимы в воде. Наибольшее зна­чение имеет Na2S232, легко окисляющийся, например, по реакции:

Гипосульфит используется в медицине.

Трехокись серы характеризуется сильными окислительными свойствами (восстанавли­вается обычно до S02). С другой стороны, она яв­ляется кислотным ангидридом, причем образование H2SO4 из серного ангидрида (SO3) и воды сопровождается большим выделением тепла:

Чистая 100%-ная серная кислота представляет собой бесцветную масля­нистую жидкость, застывающую в кристаллическую массу при -10°C. Реактивная концентрированная кислота имеет обычно плотность 1,84 г/см 3 и содер­жит около 95% H2S04.

Концентрированная H2S04 является довольно сильным окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно до S02). Например, она окисляет HI и частично НВг (но не НСl) до свободных галоидов. Окисляются ею н многие металлы — Сu, Hg и др. (тогда как золото и платина по отношению к H2S04 устойчивы). Примеры:

27H2SO4(конц.)+16Al=8Al2(SO4)3+24H2O+3H2S↑ (реакция идёт только при нагревании, так как Al, Fe, Cr,пассивируются серной концентрированной кислотой)

Как видно из примеров, концентрированная серная кислота дает SO2 с металлами, правее водорода, S с металлами между марганцем и водородом, и H2S с металлами левее марганца.

Практически важно то обстоятельство, что очень крепкая (выше 75%) серная кислота не действует на железо. Это позволяет хранить и пере­возить ее в стальных цистернах. Напротив, разбавленная H2S04 легко растворяет железо с выделением водорода.

Крепкая серная кислота энергично поглощает влагу и поэтому часто применяется для осушки газов. От многих органических веществ, содержащих в своем составе водород и кислород, она отнимает воду, что нередко используется в технике. С этим же (а также с окислитель­ными свойствами крепкой H2S04) связано ее разрушающее действие на растительные н животные ткани. Случайно попавшую при работе на кожу или платье серную кислоту следует тотчас же смыть большим количеством воды, затем смочить пострадавшее место разбавленным раствором аммиака и вновь промыть водой.

Как сильная двухосновная кислота, H2S04 дает два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (бисульфаты), причем по­следние в твердом состоянии выделены лишь для немногих самых ак­тивных металлов (Na, К и др.). Большинство сернокислых солей бесцветно, хорошо кристаллизуется и легкорастворимо в воде. Из про­изводных наиболее обычных металлов малорастворим CaS04, еще ме­нее PbS04 и практически нерастворим BaS04 (запомните, это все осадки белого цвета большой плотности, кроме сульфата кальция- это хлопьевидный белый малорастворимый осадок).

Многие соли H2S04 находят широкое тех­ническое применение. Особенно велико оно для самой серной кислоты, громадные коли­чества которой потребляются в промышлен­ности— химической, нефтяной, металлургиче­ской и др.

Для промышленного получения серной кислоты применяются два метода: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом в обоих случаях является сернистый газ, подучаемый сжиганием на воз­духе серы или пирита — FeS2.

Нитрозный метод получения H2SO4 был впервые применен в сере­дине XVIII века. Его химическая сущность может быть выражена сле­дующими реакциями:

Из первого уравнения видно, что являющаяся окислителем двуокись азота N02 восстанавливается до окиси азота N0, а последняя при взаимодействии с кислородом воздуха по второму уравнению вновь превращается в двуокись. Таким образом, N0 играет роль переносчика кислорода, т. е. является по существу катализатором реакции окисле­ния SO2 кислородом воздуха.

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

2S02+02=2SO3 (реакция каталитическая; катализатор- оксид ванадия 5 или платина.В присутствии платинового катализатора она около 400°С протекает слева направо практически нацело.)

Или образующийся SO3 улавливают крепкой серной кислотой, образуется олеум- раствор серного ангидрида в концентрированной серной кислоте.

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

Читать еще:  Как называется птица с синими ластами. Необычная птица голубоногая олуша. Поведение и образ жизни

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

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

Автор статьи: Каштанов Артём Денисович

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Cера — химические свойства, получение, соединения. VIа группа

Сера расположена в VIа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s 2 3p 4 . В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Нахождение серы в природе

Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы:

FeS2 — железный колчедан или пирит,

ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),

PbS — свинцовый блеск или галенит,

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Аллотропные модификации серы

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О2 и О3, S2 и S8, Р2 и Р4 и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны S8, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

Открытые цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

1) ромбическая — S8

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см 3

Наиболее устойчивая модификация.

2) моноклинная — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см 3

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3) пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

Получение серы

  1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
  2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

Химические свойства серы

Окислительные свойства серы
(
S + 2ēS -2 )

1) Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:

2) С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(
S — 2ē → S +2 ; S — 4ē → S +4 ; S — 6ē → S +6 )

S + O2 – t° S +4 O2

S + Cl2 S +2 Cl2

Со сложными веществами:

5) c кислотами — окислителями:

Реакции диспропорционирования:

7) сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

Сероводород H2S и сульфиды- химические свойства

Соединения серы +4: сернистый газ, сернистая кислота и её соли сульфиты.

Серная кислота – химические свойства и промышленное производство

Биологическая роль р-элементов VIA группы. Применение их соединений в медицине

Соединения серы:

Точное время открытия человеком серы неизвестно — данное вещество было известно человеку еще с доисторических времен. Природная сера является светло-желтым порошкообразным веществом, массовая доля серы в земной коре составляет 0,03%.

В природе сера встречается, как в виде самородков, так и в виде разнообразных соединений: сульфидов (FeS2; FeCuS2) и сульфатов (BaSO4), входящих в состав разнообразных минералов (пирит, медный колчедан, гипс, барит). Также сера в виде соединений присутствует в природных углеводородах: нефте, газе, угле.

Сера является биогенным элементом — в организме человека массовая доля серы составляет 0,16%, сера входит в состав белков, аминокислот, гормонов.

Атом серы содержит 16 электронов, при этом у серы, как и у атома кислорода, на внешнем энергетическом уровне находится 6 валентных электронов (см. Электронная структура атомов).

В отличие от кислорода, атом серы способен образовывать не только 2 (H2S) ковалентные связи, но и 4 (H2SO3) или 6 (H2SO4) (см. Ковалентная связь). Данное свойство объясняется наличием у атома серы свободного d-подуровня, на который могут переходить 1 или 2 электрона с s- или р-подуровня (см. Атомы 16(VIa) группы).

Сера, как простое вещество

Молекула S2 имеет строение, аналогичное O2.

В отличие от кислорода, сера может образовывать зигзазообразные цепи, но наиболее устойчивыми являются циклические молекулы серы, имеющие форму короны, в которую входят 8 атомов (S8) — α-сера. «Короны» с меньшим числом атомов менее устойчивы. Кроме этого, молекулы серы могут образовывать открытые цепи (S).

В ромбической модификации S8 — 8 атомов серы соединены между собой одинарными ковалентными связями — это твердые кристаллы желтого цвета, нерастворимые в воде, но хорошо растворяющиеся в органических растворителях, например, в сероуглероде.

Сера при высоких температурах может существовать в газообразном состоянии:

Химические свойства серы

Сера является типичным активным неметаллом.

В воде сера практически не растворяется (даже не смачивается водой), а в органических растворителях сера растворяется хорошо.

При взаимодействии с другими веществами сера может выступать, как в роли окислителя, так и в роли восстановителя, в зависимости от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми сера вступает в реакцию:

  • окислителем сера является в реакциях с простыми веществами-восстановителями, имеющими меньшую электроотрицательность, чем сера — это водород, металлы, некоторые неметаллы:
  • восстановителем сера является в реакциях с кислородом, галогенами, кислотами-окислителями

Реакции, в которых сера является окислителем:

  • с металлами сера реагирует при нагревании с образованием сульфидов:
  • с водородом:
  • с фосфором:
  • с углеродом:

Реакции, в которых сера является восстановителем:

Взаимодействие серы со сложными веществами:

  • реагирует, как восстановитель с кислотами-окислителями при нагревании:
  • в реакциях диспропорционирования с растворами щелочей при нагревании сера выступает и окислителем, и восстановителем:

Аллотропные модификации серы


Рис. Ромбическая α-сера.

  • кристаллическое вещество желтого цвета;
  • устойчиво при комнатной температуре;
  • состоит из циклических молекул S8.
  • температура плавления = 112,8°C;
  • плотность = 2,06 г/см 3 .


Рис. Моноклинная β-сера.

  • темно-желтые кристаллы;
  • устойчиво при температуре 95°C и выше;
  • от альфа-серы отличается ориентацией кольцевых молекул в узлах кристаллической решетки;
  • температура плавления = 119,3°C;
  • плотность = 1,957 г/см 3 .

Пластическая сера


Рис. Пластическая сера.

  • резиноподобное вещество темно-коричневого цвета;
  • образуется при резком охлаждении расплавленной серы;
  • состоит из открытых цепных полимерных молекул (S);
  • плотность = 2,046 г/см 3 .

Получение и применение серы

Способы получения серы:

  • промышленным способом получения серы является очищение самородной серы от примесей расплавлением перегретым водяным паром;
  • окислением сероводорода кислородом: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O;
  • восстановлением оксида серы (IV) углеродом: SO2 + C = S + CO2;
  • разложением пирита (FeS2): FeS2 = S + FeS;
  • разложением сероводорода: H2S = H2 + S.

Применение серы:

  • как ингредиент для получения серной кислоты;
  • в качестве инсектицида;
  • для вулканизации каучука;
  • в производстве пороха, спичек, лекарственных препаратов, красителей.

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Ссылка на основную публикацию
Adblock
detector