Молекула серы как пишется - Правописание и грамматика

В шестую группу периодической системы Д.И.Менделеева, подгруппу кислорода, входят несколько элементов, получивших название халькогенов. К ним относится и сера. Она распространена как в живой, так и неживой природе, и встречается в свободном состоянии, а также в составе сложных неорганических и органических веществ. В нашей статье мы изучим соединения серы и приведем примеры их применения в промышленности.

Распространение серы в природе

Элемент составляет примерно 0,05 массы земной коры. Простое вещество в виде самородной серы добывают в Крыму, Поволжье, государствах Средней Азии, а также в Италии и США. В составе соединений элемент встречается в горных породах и минералах: в железном колчедане, киновари, свинцовом блеске и цинковой обманке. В качестве макроэлемента молекулы серы входят в состав белков растений, животных и человека. В незначительных количествах соединения серы можно обнаружить в жидких природных углеводородах, например, нефти.

Особенности строения атома

Химический символ элемента – S, он расположен в третьем периоде. Сера является неметаллом, то есть является p-элементом. На последнем энергетическом уровне ее атома находится шесть электронов. Они образуют две электронные пары, а еще две отрицательно заряженные частицы остаются неспаренными. Такое состояние атома является невозбужденным. Например, химическое соединение серы — сероводород H2S, содержит частицу S, имеющую степень окисления -2. В других веществах, таких как диоксид серы SO2, степень окисления элемента равна +4. В возбужденном состоянии атома валентными становятся все шесть электронов. Например, в серной кислоте H2SO4 сера будет иметь степень окисления +6.

Физическая характеристика

Твердое вещество желтого цвета, легко крошащееся при механическом ударе, не смачивается водой – это сера. В природе обнаружено четыре ее стойких изотопа. Она может растворяться в анилине, сероуглероде, плохо проводит электрический ток и тепло. Рассмотрим аллотропные соединения серы. Химия выделяется следующие их виды: ромбическая, пластическая и моноклинная. Первая представлена кристаллами в виде октаэдров, она характерна для природного вещества. Температура плавления — 113⁰, плотность составляет 2,07 г/см3. Чтобы получить порцию моноклинной серы, требуется расплавить вещество, а затем медленно его охлаждать. Образуются кристаллы в виде иголок, темно-желтого цвета, сохраняющие свои свойства (температура плавления 119⁰, плотность – 1,96 г/см3) только при температуре, выше 96°.

Если же вещество продолжает остывать, оно переходит в ромбическую модификацию. Существует еще одна форма – аморфная, коричневого цвета, пластическая сера. Внешне она очень похожа на резину, может принимать любую форму и даже растягиваться в виде нитей. Получают вещество, струей выливая расплавленную серу в холодную воду. Находясь длительное время на воздухе, она затвердевает и теряет пластичность, становясь ромбической формой. Для серы характерно не только твердая или жидкая фаза, но и газообразное состояние. Так, при температуре 444,6⁰ она кипит и переходит в пар темно-коричневого цвета. При резком его охлаждении появляется серный цвет – порошок, состоящий из чешуйчатых мелких кристаллов серы.

Строение молекулы

Твердая ромбическая сера имеет молекулы, состоящие из восьми атомов. Они соединены между собой ковалентными неполярными связями, образуя кольцевидную структуру, которая в период нагревания разрушается. Вещество будет иметь вид обрывков цепей с частицами S, образуется полимерная структура со свойствами резины. Пары серы можно представить как систему, в которой устанавливается химическое равновесие между молекулами, содержащими различное количество атомов серы: два, четыре, шесть или восемь. Существование различных физических форм серы можно объяснить строением ее молекул.

Кислородные соединения серы

Формула оксида химического элемента S зависит от того, какую степень окисления имеет в нем атом серы. Например, SO2 – это диоксид серы, проявляющей степень окисления +4. Это газообразное вещество бесцветно и обладает удушливым резким запахом. Уже при температуре -10° оно переходит в жидкую фазу. В химических процессах ведет себя, как восстановитель. Сернистый ангидрид получают несколькими способами, например, сжигая серу:

S + O2 → SO2 + Q

Сернистый газ можно также добыть в реакции меди с концентрированной сульфатной кислотой при нагревании:

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Промышленный способ получения диоксида серы заключается в сжигании пирита или других серосодержащих минералов, например, свинцового блеска или цинковой обманки. Соединение используют как основное сырье в производстве сульфатной кислоты.

Трехокись серы

Продолжая рассматривать кислородные соединения серы, остановимся на серном ангидриде. Это жидкость без цвета, при температуре ниже +17⁰ она переходит в твердые кристаллы. Проявляет сильные гигроскопические свойства, и, поглощая пары воды, превращается в серную кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4

Хранят серный ангидрид в герметически закрытых емкостях, обычно это — запаянные колбы. Вещество имеет свойства кислотного оксида и является промежуточным продуктом в сульфатном производстве.

Сероводород и соли сульфидной кислоты

В состав компонентов вулканических газов и минеральных источников часто входят молекулы H2S. Водородное соединение серы — сероводород – газ с запахом тухлых яиц, ядовит, хорошо растворим в воде. Он является продуктом распада белковых веществ, присутствующих в растительных и животных организмах. Газ получают в лаборатории под вытяжкой из водорода и серы, нагревая смесь исходных реагентов. Более распространенным способом получения сероводорода в лабораторных условиях является действие разбавленной хлоридной или сульфатной кислоты на сульфид железа.

В производственных технологиях, идущих с образованием сероводорода, необходимо соблюдать правила техники безопасности. Концентрация газа в цехе или другом помещении не должна превышать 0,01 в 1 л воздуха, так как вещество разрушает, прежде всего, нервную систему человека. Раствор сероводорода в воде называют сульфидной кислотой, она является слабым электролитом и образует два вида солей: сульфиды и гидросульфиды. Соединения серы, в состав которых входят атомы щелочных и щелочноземельных металлов, а также практически все кислые соли, хорошо растворимы в воде. Чтобы определить присутствие в растворе свободных ионов S2-, проводят качественную реакцию с растворимыми солями, содержащими ион свинца. Выпадение осадка сульфида свинца черного цвета указывает на то, что исследуемое вещество является сульфидной кислотой или ее солью.

Получают сульфиды, пропуская H2S через раствор сульфата соответствующего металла. Большинство средних солей имеют характерную окраску: например, сульфид марганца – розовую, соли свинца или меди – черную, сульфид кадмия – желтую. Эта особенность используется в аналитической химии для анализа катионов.

Сульфатная кислота

Какое соединение серы является наиболее важным в химии? Конечно же, это сульфатная кислота. Она является много тоннажным продуктом химического производства и востребована в большинстве сфер человеческой деятельности. Серную кислоту применяют при очистке нефтепродуктов, в производстве минеральных удобрений, пластмасс, красителей, лекарственных средств, а также в сельском хозяйстве. Технология получения H2SO4 состоит из трех стадий: получение диоксида серы выжиганием пирита, окисление его до серного ангидрида, поглощение его концентрированной серной кислотой и образование олеума. Его разбавляют водой и получают сульфатную кислоту заданной концентрации. Хранят ее в специальных стальных цистернах, которые можно перевозить к месту дальнейшего использования.

Информация

Традиционно содержание Серы в удбрениях выражают содержанием Оксида серы. Все свойства Серы, как питательного элемента описаны в статье Сера.

Подробнее »

Химические и физические свойства

Диоксид серы – бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет угловую форму.

Температура плавления – -75,46 °С,
Температура кипения – -10,6 °С,
Плотность газа – 2,92655 г/л.

Легко сжижается в бесцветную легкоподвижную жидкость при температуре 25 °С и давлении около 0,5 МПа.

Для жидкой формы плотность равна 1,4619 г/см³ (при – 10 °С).

Твердый диоксид серы – бесцветные кристаллы, ромбической сингонии.

Диоксид серы заметно диссоциирует только около 2800 °С.

Диссоциация жидкого диоксида серы проходит по схеме:

2SO₂ ↔ SO²⁺+ SO₃^2-

Трехмерная модель молекулы

Растворимость диоксида серы в воде зависит от температуры:

при 0 °С в 100 г воды растворяется 22,8 г диоксида серы,
при 20 °С – 11,5 г,
при 90 °С – 2,1 г.

Водный раствор диоксида серы – это сернистая кислота H₂SO_3.

Диоксид серы растворим в этаноле, H₂SO₄, олеуме, CH₃COOH. Жидкий сернистый ангидрид смешивается в любых соотношениях с SO_3. CHCl₃, CS₂, диэтиловым эфиром.

Жидкий сернистый ангидрид растворяет хлориды. Иодиды и роданиды металлов не растворяются.

Соли, растворенные в жидком диоксиде серы, диссоциируют.

Диоксид серы способен восстанавливаться до серы и окисляться до шестивалентных соединений серы.

Диоксид серы токсичен. При концентрации 0,03–0,05 мг/л раздражает слизистые оболочки, органы дыхания, глаза.

Основной промышленный способ получения диоксида серы – из серного колчедана FeS₂ путем его сжигания и дальнейшей обработки слабой холодной H₂SO_4.

Кроме того, серный диоксид можно получить путем сжигания серы, а также как побочный продукт обжига медных и цинковых сульфидных руд.^[2]

Содержание диоксида серы в почве и удобрениях

Неорганические соединения серы представлены сульфатами (гипс CaSO₄•2H₂O, ангидрит CaSO₄) и сульфидами (пирит FeS₂).

Сульфидная сера доступна растениям только после перехода в сульфатную форму. Большая часть серы присутствует в почве в составе органических соединений, не усваиваемых растениями. Только после минерализации органических веществ и перехода серы в сульфатную форму органическая сера становится доступной для растений.^[1]

Химическая промышленность не выпускает удобрений с основным действующим веществом диоксидом серы. Однако в качестве примесей он содержится во многих удобрениях. К ним относятся фосфогипс, простой суперфосфат, сульфат аммония, сульфат калия, калимагнезия, гипс, сланцевая зола, навоз, торф и многие другие.^[1]

Поглощение диоксида серы растениями

Сера поступает в растения через корни в виде SO₄^2-и листья в виде диоксида серы. При этом поглощение серы из атмосферы обеспечивает до 80 % потребности растений в данном элементе. В связи с этим вблизи промышленных центров, где атмосфера богата диоксидом серы, растения хорошо обеспечены серой. В удаленных районах количество сернистого ангидрида в осадках и атмосфере сильно снижается и питание растений серой зависит от ее наличия в почве.^[2]

Источник

Сера, свойства атома, химические и физические свойства.

S 16 Сера

32,059-32,076 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Сера — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 16. Расположен в 16-й группе (по старой классификации — главной подгруппе шестой группы), третьем периоде периодической системы.

Атом и молекула серы. Формула серы. Строение атома серы

Изотопы и модификации серы

Свойства серы (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства серы

Химические свойства серы. Взаимодействие серы. Химические реакции с серой

Получение серы

Применение серы

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула серы. Формула серы. Строение атома серы:

Сера (лат. Sulfur, из старославянского «сѣра» — «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением S и атомным номером 16. Расположен в 16-й группе (по старой классификации – главной подгруппе шестой группы), третьем периоде периодической системы.

Сера – неметалл. Относится к группе халькогенов.

Сера обозначается символом S.

Как простое вещество сера при нормальных условиях представляет собой светло-жёлтое порошкообразное вещество или лимонно-жёлтые кристаллы.

Молекула серы. Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S₈, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S₄, S₆) цепями и открытыми цепями.

Химическая формула серы чаще всего записывается просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами.

Электронная конфигурация атома серы 1s² 2s²2p⁶3s²3p⁴. Потенциал ионизации (первый электрон) атома серы равен 999,59 кДж/моль (10,36001 эВ).

Строение атома серы. Атом серы состоит из положительно заряженного ядра (+16), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 16 электрона. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем. Поскольку сера расположена в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлены s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. На внешнем энергетическом уровне атома серы на 3s-орбитали находятся два спаренных электрона, на 3p-орбитали – два спаренных и два неспаренных электрона. В свою очередь ядро атома серы состоит из 16 протонов и 16 нейтронов. Сера относится к элементам p-семейства.

Радиус атома серы (вычисленный) составляет 88 пм.

Атомная масса атома серы составляет 32,059-32,076 а. е. м.

Изотопы и модификации серы:

Свойства серы (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100	Общие сведения
101	Название	Сера
102	Прежнее название
103	Латинское название	Sulfur
104	Английское название	Sulfur
105	Символ	S
106	Атомный номер (номер в таблице)	16
107	Тип	Неметалл
108	Группа	Халькоген
109	Открыт	Известна с глубокой древности
110	Год открытия	2000 лет до н.э.
111	Внешний вид и пр.	Светло-жёлтое, порошкообразное вещество или лимонно-жёлтые кристаллы
112	Происхождение	Природный материал
113	Модификации
114	Аллотропные модификации	более 30 аллотропных модификаций серы. Из них наиболее известны: – ромбическая сера (α-сера или α-форма серы) с простой орторомбической кристаллической решёткой, – моноклинная сера (β-сера или β-форма серы) с простой моноклинной кристаллической решёткой, – аморфная сера (пластическая сера), – ромбоэдрическая сера
115	Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116	Конденсат Бозе-Эйнштейна
117	Двумерные материалы
118	Содержание в атмосфере и воздухе (по массе)	0 %
119	Содержание в земной коре (по массе)	0,042 %
120	Содержание в морях и океанах (по массе)	0,093 %
121	Содержание во Вселенной и космосе (по массе)	0,05 %
122	Содержание в Солнце (по массе)	0,04 %
123	Содержание в метеоритах (по массе)	4,0 %
124	Содержание в организме человека (по массе)	0,2 %
200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)*	32,059-32,076 а. е. м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s² 2s²2p⁶3s²3p⁴
203	Электронная оболочка	K2 L8 M6 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	88 пм
205	Эмпирический радиус атома*	100 пм
206	Ковалентный радиус*	102,5 пм
207	Радиус иона (кристаллический)	S^2- 170 (6) пм, S⁴⁺ 51 (6) пм, S⁶⁺ 43 (6) пм (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса	180 пм
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	16 электронов, 16 протонов, 16 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент p-семейства
211	Период в периодической таблице	3
212	Группа в периодической таблице	16-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 6-ой группы)
213	Эмиссионный спектр излучения
300	Химические свойства
301	Степени окисления	-2 , -1, 0 , +1 , +2 , +3, +4 , +5, +6
302	Валентность	II, IV, VI
303	Электроотрицательность	2,58 (шкала Полинга)
304	Энергия ионизации (первый электрон)	999,59 кДж/моль (10,36001 эВ)
305	Электродный потенциал	S₂^2- + 2e^– → 2S^2-, E^o = -0,524 В, S + 2e^– → S^2-, E^o = -0,48 В, 2S + 2e^– → S₂^2-, E^o = -0,476 В, 5S + 2e^– → S₅^2-, E^o = -0,34 В
306	Энергия сродства атома к электрону	200,4101(1) кДж/моль (2,0771042(6) эВ) – сера ³²S, 200,4101(2) кДж/моль (2,0771045(12) эВ) – ³⁴S
400	Физические свойства
401	Плотность	1,92 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – аморфная сера, а также моноклинная сера (β-сера), 2,07 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – ромбическая сера (α-сера), 2,209 г/см³ (при 20 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело) – ромбоэдрическая сера, 1,7988 г/см³ (при 125 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость)
402	Температура плавления*	115,21 °C (388,36 K, 239,38 °F) – ромбическая сера (α-сера), 119,3 °C (392,45 K, 246,74 °F) – моноклинная сера (β-сера)
403	Температура кипения	444,6 °C (717,8 K, 832,3 °F)
404	Температура сублимации
405	Температура разложения
406	Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407	Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл)*	1,727 кДж/моль – моноклинная сера (β-сера)
408	Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип)*	45 кДж/моль – моноклинная сера (β-сера)
409	Удельная теплоемкость при постоянном давлении	0,708 Дж/г·K (при 25 °C) – ромбическая сера (α-сера), 0,736 (при 25 °C) – моноклинная сера (β-сера)
410	Молярная теплоёмкость*	22,75 Дж/(K·моль)
411	Молярный объём	16,35969 см³/моль
412	Теплопроводность	0,205 Вт/(м·К) (при стандартных условиях) – аморфная сера, 0,27 Вт/(м·К) (при 300 K)
500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	Ромбическая сера (α-сера)
512	Структура решётки	Простая орторомбическая
513	Параметры решётки	a = 10,437 Å, b = 12,845 Å, c = 24,369 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая
516	Название пространственной группы симметрии	Fddd
517	Номер пространственной группы симметрии	70
900	Дополнительные сведения
901	Номер CAS	7704-34-9

Примечание:

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

205* Эмпирический радиус атома серы согласно [3] составляет 127 пм.

206* Ковалентный радиус серы согласно [1] и [3] составляет 105±3 пм и 102 пм соответственно.

402* Температура плавления ромбической серы (α-серы) согласно [3] и [4] составляет 112,85 °C (386 K, 235,13 °F) и 112,8 °C (385,95 K, 235,04 °F) соответственно.

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) моноклинной серы (β-сера) согласно [4] составляет 1,72 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) моноклинной серы (β-сера) согласно [4] составляет 9,2 кДж/моль.

410* Молярная теплоемкость серы согласно [3] составляет 22,61 Дж/(K·моль).

Физические свойства серы:

Химические свойства серы. Взаимодействие серы. Химические реакции с серой:

Получение серы:

Применение серы:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. Водород
2. Гелий
3. Литий
4. Бериллий
5. Бор
6. Углерод
7. Азот
8. Кислород
9. Фтор
10. Неон
11. Натрий
12. Магний
13. Алюминий
14. Кремний
15. Фосфор
16. Сера
17. Хлор
18. Аргон
19. Калий
20. Кальций
21. Скандий
22. Титан
23. Ванадий
24. Хром
25. Марганец
26. Железо
27. Кобальт
28. Никель
29. Медь
30. Цинк
31. Галлий
32. Германий
33. Мышьяк
34. Селен
35. Бром
36. Криптон
37. Рубидий
38. Стронций
39. Иттрий
40. Цирконий
41. Ниобий
42. Молибден
43. Технеций
44. Рутений
45. Родий
46. Палладий
47. Серебро
48. Кадмий
49. Индий
50. Олово
51. Сурьма
52. Теллур
53. Йод
54. Ксенон
55. Цезий
56. Барий
57. Лантан
58. Церий
59. Празеодим
60. Неодим
61. Прометий
62. Самарий
63. Европий
64. Гадолиний
65. Тербий
66. Диспрозий
67. Гольмий
68. Эрбий
69. Тулий
70. Иттербий
71. Лютеций
72. Гафний
73. Тантал
74. Вольфрам
75. Рений
76. Осмий
77. Иридий
78. Платина
79. Золото
80. Ртуть
81. Таллий
82. Свинец
83. Висмут
84. Полоний
85. Астат
86. Радон
87. Франций
88. Радий
89. Актиний
90. Торий
91. Протактиний
92. Уран
93. Нептуний
94. Плутоний
95. Америций
96. Кюрий
97. Берклий
98. Калифорний
99. Эйнштейний
100. Фермий
101. Менделеевий
102. Нобелий
103. Лоуренсий
104. Резерфордий
105. Дубний
106. Сиборгий
107. Борий
108. Хассий
109. Мейтнерий
110. Дармштадтий
111. Рентгений
112. Коперниций
113. Нихоний
114. Флеровий
115. Московий
116. Ливерморий
117. Теннессин
118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Источники:

https://en.wikipedia.org/wiki/Sulfur
https://de.wikipedia.org/wiki/Schwefel
https://ru.wikipedia.org/wiki/Сера
http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=226, http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=1112
https://chemicalstudy.ru/sera-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

сера атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле серы
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические

Коэффициент востребованности
2 014

Источник

Сера — химический элемент № (16). Она расположена в VIА группе третьем периоде Периодической системы.

S16+16)2e)8e)6e

На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления (–2). При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом, галогенами) сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная ((+4) или (+6)).

В земной коре сера встречается в самородном виде или в виде минералов и горных пород: (пирит —

FeS2

, цинковая обманка —

ZnS

, свинцовый блеск —

PbS

, гипс —

CaSO4⋅2H2O

, глауберова соль —

Na2SO4⋅10H2O


Рис. (1). Самородная сера	Рис. (2). Пирит

Сера относится к макроэлементам живых организмов. Она содержится в белках. Больше всего серы в белках, которые образуют шерсть, волосы, рога. Входит она также в состав некоторых витаминов и гормонов.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Обычно мы имеем дело с кристаллической серой, которая состоит из восьмиатомных циклических молекул.

Рис. (3). Модель молекулы серы

Молекулы образуют кристаллы разного строения, и поэтому существуют аллотропные видоизменения: ромбическая и моноклинная сера. Обе модификации представляют собой жёлтые легкоплавкие вещества. Температуры плавления их несколько различаются ((+112,8) °С и (+119,3) °С).

Рис. (4). Сера

При нагревании сера плавится, превращается в лёгкую жидкость, а затем начинает темнеть и становится вязкой. Образуется пластическая сера, состоящая из длинных линейных молекул.

В воде сера не растворяется и ею не смачивается. Поэтому порошок серы не тонет вводе, несмотря на более высокую плотность ((2,07) г/см³). Такое явление называется флотацией.

Подожжённая сера реагирует с кислородом, и образуется сернистый газ. Сера в этой реакции — восстановитель.

Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с металлами и водородом.

С активными металлами и ртутью реагирует при комнатной температуре:

При нагревании сера вступает в реакцию с большинством металлов — железом, алюминием, цинком и другими, кроме золота и платины.

В реакциях с металлами образуются сульфиды.

При повышенной температуре сера реагирует с водородом. Образуется сероводород:

Используется в химической промышленности для производства серной кислоты;
находит применение в сельском хозяйстве для обеззараживания помещений;
входит в состав некоторых мазей;
используется в производстве спичек и бумаги;
с её помощью каучук превращают в резину;
входит в состав взрывчатых веществ.

Источники:

Рис. 1. Самородная сера https://image.shutterstock.com/image-photo/raw-sulphur-sulfur-ore-cutout-600w-1646293537.jpg

Рис. 2. Пирит https://www.shutterstock.com/ru/image-photo/pyrite-mineral-sulfide-group-1734246830

Рис. 3. Модель молекулы серы © ЯКласс

Рис. 4. Сера https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/44/Sulfur-sample.jpg/1280px-Sulfur-sample.jpg

Источник

Сера / Sulphur (S)
Атомный номер	16
Внешний вид простого вещества	светло-желтое хрупкое твердое вещество, в чистом виде без запаха
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	32,066 а. е. м. (г/моль)
Радиус атома	127 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	999,0 (10,35) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s² 3p⁴
Химические свойства
Ковалентный радиус	102 пм
Радиус иона	30 (+6e) 184 (-2e) пм
Электроотрицательность (по Полингу)	2,58
Электродный потенциал	0
Степени окисления	6, 4, 2, -2
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	2,070 г/см³
Удельная теплоёмкость	0,732 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	0,27 Вт/(м·K)
Температура плавления	386 K
Теплота плавления	1,23 кДж/моль
Температура кипения	717,824 K
Теплота испарения	10,5 кДж/моль
Молярный объём	15,5 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Период решётки	10,470 Å
Отношение c/a	n/a
Температура Дебая	n/a K

Се́ра (Sulphur — обозн.»S» в таблице Менделеева) — высокоэлектроотрицательный элемент, проявляет неметаллические свойства. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Содержание

1 Природные минералы серы
2 История открытия и происхождение названия
3 Происхождение названия
4 Происхождение серы
5 Получение
6 Производители
7 Физические свойства
8 Химические свойства
9 Пожароопасные свойства серы
10 См. также
11 Примечания
12 Ссылки

Природные минералы серы

Схема атома серы

Сера является шестнадцатым по химической распространенности элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы FeS₂ — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка, PbS — свинцовый блеск, HgS — киноварь, нефть, природного угля. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

История открытия и происхождение названия

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. Таким образом точно происхождение серы не установлено, но как сказано выше этот элемент использовался до Рождества Христова, а значит знаком людям с давних времен.

Происхождение названия

Происхождение латинского sulfur неизвестно. Русское название элемента обычно производят от санскритского «сира» — светло-желтый. Возможно родство «серы» с древнееврейским «серафим» — мн. числом от «сераф» — букв. сгорающий, а сера хорошо горит. В древнерусском и старославянском «сера» — вообще горючее вещество, в том числе и жир.

Происхождение серы

Большие скопления самородной серы встречаются не так уж часто. Чаще она присутствует в некоторых рудах. Руда самородной серы — это порода с вкраплениями чистой серы.

Когда образовались эти вкрапления — одновременно с сопутствующими породами или позже? От ответа на этот вопрос зависит направление поисковых и разведочных работ. Но, несмотря на тысячелетия общения с серой, человечество до сих пор не имеет однозначного ответа. Существует несколько теорий, авторы которых придерживаются противоположных взглядов.

Теория сингенеза (т. е. одновременного образования серы и вмещающих пород) предполагает, что образование самородной серы происходило в мелководных бассейнах. Особые бактерии восстанавливали сульфаты, растворенные в воде, до сероводорода, который поднимался вверх, попадал в окислительную зону и здесь химическим путем или при участии других бактерий окислялся до элементарной серы. Сера осаждалась на дно, и впоследствии содержащий серу ил образовал руду.

Теория эпигенеза (вкрапления серы образовались позднее, чем основные породы) имеет несколько вариантов. Самый распространенный из них предполагает, что подземные воды, проникая сквозь толщи пород, обогащаются сульфатами. Если такие воды соприкасаются с месторождениями нефти или природного газа, то ионы сульфатов восстанавливаются углеводородами до сероводорода. Сероводород поднимается к поверхности и, окисляясь, выделяет чистую серу в пустотах и трещинах пород.

В последние десятилетия находит все новые подтверждения одна из разновидностей теории эпигенеза — теория метасоматоза (в переводе с греческого «метасоматоз» означает замещение). Согласно ей в недрах постоянно происходит превращение гипса CaSO4-H2O и ангидрита CaSО4 в серу и кальцит СаСО3. Эта теория создана в 1935 году советскими учеными Л. М. Миропольским и Б. П. Кротовым. В ее пользу говорит, в частности, такой факт.

В 1961 году в Ираке было открыто месторождение Мишрак. Сера здесь заключена в карбонатных породах, которые образуют свод, поддерживаемый уходящими вглубь опорами (в геологии их называют крыльями). Крылья эти состоят в основном из ангидрита и гипса. Такая же картина наблюдалась на отечественном месторождении Шор-Су.

Геологическое своеобразие этих месторождений можно объяснить только с позиций теории метасоматоза: первичные гипсы и ангидриты превратились во вторичные карбонатные руды с вкраплениями самородной серы. Важно не только соседство минералов — среднее содержание серы в руде этих месторождений равно содержанию химически связанной серы в ангидрите. А исследования изотопного состава серы и углерода в руде этих месторождений дали сторонникам теории метасоматоза дополнительные аргументы.

Но есть одно «но»: химизм процесса превращения гипса в серу и кальцит пока не ясен, и потому нет оснований считать теорию метасоматоза единственно правильной. На земле и сейчас существуют озера (в частности, Серное озеро близ Серноводска), где происходит сингенетическое отложение серы и сероносный ил не содержит ни гипса, ни ангидрита.

Все это означает, что разнообразие теорий и гипотез о происхождении самородной серы — результат не только и не столько неполноты наших знаний, сколько сложности явлений, происходящих в недрах. Еще из элементарной школьной математики все мы знаем, что к одному результату могут привести разные пути. Этот закон распространяется и на геохимию.

Получение

Серу получают главным образом выплавкой самородной серы непосредственно в местах её залегания под землей. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности ее самовозгорания.

Добыча руды открытым способом происходит так. Шагающие экскаваторы снимают пласты пород, под которыми залегает руда. Взрывами рудный пласт дробят, после чего глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из концентрата извлекают серу.

В 1890 г. Герман Фраш, предложил плавить серу под землей и через скважины, подобные нефтяным, выкачивать ее на поверхность. Сравнительно невысокая (113°C) температура плавления серы подтверждала реальность идеи Фраша. В 1890 г. начались испытания, приведшие к успеху.

Известно несколько методов получения серы из серных руд: пароводяные, фильтрационные, термические, центрифугальные и экстракционные.

Также сера в больших количествах содержится в природном газе в газообразном состоянии (в виде сероводорода, сернистого ангидрида). При добыче она откладывается на стенках труб и оборудования, выводя их из строя. Поэтому её улавливают из газа как можно быстрее после добычи. Полученная химически чистая мелкодисперсная сера является идеальным сырьём для химической и резиновой промышленности.

Крупнейшее месторождение самородной серы вулканического происхождения находится на острове Итуруп с запасами категории A+B+C1 — 4227 тыс. тонн и категории C2 — 895 тыс. тонн, что достаточно для строительства предприятия мощностью 200 тыс. тонн гранулированной серы в год.

Производители

Основными производителями серы в России являются предприятия ОАО Газпром: ООО Газпром добыча Астрахань и ООО Газпром добыча Оренбург, получающие ее как побочный продукт при очистке газа.

Физические свойства

Природный сросток кристаллов самородной серы

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов серы. Наиболее стабильны циклические молекулы S₈, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S₄, S₆) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета. Формулу пластической серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые её модификации растворяются в органических растворителях, например сероуглероде.

Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

Химические свойства

Горение серы

При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:
S + 3F₂ = SF₆
S + Cl₂ = SCl₂
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:

S + 6HNO₃(конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ ↑ + 2H₂O

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
S + O₂ = SO₂

При взаимодействии с металлами образует сульфиды. 2Na + S = Na₂S При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:
C + 2S = CS₂ (сероуглерод)

Сера при нагревании растворяется в щелочах — реакция диспропорционирования
3S + 6KOH = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

Пожароопасные свойства серы

Тонкоизмельченная сера склонна к химическому самовозгоранию в присутствии влаги, при контакте с окислителями, а также в смеси с углем, жирами, маслами. Сера образует взрывчатые смеси с нитратами, хлоратами и перхлоратами. Самовозгорается при контакте с хлорной известью.

Средства тушения: Распыленная вода, воздушно-механическая пена^[1].

Обнаружение горения серы является трудной проблемой. Пламя сложно обнаружить человеческим глазом или видеокамерой, спектр голубого пламени лежит в основном в ультрафиолетовом диапазоне. Горение происходит при низкой температуре. Для обнаружения горения тепловым извещателем необходимо размещать его непосредственно близко к сере. Пламя серы не излучает в инфракрасном диапазоне. Таким образом оно не будет обнаруженно распространными инфракрасными извещателями. Ими будут обнаруживаться лишь вторичные возгорания. Пламя серы не выделяет паров воды. Таким образом детекторы ультрафиолетовых извещателей пламени, использующие соединения никеля не будут работать.

Для эффективного обнаружения пламени рекомендуется использовать ультрафиолетовые извещатели с детекторами на основе молибдена. Они имеют спектральный диапазон чувствительности 1850…2650 ангстрем, который подходит для обнаружения горения серы^[2].

В декабре 1995 года на открытом складе серы предприятия, расположенного в городе Сомерсет Вест Западной Капской провинции Южно-Африканской Республики произошел крупный пожар, погибли два человека.^[3] ^[4]

См. также

Категория:Соединения серы
Акарициды

Примечания

В Викисловаре есть статья «сера»

Источник

1. Положение серы в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение атома серы
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения серы
5. Способы получения
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с галогенами
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с окислителями
6.2.2. Взаимодействие с щелочами

Сероводород
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
3.4. Взаимодействие с солями тяжелых металлов

Сульфиды
Способы получения сульфидов
Химические свойства сульфидов

Оксиды серы
1. Оксид серы (IV)
2. Оксид серы (VI)

Серная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства

3.1. Диссоциация серной кислоты
3.2. Основные свойства серной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с солями
3.6. Качественная реакция на сульфат-ионы
3.7. Окислительные свойства серной кислоты

Сернистая кислота

Соли серной кислоты – сульфаты

Сера

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии:

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета.

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96^оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

в самородном виде;
в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Степень окисления	Типичные соединения
+6	Оксид серы(VI) SO₃ Серная кислота H₂SO₄ Сульфаты MeSO₄ Галогенангидриды: SО₂Cl₂
+4	Оксид серы (IV) SO₂ Сернистая кислота H₂SO₃ Сульфиты MeSO₃ Гидросульфиты MeHSO₃ Галогенангидриды: SOCl₂
–2	Сероводород H₂S Сульфиды металлов MeS

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV):

S + O₂ → SO₂

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S + 2Al → Al₂S₃

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S + H₂ → H₂S

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S⁺⁶ не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

S + 2H₂SO₄→ 3SO₂ + 2H₂O

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до +4:

3S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S + 6NaOH → Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

3S + 2H₂O ₍_пар₎ → 2H₂S + SO₂

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1^о.

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

S + H₂ → H₂S

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

В избытке кислорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H₂S + 2HNO₃₍_конц_.) → S + 2NO₂ + 2H₂O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H₂S + 8HNO₃₍_конц_.) → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

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

2H₂S + 4Ag + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H₂S + H₂SO₄₍_конц_.) → S + SO₂ + 2H₂O

Либо до оксида серы (IV):

H₂S + 3H₂SO₄₍_конц_.) → 4SO₂ + 4H₂O

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

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

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Растворимые в воде	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.)	Разлагаемые водой, в растворе не существуют
Сульфиды щелочных металлов и аммония	Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)	Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)	Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода	Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя	Разлагаются водой
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S		Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например, сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например, гидроксида калия с сероводородом:

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Pb(NO₃)₂ + Н₂S → 2НNO₃ + PbS

Еще пример: взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S^2– + H₂O ⇄ HS^– + OH^–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂+ H₂S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS + 4H₂SO₄₍_конц_._гор_.) → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S²⁻.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S + 6NaCl

Оксиды серы

Оксиды серы	Цвет	Фаза	Характер оксида
SO₂ Оксид сера (IV), сернистый газ	бесцветный	газ	кислотный
SO₃Оксид серы (VI), серный ангидрид	бесцветный	жидкость	кислотный

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе:

S + O₂ → SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂ + 2NaOH_(изб) → Na₂SO₃ + H₂O

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

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

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

SO₂ + С → S + СO₂

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH₍_{избыток}₎ → Na₂SO₄ + H₂O

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

SO₃ + 2KI → I₂ + K2SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества теплоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Аппарат	Назначение и уравненяи реакций
Печь для обжига	4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800^оС
Циклон	Из печи выходит печной газ, который состоит из SO₂, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр	Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня	Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник	Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат	2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃): температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500^оС. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅. давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃. Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Поглотительная башня	Получение H₂SO₄ протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃. nSO₃ + H₂SO₄ → H₂SO₄·nSO₃ Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Или с силикатом натрия:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

NaNO₃ _(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

H₂SO₄₍_разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

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

6H₂SO₄₍_конц_.) + 2Al → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H₂SO₄₍_конц_.) + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + Hg → HgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H₂SO₄ → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H₂SO₄₍_конц_.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

5H₂SO₄₍_конц_.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

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

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

3H₂SO₄₍_конц_.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄+ 2H₂O

5H₂SO₄₍_конц_.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

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

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

H₂SO₃ ↔ HSO₃^– + H⁺

HSO₃^– ↔ SO₃^2– + H⁺

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли серной кислоты – сульфаты

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

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂и кислород O₂;

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2ZnSO₄ → 2ZnO + SO₂ + O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

4FeSO₄ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник

Сера

Се́ра — элемент шестой группы третьего периода главной подгруппы периодической системы химических элементов, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. Sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

История открытия

Сера (англ. Sulfur, фр. Soufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времён. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, ещё 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 её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что её считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XII в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, ещё 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 трёх 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 её из пиритов; последний был распространён в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Таким образом, точно происхождение серы не установлено, но, как сказано выше, этот элемент использовался до Рождества Христова, а значит знаком людям с давних времён.

Происхождение названия

Русское название серы восходит к праславянскому *sěra, которое связывают с лат. sērum «сыворотка».
Латинское sulphur (эллинизированное написание более старого sulpur) восходит к индоевропейскому корню *swelp — «гореть».

Получение

В древности и в средние века серу добывали, вкапывая в землю большой глиняный горшок, на который ставили другой, с отверстием в дне. Последний заполняли породой, содержащей серу, и затем нагревали. Сера плавилась и стекала в нижний горшок.
В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.
Добыча руды открытым способом происходит так. Шагающие экскаваторы снимают пласты пород, под которыми залегает руда. Взрывами рудный пласт дробят, после чего глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из концентрата извлекают серу.
В 1890 г. Герман Фраш, предложил плавить серу под землёй и через скважины, подобные нефтяным, выкачивать её на поверхность. Сравнительно невысокая (113 °C) температура плавления серы подтверждала реальность идеи Фраша. В 1890 г. начались испытания, приведшие к успеху.
Известно несколько методов получения серы из серных руд: пароводяные, фильтрационные, термические, центрифугальные и экстракционные.

Физические свойства

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S₈, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S₄, S₆) цепями и открытыми цепями. Такой состав 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). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые её модификации растворяются в органических растворителях, например сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться. Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд.
Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

Природные минералы серы

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. 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, HgS — киноварь, Sb₂S₃ — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Источник: Википедия

Другие заметки по химии

Источник

16	Фосфор ← Сера → Хлор
O ↑ S ↓ Se	16S

Внешний вид простого вещества

Светло-жёлтое порошкообразное вещество

Свойства атома

Название, символ, номер

Сера / Sulfur (S), 16

Атомная масса
(молярная масса)

[32,059; 32,076]^{[комм. 1]}^[1] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Ne] 3s² 3p⁴

Радиус атома

127 пм

Химические свойства

Ковалентный радиус

102 пм

Радиус иона

30 (+6e) 184 (-2e) пм

Электроотрицательность

2,58 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

Степени окисления

+6, +4, +2, +1, 0, -1, −2

Энергия ионизации
(первый электрон)

999,0 (10,35) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества

Плотность (при н. у.)

2,070 г/см³

Температура плавления

386 К (112,85 °С)

Температура кипения

717,824 К (444,67 °С)

Уд. теплота плавления

1,23 кДж/моль

Уд. теплота испарения

10,5 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

22,61^[2] Дж/(K·моль)

Молярный объём

15,5 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества

Структура решётки

орторомбическая

Параметры решётки

a=10,437 b=12,845 c=24,369 Å

Прочие характеристики

Теплопроводность

(300 K) 0,27 Вт/(м·К)

Номер CAS

7704-34-9

Эмиссионный спектр

Се́ра — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Содержание

1 Изотопы
2 История и происхождение названия
- 2.1 Происхождение названия
- 2.2 История открытия
3 Сера в природе
- 3.1 Природные минералы серы
4 Получение
- 4.1 Производители
- 4.2 Товарные формы
5 Применение
6 Свойства
- 6.1 Физические свойства
- 6.2 Фазовая диаграмма серы
- 6.3 Химические свойства
7 Биологическая роль
- 7.1 Биологической действие
8 Пожароопасные свойства серы
- 8.1 Пожары на складах серы
9 Юникод
10 См. также
11 Примечания
12 Литература
13 Ссылки

Изотопы

Природная Сера состоит из четырёх стабильных изотопов:

³²S (95,02 %), ³³S (0,75 %), ³⁴S (4,21 %), ³⁶S (0,02 %).

Получены также искусственные радиоактивные изотопы

³¹S (T_½ = 2,4 сек), ³⁵S (T_½ = 87,1 сут), ³⁷S (Т_½= 5,04 мин) и другие.

История и происхождение названия

Происхождение названия

Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV в., заимствовано из старославянского «сѣра» — «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир».
Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искаженном виде^[3].

По предположению Фасмера^[4], «сера» восходит к лат. сera — «воск» или лат. serum — «сыворотка».

Латинское sulfur (происходящее из эллинизированного написания этимологического sulpur), предположительно, восходит к индоевропейскому корню *swelp — «гореть»^[5].

История открытия

Точное время открытия серы не установлено, но этот элемент использовался до нашей эры.

Сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Она 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 её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, лёгкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что её считали «принципом горючести» и обязательной составной частью металлических руд.

Пресвитер Теофил (XII в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, ещё 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 трёх 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 её из пиритов; последний был распространён в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы.

Сера в природе

Большие скопления самородной серы (с содержанием > 25 %) редки, они встречаются в местах вулканической активности, им сопутствуют сернистые фумаролы и сернистые воды^[6].

Серная руда разрабатывается в месторождениях самородной серы, добывается из сульфидных руд и промышленных газов^[7].

Серные бактерии могут окислять сероводород от гниющих органических остатков до серы и накапливать её^[8].

Природные минералы серы

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и в связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS₂ — железный колчедан, или пирит, ZnS — цинковая обманка, или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск, или галенит, HgS — киноварь, Sb₂S₃ — антимонит, Cu₂S — халькозин, CuS — ковеллин, CuFeS₂ — халькопирит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Получение

В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.

При добыче руды открытым способом экскаваторами снимают пласты пород, под которыми залегает руда. Взрывами рудный пласт дробят, после чего глыбы руды отправляют на сероплавильный завод, где из концентрата извлекают серу.

В 1890 г. Герман Фраш предложил плавить серу под землёй и через скважины, подобные нефтяным, выкачивать её на поверхность. Сравнительно невысокая (113 °C) температура плавления серы подтверждала реальность идеи Фраша. В 1890 г. начались испытания, приведшие к успеху.

Серу из природного сернистого газа получают методом Клауса. Для этого используются так называемые серные ямы, где происходит дегазация серы, на выходе получают модифицированную серу — продукт, широко использующийся в производстве асфальта. Технологические установки для получения серы обычно включают в себя ямы недегазированной серы, ямы дегазации, ямы хранения дегазированной серы, а также налив жидкой серы и склад комовой серы. Стены ямы обычно делают из кирпича, дно заливают бетоном, а сверху закрывают яму алюминиевой крышей. Так как сера — это весьма агрессивная среда, ямы периодически приходится полностью реконструировать.

Склад серы у химического цеха ММСК (1960-е гг.)

Производители

С 1939 по 1986 гг. крупнейшим производителем серы в СССР был Медногорский медно-серный комбинат (ММСК)^[9]: в середине 1950-х гг. он выпускал до 250—280 тысяч тонн в год, что составляло 80 % серы, производившейся в стране.

«…Утром мы были на медносерном заводе. Около 80 процентов серы, выпускаемой в нашей стране, добывается на этом предприятии. „ — До пятидесятого года стране приходилось импортировать много серы из-за границы. Теперь нужда в импорте серы отпала, — говорил директор завода Александр Адольфович Бурба. — Но завод продолжает расширяться. Начали строить цех производства серной кислоты“. С высокой эстакады застывшим потоком повис ярко-жёлтый массив серы. То, что мы видим в небольших количествах в стеклянных баночках в лабораториях, здесь, на заводском дворе, лежало огромными глыбами».

— А. Софронов. В Оренбургских степях (журнал «Огонёк», 1956).
^[10]

В начале XXI века основными производителями серы в России являются предприятия ОАО Газпром: ООО Газпром добыча Астрахань и ООО Газпром добыча Оренбург, получающие её как побочный продукт при очистке газа^[11].

Товарные формы

В промышленности реализовано получение серы в различных товарных формах^[12]^{[стр. 193—196]}. Выбор той или иной формы определяется требованиями заказчика.

Комовая сера до начала 1970-х годов была основным видом серы, выпускаемым промышленностью СССР. Её получение технологически просто и осуществляется подачей жидкой серы по обогреваемому трубопроводу на склад, где производится заливка серных блоков. Застывшие блоки высотой 1-3 метра разрушают на более мелкие куски и транспортируют заказчику. Метод, однако, имеет недостатки: невысокое качество серы, потери на пыль и крошку при рыхлении и погрузке, сложность автоматизации.

Жидкую серу хранят в обогреваемых резервуарах и транспортируют в цистернах. Транспорт жидкой серы более выгоден, чем её плавление на месте. Достоинства получения жидкой серы — отсутствие потерь и высокая чистота. Недостатки — опасность возгорания, траты на обогрев цистерн.

Формованная сера бывает чешуйчатая и пластинчатая. Чешуйчатую серу начали производить на НПЗ в 1950-х годах. Для получения используют вращающийся барабан, внутри он охлаждается водой, а снаружи кристаллизуется сера в виде чешуек толщиной 0,5-0,7 мм. В начале 1980-х вместо чешуйчатой стали выпускать пластинчатую серу. На движущуюся ленту подается расплав серы, который охлаждается по мере движения ленты. На выходе образуется застывший лист серы, который ломают с образованием пластинок. Сегодня эта технология считается устаревшей, хотя около 40 % канадской серы экспортируется именно в таком виде ввиду больших капиталовложений в установки для её получения.

Гранулированную серу получают различными методами.

Водная грануляция (пеллетирование) разработана в 1964 году английской фирмой «Эллиот». Процесс основан на быстром охлаждении капель серы, падающих в воду. Первое внедрение технологии — процесс «Салпел» в 1965 году. Крупнейший завод позже был построен в Саудовской Аравии в 1986 году. На нём каждая из трёх установок может производить до 3500 т гранулированной серы в сутки. Недостаток технологии — ограниченное качество гранул серы, обладающих неправильной формой и повышенной хрупкостью.
Грануляция в кипящем слое разработана французской компанией «Перломатик». Капли жидкой серы подаются вверх. Они охлаждаются водой и воздухом и смачиваются жидкой серой, которая застывает на образующихся гранулах тонким слоем. Конечный размер гранул 4-7 мм. Более прогрессивным является процесс «Прокор», который широко внедрён в Канаде. В нём применяются барабанные грануляторы. Однако этот процесс очень сложен в управлении.
Воздушно-башенная грануляция разработана и внедрена в Финляндии в 1962 году. Расплав серы диспергируется с помощью сжатого воздуха в верхней части грануляционной башни. Капли падают и затвердевают, попадая на транспортную ленту.

Молотая сера является продуктом размола комовой серы. Степень измельчения может быть различной. Его проводят сначала в дробилке, потом в мельнице. Таким способом возможно получение очень высокодисперсной серы с размером частиц менее 2 мкм. Грануляцию порошковой серы проводят в прессах. Необходимо использование связующих добавок, в качестве которых используют битумы, стеариновую кислоту, жирные кислоты в виде водной эмульсии с триэтаноламином и другие.

Коллоидная сера — это разновидность молотой серы с размером частиц менее 20 мкм. Её применяют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и в медицине как противовоспалительные и дезинфицирующие средства. Коллоидную серу получают различными способами.

Способ получения путём размола широко распространён, поскольку не предъявляет высоких требований к сырью. Одним из лидеров по этой технологии является фирма «Байер».
Способ получения из расплавленной серы или её паров был внедрён в США в 1925 году. Технология подразумевает смешение с бентонитом, полученная смесь образует устойчивые суспензии с водой. Однако содержание серы в растворе невелико (не более 25 %).
Экстракционные способы получения основаны на растворении серы в органических растворителях и дальнейшем испарении последних. Однако они не получили широкого распространения.

Высокочистую серу получают используя химические, дистилляционные и кристаллизационные методы. Её применяют в электронной технике, при изготовлении оптических приборов, люминофоров, в производстве фармацевтических и косметических препаратов — лосьонов, мазей, средств против кожных болезней.

Применение

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. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.

Свойства

Физические свойства

Природный сросток кристаллов самородной серы

Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °C; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °C полимерные звенья начинают рушиться.

Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд^[13].

Фазовая диаграмма серы

Фазовая диаграмма элементарной серы.
S_p — ромбическая сера; S_м — моноклинная сера; S_ж — жидкая сера; S_п — пары серы.

Элементарная кристаллическая сера может существовать в виде двух аллотропных модификаций (энантиотропия серы) — ромбической и моноклинной, — то есть сера диморфна, поэтому для элементарной серы возможно существование четырёх фаз: твёрдой ромбической, твёрдой моноклинной, жидкой и газообразной, а на фазовой диаграмме серы (см. рисунок; для давления использован логарифмический масштаб) имеются два поля твёрдых фаз: область ромбической серы и область существования моноклинной серы (треугольник АВС)^[14].

На фазовой диаграмме серы^[14]:

DA — линия возгонки ромбической серы S_p, описывающая зависимость давления насыщенного пара серы S_п от температуры над твёрдой ромбической серой;
AС — линия возгонки моноклинной серы S_м, описывающая зависимость давления насыщенного пара серы от температуры над твёрдой моноклинной серой;
СF — линия испарения жидкой серы S_ж, описывающая зависимость давления насыщенного пара серы от температуры над расплавом серы;
AB — линия полиморфного превращения сера ромбическая <—> сера моноклинная, описывающая зависимость температуры фазового перехода между ромбической и моноклинной серой от давления;
ВЕ — линия плавления ромбической серы, описывающая зависимость температуры плавления ромбической серы от давления;
ВЕ — линия плавления моноклинной серы, описывающая зависимость температуры плавления моноклинной серы от давления.

Пунктирные линии отражают возможность существования метастабильных фаз, которые наблюдаются при резком изменении температуры:

AО — линия сублимации перегретой ромбической серы;
ВО — линия плавления перегретой ромбической серы;
СО — линия испарения переохлаждённой жидкой серы;

На фазовой диаграмме серы имеются три стабильные тройные точки и одна метастабильная, каждая из которых отвечает условиям термодинамического равновесия трёх фаз^[14]:

точка А (дополнительная): равновесие твёрдой ромбической, твёрдой моноклинной и газообразной серы;
точка В (дополнительная): равновесие твёрдой ромбической, твёрдой моноклинной и жидкой серы;
точка С (основная): равновесие твёрдой моноклинной, расплавленной и газообразной серы;
точка О (метастабильная): метастабильное равновесие между перегретой твёрдой ромбической, переохлаждённой жидкой и газообразной серой.

Как показывает фазовая диаграмма, ромбическая сера не может одновременно находиться в равновесии с расплавом и парами серы^[15], поэтому в основной тройной точке (когда равновесные фазы находятся в разных агрегатных состояниях) твёрдая фаза представлена моноклинной серой. Метастабильная тройная точка появляется вследствие низкой скорости превращения одной кристаллической модификации серы в другую^[16].

Химические свойства

На воздухе сера горит, образуя сернистый газ — бесцветный газ с резким запахом:

${mathsf {S+O_{2}rightarrow SO_{2}}}$

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S₂O₂, молекулярной серы S₂, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO^[17].

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором:

${mathsf {S+3F_{2}rightarrow SF_{6}}}$

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)^[18]:

${mathsf {2S+Cl_{2}rightarrow S_{2}Cl_{2}}}$

${mathsf {S+Cl_{2}rightarrow SCl_{2}}}$

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа S_nCl₂.^[19]

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора^[20], среди которых — высший сульфид P₂S₅:

${mathsf {5S+2Prightarrow P_{2}S_{5}}}$

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

${mathsf {S+H_{2}rightarrow H_{2}S}}$

(сероводород)

${mathsf {C+2Srightarrow CS_{2}}}$

(сероуглерод)

${displaystyle {mathsf {Si+2Srightarrow SiS_{2}}}}$

(сульфид кремния)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

${mathsf {2Na+Srightarrow Na_{2}S}}$

${mathsf {2Al+3Srightarrow Al_{2}S_{3}}}$

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

${mathsf {Na_{2}S+Srightarrow Na_{2}S_{2}}}$

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

${mathsf {3S+6KOHrightarrow K_{2}SO_{3}+2K_{2}S+3H_{2}O}}$

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании:

${mathsf {S+6HNO_{3}}}$

_(конц.) ${mathsf {rightarrow H_{2}SO_{4}+6NO_{2}}}uparrow {mathsf {+2H_{2}O}}$

${mathsf {S+2H_{2}SO_{4}}}$

_(конц.) ${mathsf {rightarrow 3SO_{2}}}uparrow {mathsf {+2H_{2}O}}$

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе^[21]. Число атомов в молекуле уменьшается:

${mathsf {S_{8}rightarrow S_{6}rightarrow S_{4}}}$

При 800—1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы:

${mathsf {S_{4}rightarrow S_{2}}}$

А при 1700 °C сера становится атомарной:

${mathsf {S_{2}rightarrow S}}$

Биологическая роль

Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов.
Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков).
Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы — источник энергии в хемосинтезе^[22].

В человеке содержится примерно 2 г серы на 1 кг веса.

Самородная сера на почтовой марке, 2009

Биологической действие

Чистая сера не ядовита, все же летучие серосодержащие соединения ядовиты (сернистый газ, серный ангидрид, сероводород и др.).

Пожароопасные свойства серы

Тонкоизмельчённая сера склонна к химическому самовозгоранию в присутствии влаги, при контакте с окислителями, а также в смеси с углём, жирами, маслами. Сера образует взрывчатые смеси с нитратами, хлоратами и перхлоратами.
Самовозгорается при контакте с хлорной известью.

Средства тушения: распылённая вода, воздушно-механическая пена^[23].

По данным В. Маршалла пыль серы относится к разряду взрывоопасных, но для взрыва необходима достаточно высокая концентрация пыли — порядка 20 г/м³ (20 000 мг/м³), такая концентрация во много раз превышает предельно допустимую концентрацию для человека в воздухе рабочей зоны — 6 мг/м³^[24].

Пары образуют с воздухом взрывчатую смесь^[25].

Горение серы

Горение серы протекает только в расплавленном состоянии аналогично горению жидкостей. Верхний слой горящей серы кипит, создавая пары, которые образуют слабо светящееся голубое пламя высотой до 5 см^[26]. Температура пламени при горении серы составляет 1820 °C^[27].

Так как воздух по объёму состоит приблизительно из 21 % кислорода и 79 % азота и при горении серы из одного объёма кислорода получается один объём SO₂, то максимальное теоретически возможное содержание SO₂ в газовой смеси составляет 21 %. На практике горение происходит с некоторым избытком воздуха, и объёмное содержание SO₂ в газовой смеси меньше теоретически возможного, составляя обычно 14-15 %^[17].

Обнаружение горения

Обнаружение горения серы пожарной автоматикой является трудной проблемой. Пламя сложно обнаружить человеческим глазом или видеокамерой, спектр голубого пламени лежит в основном в ультрафиолетовом диапазоне. Тепловыделение при пожаре приводит к температуре ниже, чем при пожарах других распространённых пожароопасных веществ. Для обнаружения горения тепловым извещателем необходимо размещать его непосредственно близко к сере. Пламя серы не излучает в инфракрасном диапазоне. Таким образом оно не будет обнаружено распространёнными инфракрасными извещателями. Ими будут обнаруживаться лишь вторичные возгорания. Пламя серы не выделяет паров воды. Таким образом детекторы ультрафиолетовых извещателей пламени, использующие соединения никеля, не будут работать.

Пожарная безопасность

Для выполнения требований пожарной безопасности на складах серы необходимо:

конструкции и технологическое оборудование должны регулярно очищаться от пыли;
помещение склада должно постоянно проветриваться естественной вентиляцией при открытых дверях;
дробление комков серы на решётке бункера должно производиться деревянными кувалдами или инструментом из неискрящего материала;
конвейеры для подачи серы в производственные помещения должны быть снабжены металлоискателями;
в местах хранения и применения серы необходимо предусматривать устройства (бортики, пороги с пандусом и т. п.), обеспечивающие в аварийной ситуации предотвращение растекания расплава серы за пределы помещения или открытой площадки;
на складе серы запрещается:
- производство всех видов работ с применением открытого огня;
- складировать и хранить промасленную ветошь и тряпки;
- при ремонте применять инструмент из искродающего материала^[29].

Пожары на складах серы

В декабре 1995 года на открытом складе серы предприятия, расположенного в городе Сомерсет-Уэст Западно-Капской провинции Южно-Африканской Республики, произошёл крупный пожар, погибли два человека^[30]^[31].

16 января 2006 г. около пяти вечера на череповецком предприятии «Аммофос» загорелся склад с серой. Общая площадь пожара — около 250 квадратных метров. Полностью ликвидировать его удалось лишь в начале второго ночи. Жертв и пострадавших нет^[32].

15 марта 2007 года рано утром на ООО «Балаковский завод волоконных материалов» произошёл пожар на закрытом складе серы. Площадь пожара составила 20 кв.м. На пожаре работало 4 пожарных расчёта с личным составом в 13 человек. Примерно через полчаса пожар был ликвидирован. Никто не пострадал^[33].

4 и 9 марта 2008 года произошло возгорание серы в Атырауской области в хранилище серы ТШО на Тенгизском месторождении. В первом случае очаг возгорания удалось потушить быстро, во втором случае сера горела 4 часа. Объём горевших отходов нефтепереработки, к каковым по казахстанским законам отнесена сера, составил более 9 тысяч килограммов^[34].

В апреле 2008 недалеко от посёлка Кряж Самарской области загорелся склад, на котором хранилось 70 тонн серы. Пожару была присвоена вторая категория сложности. К месту происшествия выехали 11 пожарных расчётов и спасатели. В тот момент, когда пожарные оказались около склада, горела ещё не вся сера, а только её небольшая часть — около 300 килограммов. Площадь возгорания вместе с участками сухой травы, прилегающими к складу, составила 80 квадратных метров. Пожарным удалось быстро сбить пламя и локализовать пожар: очаги возгорания были засыпаны землёй и залиты водой^[35].

В июле 2009 в Днепродзержинске горела сера. Пожар произошёл на одном из коксохимических предприятий в Баглейском районе города. Огонь охватил более восьми тонн серы. Никто из сотрудников комбината не пострадал^[36].

В конце июля 2012 под Уфой в поселке Тимашево загорелся склад с серой площадью 3200 квадратных метров. На место выехало 13 единиц техники, в тушении пожара задействован 31 пожарный. Произошло загрязнение атмосферного воздуха продуктами горения. Погибших и пострадавших нет^[37].

Юникод

В Юникоде есть алхимический символ серы.

Кодировка по Unicode и HTML

Графема	Unicode	HTML
Код	Название	Шестнадцатеричное	Десятичное	Мнемоника

Источник