Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:
H₂ + S → H₂S
Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.
В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.
Аппарат Киппа
Свойства сероводорода
При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).
Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
На этой реакции основан промышленный способ получения серы.
При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.
Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.
Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.
Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:
H₂S → Н₂ + S
Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород в природе и жизнедеятельности человека
Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.
Сероводород применяют :
- в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
- в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
- в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
- в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.
Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода
Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.
Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.
С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.
Сера - элемент шестой группы третьего периода периодической системы Менделеева. Поэтому строение атома серы изображается так:
Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е. атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электронов:
Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содержащие атомы серы с данными степенями окисления.
Простое вещество «сера » - твёрдый хрупкий минерал жёлтого цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты. Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом, кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:
Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет сера в этих реакциях.
Как типичный неметалл простое вещество сера может быть и окислителем, и восстановителем:
Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:
Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одинаковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три атома серы.
Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом уравнении.
Сера может реагировать с кислотами - сильными окислителями:
Таким образом, являясь активным неметаллом, сера образует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводорода, оксидов серы и их производных.
Сероводород
H 2 S - сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.
Задание 15.4 . Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.
Поскольку сероводород - восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:
Сероводород горит:
Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H 2 S ). Она образует соли сульфиды :
Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?
Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H 2 S ) кислотами, например:
Сернистый газ и сернистая кислота
SO 2 - сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит. Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:
Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существует только в растворах. Поэтому при действии на её соли - сульфит ы - другими кислотами можно получить сернистый газ:
При кипячении полученного раствора эта кислота разлагается полностью.
Задание 15.5. Определите степень окисления серы в сернистом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.
Поскольку степень окисления +4 для серы является промежуточной, все перечисленные соединения могут быть и окислителями и восстановителями:
Например:
Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах методом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявляет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.
Восстановительные свойства сернистого газа применяются на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кислород из воды, а именно кислород является «виновником» коррозии:
Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ превращается в серный ангидрид SO 3 :
Серный ангидрид и серная кислота
Серный ангидрид SO 3 - бесцветная жидкость, бурно реагирующая с водой:
Серная кислота H 2 SO 4 - сильная кислота, которая в концентрированном виде активно поглощает влагу из воздуха (это свойство применяется при осушении различных газов) и из некоторых сложных веществ:
При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
Взаимодействие с металлами
Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:
Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:
H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с кислородом
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
S + O 2 = SO 2 ;
2S + 3O 2 = 2SO 3 .
Взаимодействие с фосфором и углеродом
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:
2P + 3S = P 2 S 3 ;
Взаимодействие с фтором
В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:
S + 3F 2 = SF 6 .
Взаимодействие со сложными веществами
При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:
S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 .
Реакция диспропорционирования
Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:
3S + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O.
1.7. Получение серы
Из самородных руд
При нагревании пирита без доступа воздуха
FeS 2 = FeS + S.
Окислением сероводорода при недостатке кислорода
2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O.
Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора
H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S.
1.8. Сероводород
Водородное соединение серы – сероводород H 2 S . Сероводород – ковалентное соединение. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды, атом серы находится в состоянии sp 3 -гибридизации, однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Атом серы менее электроотрицательный, чем атом кислорода, имеет больший размер и, как следствие, меньшую плотность заряда. Валентный угол HSH составляет 91,1°, длина связи H – S равна 0,133 нм.
Физические свойства
При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, с сильным характерным запахом тухлых яиц. Т пл = -86 °С,Т кип = -60 °С, плохо растворим в воде, при 20 °С в 100 г воды растворяется 2,58 мл H 2 S. Очень ядовит, при вдыхании вызывает паралич, что может привести к смертельному исходу. В природе выделяется в составе вулканических газов, образуется при гниении растительных и животных организмов. Хорошо растворим в воде, при растворении образует слабую сероводородную кислоту.
Химические свойства
В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:
H 2 S = HS - + H + ;
HS - = S 2- + H + .
Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.
При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SО 2 .
Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.
Например, он обесцвечивает бромную воду:
H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.
взаимодействует с хлорной водой:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.
Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:
3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.
Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.
С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.
При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:
4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.
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 ме таллический характер элементов подгруппы хрома. Вместе с тем их максимальная положительная валентность также должна быть равна шести.
Сера.
Распространённость:
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 (FeS 2), гипс (CaS0 4 ∙2Н 2 0). 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.
Получение в промышленности:
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.
Физические свойства:
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 (CS 2).
Химические свойства:
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:
Fe + S = FeS + 23ккал
интересна его реакция с сероводородом и йодоводородом:
SF 6 +3H 2 S →6HF+4S
SF 6 +8HI→6HF+H 2 S+4I 2
S+Cl 2 →S 2 Cl 2 он переходит при избытке хлора в:
S 2 Cl 2 +Cl 2 →2SCl 2
С углеродом сера даёт сероуглерод:
Концентрированными серной и азотной кислотами сера восстанавливается до сернистого ангидрида:
S+4HNO 3(конц.) →S0 2 +4N0 2 +2Н 2 0
S+2H 2 S0 4 →3S0 2 +2Н 2 0
С разбавленной HNO 3 сера дает диоксид азота и сернистый ангидрид:
3S+4HNO 3(оч. разб) →3S0 2 +4N0+2Н 2 0
С водородом сера в обычных условиях не соединяется. Лишь при нагревании наступает обратимая реакция
Н 2 + S = H 2 S +5 ккал
равновесие которой около 350 °С смещено вправо, а при повышении температуры смещается влево. Практически сероводород получают обычно действием разбавленных кислот на сернистое железо:
FeS + 2НСl= FeCl 2 + H 2 S
Подожженный на воздухе сероводород сгорает по одному из следующих уравнений:
2H 2 S +30 2 = 2Н 2 0 + 2S0 2 +269 ккал (при избытке кислорода)
2H 2 S + 0 2 =2Н 2 0+2S+127 ккал (при недостатке кислорода)
Легко окисляется H 2 S 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:
H 2 S+4Br 2 +4H 2 O→H 2 SO 4 +8HBr
H 2 S+Br 2 →2HBr+S
В водном растворе H 2 S 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+H 2 S→Na 2 S+H 2 O (при стехиометрическом соотношении- сульфид натрия).
NaOH+H 2 S→NaHS+H 2 O(при недостатке сероводорода- гипосульфид натрия).
Заметное взаимодействие серы с кислородом наступает лишь при повышенных температурах.
S+ 0 2 = S0 2 + 71 ккал
Двуокись серы химически весьма активна. Характерные для нее реакции можно разбить на три группы:
· протекающие без изменения валентности серы:
H 2 0 + S0 2 ↔H 2 S0 3
Будучи двухосновной, сернистая кислота дает, два ряда солей: средние (сульфиты) и кислые (бисульфиты). Подобно самим ионам SO3 2- и HS0 3 - , те и другие, как правило, бесцветны
· связанные с ее понижением:
S0 2 +2СО →2С0 2 +S+64 клал (используемое иногда для извлечения серы из отходящих газов металлургических заводов)
S0 2 +2H 2 S → 2Н 2 0+3S+56 ккал
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:
2Na 2 S0 3 +0 2 =2Na 2 S0 4
Несравненно быстрее (практически - моментально) протекает окисление сернистой кислоты и сульфитов при действии таких окислителей, как КМn0 4 , Вг 2 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 S0 2 с хлором и кислородом:
С хлором двуокись серы непосредственно соединяется (на прямом солнечном свету) по реакции:
S0 2 +Cl 2 =S0 2 Cl 2
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:
S0 2 Cl 2 +2Н 2 0 → H 2 S0 4 +2НСl
Труднее, чем с хлором, идет соединение SO2 с кислородом, хотя сама по себе реакция эта сильно экзотермична:
2S0 2 +0 2 =2SO 3
Процесс с заметной скоростью протекает только при достаточно высоких температурах и в присутствии катализаторов.
Это интересно:
Наряду с кислородом сульфиты способны присоединять также серу, переходя при этом в соли серноватистой (иначе - тиосерной) кислоты, например, по реакции:
Na 2 S0 3 +S → Na 2 S 2 0 3
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 Na 2 S 2 0 3 5Н 2 0, легко окисляющийся, например, по реакции:
Na 2 S 2 0 3 +4Cl 2 +5Н 2 0=2H 2 S0 4 +2NaCl+6НСl
Гипосульфит используется в медицине.
Трехокись серы характеризуется сильными окислительными свойствами (восстанавливается обычно до S0 2). С другой стороны, она является кислотным ангидридом, причем образование H 2 SO 4 из серного ангидрида (SO 3) и воды сопровождается большим выделением тепла:
Н 2 0+SO 3 =H 2 S0 4 +15 ккал
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% H 2 S0 4 .
Концентрированная H 2 S0 4 является довольно сильным окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно до S0 2). 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 H 2 S0 4 устойчивы). Примеры:
H 2 SO 4 +Zn=ZnSO 4 +H 2
4H 2 SO 4(конц.) +3Zn=3ZnSO 4 +4H 2 O+S↓
2H 2 SO 4 +Cu=CuSO 4 +2H 2 O+SO 2
27H 2 SO 4(конц.) +16Al=8Al 2 (SO 4) 3 +24H 2 O+3H 2 S (реакция идёт только при нагревании, так как Al, Fe, Cr,пассивируются серной концентрированной кислотой)
Как видно из примеров, концентрированная серная кислота дает SO 2 с металлами, правее водорода, S с металлами между марганцем и водородом, и H 2 S 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 H 2 S0 4 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 H 2 S0 4) 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, H 2 S0 4 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 CaS0 4 , еще менее PbS0 4 и практически нерастворим BaS0 4 (запомните, это все осадки белого цвета большой плотности, кроме сульфата кальция- это хлопьевидный белый малорастворимый осадок).
Многие соли H 2 S0 4 находят широкое техническое применение. Особенно велико оно для самой серной кислоты, громадные количества которой потребляются в промышленности- химической, нефтяной, металлургической и др.
Получение серной кислоты:
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 - FeS 2 .
Нитрозный метод получения H 2 SO 4 был впервые применен в середине XVIII века. Его химическая сущность может быть выражена следующими реакциями:
1. 2N0 + 0 2 = 2N0 2
2. SO 2 +H 2 O+N0 2 =H 2 SO 4 +N0
Из первого уравнения видно, что являющаяся окислителем двуокись азота N0 2 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 SO 2 кислородом воздуха.
Другой современный метод получения серной кислоты - контактный- освоен промышленностью лишь в конце прошлого столетия. Основой его является упоминавшаяся выше реакция:
4FeS 2 +110 2 →2Fe 2 O 3 +8SO 2 (сжигание пирита)
2S0 2 +0 2 =2SO 3 (реакция каталитическая; катализатор- оксид ванадия 5 или платина.В присутствии платинового катализатора она около 400°С протекает слева направо практически нацело.)
Н 2 0+SO 3 =H 2 S0 4
Или образующийся SO 3 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).
Применение серы:
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.
Редактор: Харламова Галина Николаевна