Как пишется серный газ

Сернистый газ имеет молекулярное строение, аналогичное озону. Атом серы, находящийся в центре молекулы, связан с двумя атомами кислорода. Этот газообразный продукт окисления серы не имеет цвета, издает резкий запах, при изменении условий легко конденсируется в прозрачную жидкость. Вещество хорошо растворимо в воде, обладает антисептическими свойствами. В больших количествах получают SO₂ в химической промышленности, а именно в цикле сернокислотного производства. Газ широко используется для обработки сельскохозяйственных и пищевых продуктов, отбеливания тканей в текстильной промышленности.

Систематические и тривиальные названия вещества

Необходимо разобраться в многообразии терминов, относящихся к одному и тому же соединению. Официальное название соединения, химический состав которого отражает формула SO₂, — диоксид серы. ИЮПАК рекомендует использовать этот термин и его английский аналог — Sulfur dioxide. Учебники для школ и ВУЗов чаще упоминают еще такое название — оксид серы (IV). Римской цифрой в скобках обозначена валентность атома S. Кислород в этом оксиде двухвалентен, а окислительное число серы +4. В технической литературе используются такие устаревшие термины, как сернистый газ, ангидрид сернистой кислоты (продукт ее дегидратации).

Состав и особенности молекулярного строения SO₂

Молекула SO₂ образована одним атомом серы и двумя атомами кислорода. Между ковалентными связями имеется угол, составляющий 120°. В атоме серы происходит sp2-гибридизация — выравниваются по форме и энергии облака одного s и двух p-электронов. Именно они участвуют в образовании ковалентной связи между серой и кислородом. В паре О—S расстояние между атомами составляет 0,143 нм. Кислород более электроотрицательный элемент, чем сера, значит, связывающие пары электронов смещаются от центра к внешним углам. Вся молекула тоже поляризована, отрицательный полюс — атомы О, положительный — атом S.

Некоторые физические параметры диоксида серы

Оксид четырехвалентной серы при обычных показателях окружающей среды сохраняет газообразное агрегатное состояние. Формула сернистого газа позволяет определить его относительную молекулярную и молярную массы: Mr(SO₂) = 64,066, М = 64,066 г/моль (можно округлять до 64 г/моль). Этот газ почти в 2,3 раза тяжелее воздуха (М(возд.) = 29 г/моль). Диоксид обладает резким специфическим запахом горящей серы, который трудно перепутать с каким-либо другим. Он неприятный, раздражает слизистые покровы глаз, вызывает кашель. Но оксид серы (IV) не такой ядовитый, как сероводород.

Под давлением при комнатной температуре газообразный сернистый ангидрид сжижается. При низких температурах вещество находится в твердом состоянии, плавится при –72…–75,5 °C. При дальнейшем повышении температуры появляется жидкость, а при –10,1 °C вновь образуется газ. Молекулы SO₂ являются термически устойчивыми, разложение на атомарную серу и молекулярный кислород происходит при очень высоких температурах (около 2800 ºС).

Растворимость и взаимодействие с водой

Диоксид серы при растворении в воде частично взаимодействует с ней с образованием очень слабой сернистой кислоты. В момент получения она тут же разлагается на ангидрид и воду: SO₂ + Н₂О ↔ Н₂SO₃. На самом деле в растворе присутствует не сернистая кислота, а гидратированные молекулы SO₂. Газообразный диоксид лучше взаимодействует с прохладной водой, его растворимость понижается с повышением температуры. При обычных условиях может раствориться в 1 объеме воды до 40 объемов газа.

Сернистый газ в природе

Значительные объемы диоксида серы выделяются с вулканическими газами и лавой во время извержений. Многие виды антропогенной деятельности тоже приводят к повышению концентрации SO₂ в атмосфере.

Сернистый ангидрид поставляют в воздух металлургические комбинаты, где не улавливаются отходящие газы при обжиге руды. Многие виды топливных ископаемых содержат серу, в результате значительные объемы диоксида серы выделяется в атмосферный воздух при сжигании угля, нефти, газа, полученного из них горючего. Сернистый ангидрид становится токсичным для человека при концентрации в воздухе свыше 0,03 %. У человека начинается одышка, могут наступить явления, напоминающие бронхит и воспаление легких. Очень высокая концентрация в атмосфере диоксида серы может привести к сильному отравлению или летальному исходу.

Сернистый газ — получение в лаборатории и в промышленности

Лабораторные способы:

1. При сжигании серы в колбе с кислородом или воздухом получается диоксид по формуле: S + O₂ = SO₂.
2. Можно подействовать на соли сернистой кислоты более сильными неорганическими кислотами, лучше взять соляную, но можно разбавленную серную:

• Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + H₂SO₃;
• Na₂SO₃ + H₂SO₄ (разб.) = Na₂SO₄ + H₂SO₃;
• H₂SO₃ = Н₂О + SO₂↑.

3. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой выделяется не водород, а диоксид серы:

2H₂SO₄ (конц.) + Cu = CuSO₄ + 2H₂O + SO₂↑.

Современные способы промышленного производства сернистого ангидрида:

1. Окисления природной серы при ее сжигании в специальных топках: S + О₂ = SO₂.
2. Обжиг железного колчедана (пирита).

Основные химические свойства диоксида серы

Сернистый газ является активным соединением в химическом плане. В окислительно-восстановительных процессах это вещество чаще выступает в качестве восстановителя. Например, при взаимодействии молекулярного брома с диоксидом серы продуктами реакции являются серная кислота и бромоводород. Окислительные свойства SO₂ проявляются, если пропускать этот газ через сероводородную воду. В результате выделяется сера, происходит самоокисление-самовосстановление: SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O.

Диоксид серы проявляет кислотные свойства. Ему соответствует одна из самых слабых и неустойчивых кислот — сернистая. Это соединение в чистом виде не существует, обнаружить кислотные свойства раствора диоксида серы можно с помощью индикаторов (лакмус розовеет). Сернистая кислота дает средние соли — сульфиты и кислые — гидросульфиты. Среди них встречаются стабильные соединения.

Процесс окисления серы в диоксиде до шестивалентного состояния в ангидриде серной кислоты — каталитический. Получившееся вещество энергично растворяется в воде, реагирует с молекулами Н₂О. Реакция является экзотермической, образуется серная кислота, вернее, ее гидратированная форма.

Практическое использование сернистого газа

Основной способ промышленного производства серной кислоты, для которого нужен диоксид элемента, насчитывает четыре стадии:

1. Получение сернистого ангидрида при сжигании серы в особых печах.
2. Очищение полученного диоксида серы от всевозможных примесей.
3. Дальнейшее окисление до шестивалентной серы в присутствии катализатора.
4. Абсорбция триоксида серы водой.

Ранее почти всю двуокись серы, необходимую для производства серной кислоты в промышленных масштабах, получали при обжиге пирита как побочный продукт сталеплавильного производства. Новые виды переработки металлургического сырья меньше используют сжигание руды. Поэтому основным исходным веществом для сернокислотного производства в последние годы стала природная сера. Значительные мировые запасы этого сырья, его доступность позволяют организовать широкомасштабную переработку.

Диоксид серы находит широкое применение не только в химической промышленности, но и в других отраслях экономики. Текстильные комбинаты используют это вещество и продукты его химического взаимодействия для отбеливания шелковых и шерстяных тканей. Это один из видов бесхлорного отбеливания, при котором волокна не разрушаются.

Диоксид серы обладает отличными дезинфицирующими свойствами, что находит применение в борьбе с грибками и бактериями. Сернистым ангидридом окуривают хранилища сельскохозяйственной продукции, винные бочки и подвалы. Используется SO₂ в пищевой промышленности как консервирующее и антибактериальное вещество. Добавляют его в сиропы, вымачивают в нем свежие плоды. Сульфитизация
сока сахарной свеклы обесцвечивает и обеззараживает сырье. Консервированные овощные пюре и соки тоже содержат диоксид серы в качестве антиокислительного и консервирующего агента.

Оксид серы (сернистый газ, серы диоксид, ангидрид сернистый) — это бесцветный газ, имеющий в в нормальных условиях резкий характерный запах (похож на запах загорающейся спички). Сжижается под давлением при комнатной температуре. Сернистый газ растворим в воде, при этом образуется нестойкая серная кислота. Также это вещество растворяется в серной кислоте и этаноле. Это один из основных компонентов, входящих в состав вулканических газов.

Как получают сернистый газ

Получение SO₂ — диоксида серы — промышленным способом заключается в сжигании серы или обжиге сульфидов (используется в основном пирит).

4FeS₂ (пирит) + 11O₂ = 2Fe₂O₃ (оксид железа) + 8SO₂ (сернистый газ).

В условиях лаборатории сернистый газ можно получить путем воздействия сильных кислот на гидросульфиты и сульфиты. При этом получившаяся сернистая кислота сразу распадается на воду и сернистый газ. Например:

Na₂SO₃ (сульфит натрия) + H₂SO₄ (серная кислота) = Na₂SO₄ (сульфат натрия) + H₂SO₃ (сернистая кислота). H₂SO₃ (сернистая кислота) = H₂O (вода) + SO₂ (сернистый газ).

Третий способ получения сернистого ангидрида заключается в воздействии концентрированной серной кислоты при нагревании на малоактивные металлы. Например: Cu (медь) + 2H₂SO₄ (серная кислота) = CuSO₄ (сульфат меди) + SO₂ (диоксид серы) + 2H₂O (вода).

Химические свойства диоксида серы

Формула сернистого газа — SO₂. Это вещество относится к кислотный оксидам.

1. Диоксид серы растворяется в воде, при этом образуется сернистая кислота. В обычных условиях данная реакция обратима.

SO₂ (диоксид серы) + H₂O (вода) = H₂SO₃ (сернистая кислота).

2. С щелочами диоксид серы образует сульфиты. Например: 2NaOH (гидроксид натрия) + SO₂ (сернистый газ) = Na₂SO₃ (сульфит натрия) + H₂O (вода).

3. Химическая активность сернистого газа достаточно велика. Наиболее выражены восстановительные свойства сернистого ангидрида. В таких реакциях степень окисления серы повышается. Например: 1) SO₂ (диоксид серы) + Br₂ (бром) + 2H₂O (вода) = H₂SO₄ (серная кислота) + 2HBr (бромоводород); 2) 2SO₂ (диоксид серы) + O₂ (кислород) = 2SO₃ (сульфит); 3) 5SO₂ (диоксид серы) + 2KMnO₄ (перманганат калия) + 2H₂O (вода) = 2H₂SO₄ (серная кислота) + 2MnSO₄ (сульфат марганца) + K₂SO₄ (сульфат калия).

Последняя реакция — это пример качественной реакции на SO2 и SO3. Происходит обесцвечивание раствора фиолетового цвета).

4. В условиях присутствия сильных восстановителей сернистый ангидрид может проявлять свойства окислительные. Например, для того чтобы в металлургической промышленности извлечь серу из отходящих газов, используют восстановление диоксида серы оксидом углерода (CO): SO₂ (диоксид серы) + 2CO (оксид углерода) = 2CO₂ (диоксид углерода) + S (сера).

Также окислительные свойства этого вещества используют в целях получения фосфорноваристой ксилоты: PH₃ (фосфин) + SO₂ (сернистый газ) = H₃PO₂ (фосфорноваристая кислота) + S (сера).

Где применяют сернистый газ

В основном диоксид серы используют для получения кислоты серной. Также его применяют как консервант (Е-220) в производстве слабоалкогольных напитков (вино и другие напитки средней ценовой категории). Благодаря свойству этого газа убивать различные микроорганизмы, им окуривают складские помещения и овощехранилища. Помимо этого, оксид серы используют для отбеливания шерсти, шелка, соломы (тех материалов, которые нельзя отбелить хлором). В лабораториях сернистый газ применяют в качестве растворителя и в целях получения различных солей кислоты сернистой.

Физиологическое воздействие

Сернистый газ обладает сильными токсическими свойствами. Симптомы отравления — это кашель, насморк, охриплость голоса, своеобразный привкус во рту, сильное першение в горле. При вдыхании диоксида серы в высоких концентрациях возникает затруднение глотания и удушье, расстройство речи, тошнота и рвота, возможно развитие острого отека легких.

ПДК сернистого газа: — в помещении — 10 мг/м³; — среднесуточная максимально-разовая в атмосферном воздухе — 0,05 мг/м³.

Чувствительность к диоксиду серы у отдельных людей, растений и животных различна. Например, среди деревьев наиболее устойчивы дуб и береза, а наименее — ель и сосна.

СЕРНИСТЫЙ ГАЗ

Полезное

Сероводород

Получение
сероводорода

• Получение из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

• Взаимодействие минеральных кислот и сульфидов металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

• Действие концентрированной H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные металлы:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

• Гидролиз некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

• Нагревание парафина с серой:

C₄₀H₈₂
+ 41S = 41Н₂S+40С

Видео Получение и обнаружение сероводорода

Физические
свойства и строение сероводорода

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S
— бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым
запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1^о.

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для
обнаружения анионов S^2- и сероводорода используют
реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный
осадок.

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

• Окисление кислородом воздуха:

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

• Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

• Взаимодействие с кислотами-окислителями:

3H₂S + 8HNО_3(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО_3(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO_4(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

• Взаимодействие со сложными окислителями:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

2H₂S + SO₂ = 2H₂O + 3S

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

• Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень:
H₂S → Н⁺ + HS^—

2-я ступень:
HS^— → Н⁺ + S^2-

H₂S очень слабая
кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

• с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

• с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

• с основными оксидами:

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

• со щелочами:

H₂S + NaOH(_{недостаток}) = NaHS + Н₂O

H₂S + 2NaOH(_{избыток})  → Na₂S + 2H₂O

• с аммиаком:

H₂S + 2NH₃(_{избыток}) = (NH₄)₂S

• с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Реакция
с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция
на сероводород и сульфид-ионы.

Видео Взаимодействие сероводорода с нитратом свинца

Сульфиды

Получение сульфидов

• Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

• Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS

• Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

Pb(NO₃)₂ + Н₂S →  PbS↓ + 2НNO₃

ZnSO₄ + Na₂S → ZnS↓ + Na₂SO₄

• Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости
в воде и кислотах сульфиды классифицируют
на:

• растворимые в воде —  сульфиды щелочных металлов и аммония;

• нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

• нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

• гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

• Чёрные – HgS, Ag₂S, PbS, CuS, FeS,
  NiS;
• Коричневые – SnS, Bi₂S₃;
• Оранжевые – Sb₂S₃, Sb₂S₅;
• Жёлтые – As₂S₃, As₂S₅,
  SnS₂, CdS;
• Розовые — MnS
• Белые – ZnS, Al₂S₃, BaS,
  CaS;

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

• Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

• Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН
= Ca(HS)₂ + Са(ОН)₂

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS^— + H₂O → H₂S↑ + ОН^—

Необратимый
гидролиз сульфидов

• Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Нерастворимые
сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

• Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

FeS + 2HCI =
FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI =
ZnCl₂ + H₂S↑

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

CuS + 4H₂SO_{4(конц. гор.)} → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

MnS + 3HNO₃ = MnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

• Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

• Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

• Окислительный обжиг сульфидов является
  важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

Взаимодействия
сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S²⁻:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

Оксид серы
(IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

• Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

S + O₂ → SO₂

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

• Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Действие сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + 2HCl = SO₂ + Н₂O + 2NaCI

• Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

2H₂SO₄ + Сu = SO₂↑ + CuSO₄ + 2Н₂O

Физические
свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

• При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

• Как
  кислотный оксид, SO₂ вступает
  в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

• При взаимодействии с окислителями SO₂ проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄  является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

• SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S↓ + 2H₂O

SO₂ + 2CO → S↓ +2СО₂

SO₂ + С → S↓ + СO₂

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

• SO₃ можно получить из SO₂ путем каталитического окисления последнего кислородом:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

• Окислением SO₂ другими окислителями:

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

• Разложением сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Физические
свойства серного ангидрида

При обычных условиях SO₃ представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким
запахом. На воздухе SO₃ «дымит» и сильно
поглощает влагу.

SO₃ – тяжелее
воздуха, хорошо растворим в воде.

SO₃ ядовит!

Химические свойства серного
ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

• Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

• Как
  кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с щелочами и
  основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH_{(избыток)} → Na₂SO₄ + H₂O

SO₃ + NaOH_{(избыток)} → NaHSO₄

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

• SO₃ проявляет
  сильные окислительные свойства, так
  как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

SO₃ + 2KI → I₂ + K₂SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

• При растворении в концентрированной
  серной кислоте образует олеум (раствор
  SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы
получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

Физические
свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы
в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления
+4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства
кислот

• Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
• кислые – гидросульфиты

H₂SO₃ ↔ HSO₃^— + H⁺

• средние – сульфиты

HSO₃^—↔ SO₃^2- + H⁺

• Сернистая кислота самопроизвольно распадается на SO₂ и H₂O:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы
получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

SO₂ + СаО = CaSO₃

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

SO₂ + NaOH = NaHSO₃

SO₂ + 2NaOH = Н₂O + Na₂SO₃

Физические
свойства сульфитов

Сульфиты
щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы
или не существуют.

Гидросульфиты
металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из
них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют
только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

• Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная (окрашивают лакмус в синий цвет):

SO₃^— + Н₂O = HSO₃^— + ОН^—

Na₂SO₃ + Н₂O = NaHSO₃ + NaOH

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

• Реакция с сильными кислотами:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl +
SO₂↑ + Н₂O

NaHSO₃ + HCl = NaCl + SO₂↑ + Н₂O

• Термическое разложение сульфитов:

CaSO₃ = СаО + SO₂↑

• Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

CaSO₃ + SO₂ + Н₂O = Ca(HSO₃)₂

• Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Na₂SO₃ + ZnCl₂ = ZnSO₃↓ + 2NaCl

Окислительно-восстановительные реакции

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

• Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Na₂SO₃ + Вr₂ + Н₂O = Na₂SO₄ + 2НВr

5K₂SO₃ + 2КМnO₄ + 3H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3Н₂O

Na₂SO₃ + HNO₃ = 2NaNO₃ + SO₂ + H₂O

• Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄

• При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

Na₂SO₃ + ЗС = Na₂S + ЗСО

• При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы
получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов
металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

4FeS₂ +
11O₂ → 2Fe₂O₃ +
8SO₂ + Q

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические
свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот! 

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные
реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видео Взаимодействие хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион).

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

• Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

Характерны все свойства кислот:

• Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

• Вытесняет более слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

• Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

NaNO_3(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

• Вступает в обменные реакции с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

• Взаимодействует с металлами:

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

H₂SO_4(разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄
+ H₂

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

• Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

H₂SO₄ + Na = Na₂SO₄ + Н₂S↑ + H2O

5H₂SO_4(конц.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

• Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

4H₂SO₄ + 3Mg → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

• Такие металлы, как железо Fe,
  алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной
  серной кислотой на холоде. При нагревании,
  при удалении оксидной пленки реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO_4(конц.) + 2Al → Al₂ (SO₄)₃ + Н₂S↑ + 6H₂O

• Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

2H₂SO_4(конц.) + Cu → CuSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + Hg → HgSO₄ + SO₂ ↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

• В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

5H₂SO_4(конц.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

3H₂SO_4(конц.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄ + 2H₂O

5H₂SO_4(конц.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O (комнатная температура)

H₂SO_4(конц.) + H₂S = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О (при нагревании)

H₂SO_4(конц.) + 2HBr = Br₂ + SO₂ + 2H₂O

• Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы
получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами,
оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при
взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое
соединение.

Физические
свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы
в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных
щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких
щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые
сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова
соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

2CaSO₄ xH₂O –
алебастр

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Na₂CO₃ ∙ 10H₂O −
кристаллическая сода

KАl(SO4)₂ x 12H₂O
– алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

• Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения.

• Кислые сульфаты щелочных металлов разлагаются с отщеплением воды:

2KHSO₄ → K₂S₂O₇
+ H₂O↑.

• Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO₄
= ZnO + SO₃

FeSO₄
= 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

• Сульфаты тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием металла и кислорода:

HgSO₄ = Hg + SO₂ + O₂

• Некоторые сульфаты проявляют окислительные свойства и вступают в реакции с простыми веществами:

CaSO₄ +
C = CaO + SO₂ + CO

BaSO₄ +
4C = BaS + 4CO

Серни́стый газ (окси́д се́ры (IV), диокси́д се́ры, двуокись серы, серни́стый ангидри́д) — соединение серы с кислородом состава SO₂. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (загорающейся спички). Растворяется в воде с образованием нестойкой сернистой кислоты. Растворяется также в этаноле и се́рной кислоте. Под давлением сжижается уже при комнатной температуре.

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид серы.

Сернистый газ — один из главных компонентов вулканических газов. В высоких концентрациях имеет раздражающее действие, токсичен, вызывает насморк, кашель, охриплость, сильное першение в горле и характерный привкус. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

Тем не менее, сернистый газ широко используется в пищевой промышленности в качестве консерванта Е220. Он убивает микроорганизмы, поэтому им окуривают овощехранилища и склады, а также используют для отбеливания соломы, шёлка и шерсти, то есть материалов, которые нельзя отбеливать хлором.

Сернистый газ в афоризмах и кратких цитатахПравить

Ни удушливые газы, ни сернистый дым, ни зола, взвеваемая ветром, не могли остановить меня.[1]

	…ныне давно небывавшая гостья в Сибири ― холера ― унесла много жертв из населения, не побоявшись и сернистых ядовитых газов.[2]
	— Александр Черкасов, «На Алтае: Записки городского головы», 1884

	― Вот что я придумал, ― заявил Каштанов: ― нужно отравить или оглушить муравьёв <…> сернистым газом.[3]
	— Владимир Обручев, «Плутония», 1924

	Известно, что серная кислота получается окислением сернистого ангидрида SO2 в серный ангидрид SO3 с последующим присоединением воды.[5]
	— Б. Казаков, Е. Грузинов, «Четырежды открытый». Элемент № 23: ванадий, 1969

	Большой интерес вызвал вопрос, что же «выплевывают» вулканы Ио? Приборы «Вояджера-1» уверенно назвали только двуокись серы.[7]
	— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

	Попробуем представить себе артезианский колодец, в котором вместо воды — сера и её двуокись.[7]
	— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

	на «вояджеровских» снимках отчетливо различимы и эскарпы, и сопутствующие им яркие и темные потоки всех описанных выше форм и очертаний, и области, засыпанные слоями «сернистокислого» снега.[7]
	— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

	Общий объем поступлений сернистого газа, или диоксида серы (S02), в атмосферу Земли в разных источниках обычно оценивается от 100 млн. до 150 млн. т. в год.[8]
	— Владимир Максаковский. «Географическая картина мира» (Книга I. Общая характеристика мира), 2003

	Диоксид серы и оксиды азота в воздухе соединяются с парами воды, концентрируясь в первую очередь у основания облаков. Затем вместе с дождями (туманами) они выпадают на землю…[8]
	— Владимир Максаковский. «Географическая картина мира» (Книга I. Общая характеристика мира), 2003

	Одна из главных загадок ― наличие в атмосфере планеты <Венеры> значительных количеств двуокиси серы SO2. Из малых составляющих атмосферы этот газ наиболее обилен, что противоречит результатам химических моделей…[9]
	— Дмитрий Титов, ««Венера-Экспресс» — первая европейская миссия к планете Венера», 2006

Сернистый газ в научной и научно-популярной прозеПравить

 

В пестролистных растениях цвет зависит от присутствия в соке клеточек ярких растворов, которые маскируют, скрывают зеленые зерна хлорофилла, но под микроскопом эти зерна нетрудно обнаружить. Еще легче обнаружить их следующим образом: стоит обмакнуть красный или почти чёрный лист какого-нибудь Coleus или другого пестролистного растения в слабый раствор сернистой кислоты, и он тотчас позеленеет. Это зависит от того, что сернистая кислота, обесцвечивая красный раствор, не действует на хлорофилл.[10]

— Климент Тимирязев, «Растение как источник силы», 1875

Изучая автоускоряющуюся медленную реакцию окисления сероводорода H2S, Эмануэль, Павлов и я в этом году показали, что продуктами этой давно известной реакции является не только SO2 (сернистый газ) и Н2O, но в весьма значительных количествах появляется и такой «экзотический» продукт, как SO. В первых стадиях реакции SO появляется в очень большом количестве, достигая 7% от исходного вещества и до 40% от превращенного к этому моменту H2S, и лишь в конечных стадиях SO исчезает, переходя в SO2. SO регистрировалось по спектрам поглощения по ходу реакции, а также вторым, новым методом, в подробности которого я здесь не могу входить. Таким образом, SO является типичным промежуточным продуктом. Можно показать, что именно его образование вызывает автоускорение реакции и облегчает взрыв.[11]

— Николай Семёнов, «Теория цепных реакций», 1940

	Диоксид серы хорошо растворяется в воде (около 40 объемов в 1 объеме воды при 20°С); при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота: SO2 + Н2O ↔ H2SO3 Таким образом, диоксид серы является ангидридом сернистой кислоты. При нагревании растворимость SO2 уменьшается и равновесие смещается влево; постепенно весь диоксид серы снова выделяется из раствора.[12]:372
	— Николай Глинка, «Общая химия», 1950-е

Молекула SO2 построена аналогично молекуле озона. Ядра составляющих ее атомов образуют равнобедренный треугольник. <…> Здесь атом серы, как и центральный атом кислорода в молекуле озона, находится в состоянии sp2-гибридизации и угол O-S-O близок к 120°. Ориентированная перпендикулярно к плоскости молекулы pz-орбиталь атома серы не участвует в гибридизации. За счет этой орбитали и аналогично ориентированных pz-орбиталей атомов кислорода образуется трехцентровая π-связь; осуществляющая ее пара электронов принадлежит всем трем атомам молекулы.[12]:373

— Николай Глинка, «Общая химия», 1950-е

Контактный способ производства серной кислоты применяется в промышленности с 1875 года. В печи сжигается пирит ― самое дешевое пока сырье ― или сера. Образующийся сернистый газ последовательно проходит через несколько очистительных башен 2 и электрофильтров, в которых из него удаляются твердые частицы. Для еще лучшей очистки от пыли газ промывается в башне водой и сушится серной кислотой в следующей башне. От мышьяковистых соединений сернистый газ очищается в камере и затем поступает в подогреватель, где смешивается с воздухом. Температура смеси ― 400-500°C. После подогрева смесь направляется в контактный аппарат. Здесь она проходит через слой так называемой контактной массы, в состав которой входят 4-6% катализатора. SO2 взаимодействует с кислородом и превращается в SO3. Серный ангидрид улавливается концентрированной серной кислотой в поглотительной башне, и насыщенная серным ангидридом «дымящаяся» серная кислота (олеум) стекает в сборники, а оттуда идёт на склад.[13]

— Михайлов Г., Казбек-Казиев В., «Серная кислота», 1967

Таким образом, в основе процесса лежат отщепление одного атома кислорода от молекулы NO2, окисление этим кислородом сернистого ангидрида, окисление NO снова до NO2 и его повторное использование. Какой из описанных способов лучше? Безусловно, контактный. Нитрозным способом получают 75-78%-ную кислоту, а контактным ― купоросное масло (92-94% H2SO4) и олеум (100%-ная кислота, насыщенная серным ангидридом). Доля контактной серной кислоты в общем объеме сернокислотного производства непрерывно возрастает.[13]

— Михайлов Г., Казбек-Казиев В., «Серная кислота», 1967

…в начале первой мировой войны химикам вновь пришлось обратиться к элементу №23. В эти годы сражающимся странам потребовались громадные количества серной кислоты. Ведь без неё невозможно получить нитроклетчатку ― основу боевых порохов. Известно, что серная кислота получается окислением сернистого ангидрида SO2 в серный ангидрид SO3 с последующим присоединением воды. Однако SO2 непосредственно с кислородом реагирует крайние медленно. Окисление сернистого ангидрида может происходить при восстановлении двуокиси азота (на этой реакции основан нитрозный способ производства серной кислоты), но более чистая и концентрированная кислота получается, если реакцию окисления SO2 в SO3 проводить в присутствии некоторых твёрдых катализаторов (контактный метод производства). Первым катализатором сернокислотного контактного производства была дорогостоящая платина. Её, естественно, не хватало, требовались заменители. Ими оказались пятиокись ванадия V2O5 и некоторые соли ванадиевых кислот, например Ag3VO4. Они почти с таким же успехом, как и платина, ускоряют окисление SO2 в SO3, но обходятся значительно дешевле, да и требуется их меньше. И главное, они не боятся контактных ядов, выводящих из строя платиновые катализаторы.[5]

— Б. Казаков, Е. Грузинов, «Четырежды открытый». Элемент № 23: ванадий, 1969

Большой интерес вызвал вопрос, что же «выплевывают» вулканы Ио? Приборы «Вояджера-1» уверенно назвали только двуокись серы. Подозрительно, например, полное отсутствие воды, ведь у нас на Земле вулканы извергают ее столько, что, по некоторым гипотезам, чуть ли не все моря и океаны обязаны им своим существованием. Может быть, Ио так долго и усердно извергала влагу из своих недр, что её запасы просто исчерпались?[7]

— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

	Попробуем представить себе артезианский колодец, в котором вместо воды — сера и её двуокись. Найдя подходящую трещину или расселину, они, конечно, не преминут выбраться на белый свет, так что потоки серы и ее производных из недр здесь вполне в состоянии порождать уступы и ступени, простирающиеся на многие сотни километров.[7]
	— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

А давление атмосферы на Ио, как мы знаем, очень низкое (около 10~2 Па), так что есть чему выбить пробку из этой космической бутылки — скорость выделения газов должна достигать 350 м/с. Роль пробки здесь может играть (не забудем о царящем на поверхности Ио морозе) снег, естественно, не «аш-два-о» (H2О), а «эс-два-о» (S2O) — без <соединений> серы, разумеется, в этом мире ни шагу нельзя ступить. Так вот, глубинный серный фонтан может выбросить из расселины заграждающий ему путь слой снега на расстояние примерно в 70 км. Ну, а уж ближайшие к ней десятки километров должны быть просто засыпаны этим странным на наш взгляд «снегом». И все это не просто умозрительные предположения — нет, на «вояджеровских» снимках отчетливо различимы и эскарпы, и сопутствующие им яркие и темные потоки всех описанных выше форм и очертаний, и области, засыпанные слоями «сернистокислого» снега.[7]

— Борис Силкин, «Странный мир Ио», 1982

Монооксид серы является вторым по распространенности газом, наблюдаемым в атмосфере Ио, спутника Юпитера. Наземные наблюдения миллиметровых волн в среднем по полушарию дают соотношение SO/SO2 3-10% по объёму. Наблюдаемая численность согласуется с образованием SO в результате фотолиза <разложения воздействием света> SO2. С другой стороны, низкое давление Ио (~10-9 бар), неравномерная атмосфера SO2, по крайней мере частично, обусловлены вулканическим выделением газа <…>. Газообразный SO2 наблюдался в дымовых шлейфах извержений и над вулканически активными регионами <…>. В этой работе мы показываем, что высокотемпературные вулканические газы, выделяющиеся из магм, могут создавать наблюдаемое содержание SO в атмосфере Ио.[14]

— Михаил Золотов, Брюс Фигли, «Вулканическое образование монооксида серы (SO) на Ио», 1998

Общий объем поступлений сернистого газа, или диоксида серы (S02), в атмосферу Земли в разных источниках обычно оценивается от 100 млн. до 150 млн. т. в год, оксида азота ― около 100 млн т. С попаданием в атмосферу соединений серы, а также азота непосредственно связана становящаяся все более актуальной проблема так называемых кислотных (кислых) дождей. Механизм их образования очень прост. Диоксид серы и оксиды азота в воздухе соединяются с парами воды, концентрируясь в первую очередь у основания облаков. Затем вместе с дождями (туманами) они выпадают на землю фактически в виде разбавленных серной и азотной кислот. Такие осадки резко нарушают нормы кислотности почвы, ухудшают водообмен растений, способствуя высыханию лесов, особенно хвойных. Попадая в реки и озера, они угнетающе действуют на их фауну и флору, нередко приводя к полному уничтожению биологической жизни ― от рыб до микроорганизмов. Большой вред они наносят и различным конструкционным материалам, ускоряя коррозию металлов, разрушение исторических и архитектурных памятников.[8]

— Владимир Максаковский. «Географическая картина мира» (Книга I. Общая характеристика мира), 2003

Одна из главных загадок ― наличие в атмосфере планеты <Венеры> значительных количеств двуокиси серы SO2. Из малых составляющих атмосферы этот газ наиболее обилен, что противоречит результатам химических моделей, которые предсказывают быстрое связывание SO2 минералами поверхности. Его большое содержание может косвенно свидетельствовать о работе активных вулканов, которые постоянно пополняют запасы двуокиси серы в атмосфере, однако пока нет убедительного доказательства их наличия на планете.[9]

— Дмитрий Титов, ««Венера-Экспресс» — первая европейская миссия к планете Венера», 2006

Сернистый газ в публицистике и документальной прозеПравить

 

	Но есть другие газы и пары, которые можно назвать ядовитыми, так как они непосредственно оказывают гибельное, токсическое действие на центральные органы нервной системы (мозг) или на кровь. В числе их следует упомянуть угольную кислоту, окись углерода, сероводород, сернистый углерод, сернистую кислоту, анилин, мышьяковистый водород, ртутные пары и т. д.[15]
	— Фёдор Эрисман, «Профессиональная гигиена», 1908

Капиталистическая печать скупо и скромно сообщает о несчастных случаях с пешеходами и жильцами квартир, окна которых выходят на уличные магистрали. А ведь случаи отравления угарным газом улицы далеко не редки в таких городах, как Нью-Йорк или Чикаго. Воздух этих городов разрушает даже металл и камень! Из вытяжных труб химических заводов наружу вылетают сернистые и фтористые соединения, мышьяковистый водород и т. д.[16]

— Михаил Калинушкин, «Чистый воздух», 1951

Однако даже после обработки сока известью и углекислым газом в нем остается еще немало красящих веществ. Обесцветить сок полностью помогает сернистый ангидрид (SO2). Операция эта называется сульфитацией от латинского названия серы ― Sulfur. Сернистый ангидрид, растворяясь в воде, образует сернистую кислоту. Та окисляется в серную кислоту и выделяет свободный водород. В нем-то всё и дело! Водород связывает хромофоры ― цветообразующие группы окрашенных веществ, и сами вещества становятся бесцветными.[17]

— Израиль Вольпер, «Сахар: сладкий, горький, соленый», 1965

	У кадмиевых покрытий есть еще одна любопытная особенность: в чистой атмосфере сельских местностей они обладают значительно большей коррозийной устойчивостью, чем в атмосфере промышленных районов. Особенно быстро такое покрытие выходит из строя, если в воздухе повышенное содержание сернистого или серного ангидридов.[18]
	— Борис Горзев, «Ещё о кадмии», 1970

Чтобы воспрепятствовать проведению занятий, левые студенты прибегли к испытанному средству — химической обструкции. Для этого использовались разнообразные вещества во всех трёх состояних — жидком, твёрдом и газообразном. Сначала в учебных заведениях зажигали куски серы, бросали склянки с сероводородом. Затем перешли к жидким какодилу и изонитрилу. Эти последние сложны в изготовлении, так что, повидимому, у обструкционистов были не только свои химики, но и свои лаборатории. Как действовали вещества, которые использовали забастовщики? Газеты писали, что поначалу препятствие для лекций создавал только едкий запах. Впрочем, и сернистый газ, образующийся при горении серы, и сероводород ядовиты.[19]:746-747

— Яна Седова, «Октябрический режим», 2017

Сернистый газ в мемуарах, письмах и дневниковой прозеПравить

Сильный серный запах захватывает дыхание: кругом меня опять темно; резкий ветер, дующий здесь непрерывно, убедил меня, что вершина вулкана ― самое прохладное место в Неаполе. <…> Несколько секунд вулкан дрожал под моими ногами и снова все погрузилось во мрак; но глухое клокотание в жерле не умолкало и тяжело движущаяся лава разливала кругом себя красноватое зарево. Я чувствовал неодолимое влечение к этому грозному деятелю природы; мне хотелось заглянуть в лабораторию, где работают ее таинственные силы, я был от этой мастерской так недалеко… Ни удушливые газы, ни сернистый дым, ни зола, взвеваемая ветром, не могли остановить меня.[1]

— Константин Ушинский, «Детский мир», 1864

Надо заметить, что в Сузунском заводе много десятков тысяч сернистых руд обрабатывают в пожогах, так что в это время отделяется большое количество сернистой кислоты и нередко по всему селению пахнет тухлыми яйцами, а возгонная сера тонким желтоватым налетом садится поблизости пожогов, что в особенности заметно на дождевых лужах. От таких сернистых отделений поблизости завода не живут куры и пропадают вместе с некоторыми злаками, растущими в огородах. Вся медная посуда и серебряные вещи чернеют до того, что их трудно отчистить; по этому случаю пожоги по возможности делаются осенью и зимою.[2]

— Александр Черкасов, «На Алтае: Записки городского головы», 1884

	Вследствие этого всегда говорили и думали, что жители Сузунского завода застрахованы от разных эпидемий, но это неверно по многим наблюдениям; а ныне давно небывавшая гостья в Сибири ― холера ― унесла много жертв из населения, не побоявшись и сернистых ядовитых газов.[2]
	— Александр Черкасов, «На Алтае: Записки городского головы», 1884

	Взобраться на вулкан <Алагёз> можно со стороны так называемого восточного прорыва. Он имеет четыре вершинки, с каждой из которых открывается вид вниз, на кратер. Что же в конце концов происходит с лавой при её извержении? Мы встречаемся прежде всего в кратере с огромным количеством квасцов. Квасцы ― это химическое перерождение лавы, т. е. полевого шпата, под влиянием сернистого газа и воды.[20]
	— Мариэтта Шагинян, Дневник, сентябрь 1927

Обилие вкраплений серного колчедана в коренных породах района и характер пласта глубоких россыпей позволили мне предложить следующее объяснение золотоносности. Анализы кубиков колчедана как из серного шлиха, собранного на золотопромывальных машинах, так и выбитых прямо из горных пород, показали, что они содержат большее или меньшее количество золота. Очевидно сернистые газы, выделявшиеся из остывавших массивов гранита и отложившие эти кубики в осадочных породах, содержали также золото.[21]

— Владимир Обручев, «Мои путешествия по Сибири», 1948

	Дыхание затруднено как высотою, так и недостатком кислорода и избытком фтора, хлора и серных окислов. Как было бы жутко здесь, не будь перед нами сверкающей огненной горы, осыпающейся огнём во тьме ночи и влекущей вперед. Усталость исчезает, как бы сгорает в праздничном огне…[22]
	— Александр Святловский, «Тектоника Камчатки», 1967

…в те дни, когда вдруг просыпалась Этна, извергая из своих семи кратеров огонь и дым и швыряя в небо раскалённые каменные бомбы, заставляя трескаться землю, обжигая лавой виноградники и обволакивая остров клубами сернистых газов, озарёнными снизу отсветами преисподней… Кто знает, какая нечеловеческая сила разрушила циклопические постройки древней Сицилии? И почему иные из них остались почти нетронутыми, не поверженными во прах?[6]

— Валентин Катаев, «Алмазный мой венец», 1977

Сернистый газ в беллетристике и художественной прозеПравить

 

Из этих поясов в изобилии вытекала вода, уже довольно горячая, так как температура на достигнутой глубине дошла до 45°. Работа становилась более трудной и без вентиляции была бы совершенно невозможной. Атмосфера в нижнем отделении шахты уже напоминала хорошую баню и была наполнена парами воды с сернистым запахом. Насосы опять работали непрерывно, компрессор вдувал холодный воздух, и тем не менее температура держалась около 27°.[23]

— Владимир Обручев, «Тепловая шахта», 1920

― Вот что я придумал, ― заявил Каштанов: ― нужно отравить или оглушить муравьев ядовитыми газами, чтобы они оставались в оцепенении в течение времени, необходимого нам для поисков наших вещей в муравейнике. Такими газами являются хлор, бром и сернистый газ. Следовательно, нужно прежде всего найти материал для приготовления достаточного количества газов. Хлор можно добыть из поваренной соли, которая имеется в море. Бром, вероятно, имеется в золе водорослей, растущих в этом мире, но добыть его будет еще труднее, чем хлор. Всего легче было бы приготовить сернистый газ, если мы только найдем серу, серный колчедан или другую сернистую руду. Свинцовый блеск мы уже видели в ущелье птеродактилей; может быть, он найдется и здесь, в утёсах возвышенности.[3]

— Владимир Обручев, «Плутония», 1924

	Я никогда по-настоящему не любил младенцев; от их криков всегда становится неуютно. А Дая всегда мне говорила, что младенцы только для этого и существуют. Я любил её… Как бы то ни было, я тогда подумал, что моему сыну, наверное, очень больно. Слёзы, катившиеся градом по щекам, выжигали на его лице глубокие борозды — не удивительно, ведь воздух был перенасыщен парами хлороводорода и двуокиси серы.
	— Джордж Эффинджер, «Среда, 15 ноября 1967 года» 1971

Сернистый газ в стихахПравить

	Вновь собиралась страсть в прыжок, и как в припадке Божьей мести, пройдя жару грудей и щёк, сернистый дождь любви ожёг всех тех, чей грех, кто были вместе.[24]
	— Сергей Петров, «В дыму морозном тёплый дом…», 12 августа 1942

ИсточникиПравить

См. такжеПравить

• Сера
• Закись серы
• Моноокись серы
• Олеум
• Серная кислота
• Сероводород
• Серный дождь
• Медный купорос
• Купоросное масло
• Колчедан
• Кислотный дождь
• Ад
• Вулканы