Характеристика химического элемента №16 (Сера)

Характеристика химического элемента №16 (Сера) План. 1.История открытия элемента. 2.Распростронение элемента в природе. 3.Физические свойства. 4.Химические свойства. 5.Получение. 6.Применение. История открытия элемента. Сера (англ. Sulfur, франц. Sufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна

с самых древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей.

Уже у Гомера описаны "сернистые испарения", смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав "греческого огня", наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что ее считали "принципом горючести" и обязательной

составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XI в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, еще в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трех принципов алхимиков, а позднее "принцип горючести" явился

основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения ее из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Происхождение лат. Sulfur неясно. Полагают, что это название заимствовано от греков.

В литературе алхимического периода сера часто фигурирует под различными тайными названиями. У Руланда можно найти, например, названия Zarnec (объяснение "яйца с огнем"), Thucios (живая сера), Terra foetida, spiritus foetens, Scorith, Pater и др. Древнерусское название "сера" употребляется уже очень давно. Под ним подразумевались разные горючие и дурно пахнущие вещества, смолы, физиологические выделения

(сера в ушах и пр.). По-видимому, это название происходит от санскритского сirа (светло-желтый). С ним связано слово "серый", т. е. неопределенного цвета, что, в частности, относится к смолам. Второе древнерусское название серы - жупел (сера горючая) - тоже содержит в себе понятие не только горючести, но и дурного запаха. Как объясняют филологи, нем. Schwefel имеет санскритский корень swep (спать, англо-саксонское sweblan - убивать), что, возможно,

связано с ядовитыми свойствами сернистого газа.(3) Распространение элемента в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (острова Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.

Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 — железный колчедан, или пирит; ZnS — цинковая обманка; PbS — свинцовый блеск; HgS — киноварь и др а также соли серной кислоты (кристаллогидраты): СаSO 4Ч 2Н 2 O — гипс, Na 2 SO 4 Ч 10H 2 O — глауберова соль,

МgSО 4 Ч 7H 2 O — горькая соль и др.(2) Физические свойства. Сера — твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций — сера ромбическая, моноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно

через некоторое время превращаются все остальные модификации. При 444,6 °С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом. Природная сера состоит из смеси четырех устойчивых изотопов: Температура плавления, ° С 112,8 . Температура кипения, °

С 444,6 Химические свойства. Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями: В этих реакциях сера является восстановителем. Нужно подчеркнуть, что оксид серы (VI) может образовываться только в присутствии Pt или V 2 O 5 и высоком давлении . При взаимодействии с металлами сера проявляет окислительные свойства: С большинством металлов сера реагирует при нагревании, но в реакции со ртутью взаимодействие происходит

уже при комнатной температуре. Это обстоятельство используется в лабораториях для удаления разлитой ртути, пары которой являются сильным ядом.(3) Несколько примеров соединений серы. Сероводород . При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция с очень малым выходом сероводорода H 2 S. Обычно Н 2 S получают действием разбавленных кислот на сульфиды: Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа. Сероводород — типичный восстановитель.

В кислороде он сгорает. Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени: Сероводородная кислота, так же как и сероводород, — типичный восстановитель. Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, например хлором, но и более слабыми, например сернистой кислотой H 2 SO 3 или ионами трехвалентного железа:

Сульфиды. Например, Na 2 S — сульфид натрия, NaHS — гидросульфид натрия. Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде. Сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также растворимы в воде, а остальных металлов практически нерастворимы или мало растворимы; некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах. Поэтому такие сульфиды можно легко получить, пропуская сероводород через соли соответствующего металла.

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и PbS — черную, CdS — желтую, ZnS — белую, MnS — розовую, SnS — коричневую, Sb 2 S 3 — оранжевую и т. д. На различной растворимоcти сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.(4) Оксид серы (IV). Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях — бесцветный газ с резким,

удушливым запахом. При охлаждении до -10° С сжижается в бесцветную жидкость. В жидком виде его хранят в стальных баллонах. SO 2 образуется при сжигании серы в кислороде или при обжиге сульфидов. Он хорошо растворим в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С). Оксид серы (VI). SO 3 — ангидрид серной кислоты — вещество с t пл = 16,8 °С и t кип = 44,8 °С. Оксид серы (VI), или триоксид серы, — это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17°

С в твердую кристаллическую массу. Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов. Он является промежуточным продуктом производства серной кислоты. Оксид серы (VI) получают окислением SO 2 кислородом только в присутствии катализатора: Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO 3 (т. е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при

низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции. Молекула SO 3 имеет форму треугольника, в центре которого находится атом серы: Такое строение обусловлено взаимным отталкиванием связывающих электронных пар. На их образование атом серы предоставил все шесть внешних электронов. Серная кислота. Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO 3 очень хорошо растворяется в 100%-ной серной кислоте. Раствор 80з в такой кислоте называется олеумом. Соли серной кислоты. Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами , и кислые, называемые гидросульфатами . Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты

— один моль щелочи): Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.(2) Получение. Самородная сера содержит посторонние вещества, для отделения которых пользуются способностью серы легко плавиться. Однако сера, полученная выплавкой из руды (комовая сера), обычно содержит еще много примесей. Дальнейшую ее очистку производят перегонкой в рафинировочных печах, где сера нагревается до кипения. Пары серы поступают в выложенную кирпичом камеру.

Вначале, пока камера холодная, сера прямо переходит в твердое состояние и осаждается на стенках в виде светло-желтого порошка ( серный цвет ). Когда камера нагреется выше 120°C, пары конденсируются в жидкость, которую выпускают из камеры в формы, где она и застывает в виде палочек. Полученная таким образом сера называется черенковой . Важным источником получения серы служит железный колчедан

FeS 2 , называемый также пиритом , и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения меди, цинка и других цветных металлов. Некоторое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.(4) Применение. Около половины ежегодного потребления серы идет на производство таких промышленных химических продуктов, как серная кислота, диоксид серы и дисульфид углерода (сероуглерод). Кроме того, сера широко используется в производстве инсектицидов, спичек, удобрений,

взрывчатых веществ, бумаги, полимеров, красок и красителей, при вулканизации каучука. Ведущее место в добыче серы занимают США, страны СНГ и Канада. Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.(3) Литература. 1. Справочник сернокислотчик .1971г. А.

И Бусев Л.Н.Симонова (www.krugosvet.ru). 2. Основы общей химии. М.: Химия, 1967. Б.В.Некрасов 3. Химия для поступающих в вузы. 1993г. Г.П.Хомченко 4. Общая и неорганическая химия. 1981г. Н.С.Ахметов.