Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Сера - довольно распространенный в природе химический элемент (шестнадцатый по содержанию в земной коре и шестой - в природных водах). Встречаются как самородная сера (свободное состояние элемента) так и ее соединения.

Сера в природе

В числе важнейших природных можно назвать железный колчедан, сфалерит, галенит, киноварь, антимонит. В Мировом океане содержится в основном в виде магния и натрия, обуславливающих жесткость природных вод.

Как получают серу?

Добыча серных руд производится разными методами. Основным способом получения серы является ее выплавка непосредственно в местах залегания.

Открытый способ добычи предусматривает использование экскаваторов, снимающих породные пласты, которые покрывают серную руду. После дробления пластов руды взрывами их направляют на сероплавильный завод.

В промышленности серу получают как побочный продукт процессов в печах для плавки, при нефтепереработке. В больших количествах она присутствует в природном газе (в виде сернистого ангидрида или сероводорода), при добыче которого откладывается на стенках применяемого оборудования. Уловленную из газа мелкодисперсную серу используют в химической промышленности в качестве сырья для производства различной продукции.

Данное вещество можно получать и из природного сернистого газа. Для этого используется метод Клауса. Он заключается в применении «серных ям», в которых происходит дегазация серы. Результатом является модифицированная сера, широко использующаяся в производстве асфальта.

Основные аллотропические модификации серы

Сере присуща аллотропия. Известно большое количество аллотропических модификаций. Наиболее известными являются ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая сера. Первые две модификации являются устойчивыми, третья при затвердевании превращается в ромбическую.

Физические свойства, характеризующие серу

Молекулы ромбической (α-S) и моноклинной (β-S) модификаций содержат по 8 атомов серы, которые соединены в замкнутый цикл одинарными ковалентными связями.

В обычных условиях сера имеет ромбическую модификацию. Представляет собой желтое твердое кристаллическое вещество с плотностью 2,07 г/см 3 . Плавится при 113 °C. Плотность моноклинной серы составляет 1,96 г/см 3 , температура ее плавления равна 119,3 °C.

При плавлении сера увеличивается в объеме и становится желтой жидкостью, которая буреет при температуре 160 °C и превращается в вязкую темно-коричневую массу при достижении около 190 °C. При температурах, превышающих это значение, вязкость серы уменьшается. При около 300 °C она снова переходит в жидкое текучее состояние. Это объясняется тем, что в процессе нагревания сера полимеризуется, с повышением температуры увеличивая длину цепочки. А при достижении температурного значения свыше 190 °C наблюдается разрушение полимерных звеньев.

При охлаждении расплава серы естественным путем в цилиндрических тиглях образуется так называемая комовая сера - ромбические кристаллы крупных размеров, имеющие искаженную форму в виде октаэдров с частично «срезанными» гранями или углами.

Если расплавленное вещество подвергнуть резкому охлаждению (к примеру, при помощи холодной воды), то можно получить пластическую серу, представляющую собой упругую каучукоподобную массу коричневатого или темно-красного цвета с плотностью 2,046 г/см 3 . Данная модификация, в отличие от ромбической и моноклинной, является неустойчивой. Постепенно (в течение нескольких часов) она меняет окраску на желтую, становится хрупкой и превращается в ромбическую.

При замораживании паров серы (сильно нагретых) жидким азотом образуется ее пурпурная модификация, которая является устойчивой при температурах ниже минус 80 °C.

В водной среде сера практически не растворяется. Однако характеризуется хорошей растворимостью в органических растворителях. Плохо проводит электричество и тепло.

Температура кипения серы равна 444,6 °C. Процесс кипения сопровождается выделением оранжево-желтых паров, состоящих преимущественно из молекул S 8 , которые при последующем нагревании диссоциируют, в результате чего образуются равновесные формы S 6 , S 4 и S 2 . Далее при нагревании происходит распад крупных молекул, и при температуре выше 900 градусов пары состоят практически только из молекул S 2, диссоциирующих на атомы при 1500 °С.

Какими химическими свойствами обладает сера?

Сера является типичным неметаллом. Химически активна. Окислительно- восстановительные свойства серы проявляются по отношению к множеству элементов. При нагревании легко соединяется практически со всеми элементами, что объясняет ее обязательное присутствие в металлических рудах. Исключение составляют Pt, Au, I 2 , N 2 и инертные газы. Степени окисления, которые проявляет сера в соединениях, -2, +4, +6.

Свойства серы и кислорода обуславливают горение ее на воздухе. Результатом такого взаимодействия является образование сернистого (SO 2) и серного (SO 3) ангидридов, использующихся для получения сернистой и серной кислот.

При комнатной температуре восстановительные свойства серы проявляются только в отношении фтора, в реакции с которым образуется :

• S + 3F 2 = SF 6 .

При нагревании (в виде расплава) взаимодействует с хлором, фосфором, кремнием, углеродом. В результате реакций с водородом кроме сернистого водорода образует сульфаны, объединенные общей формулой H 2 S Х.

Окислительные свойства серы наблюдаются при взаимодействии с металлами. В некоторых случаях можно наблюдать довольно бурные реакции. В результате взаимодействия с металлами образуются соединения) и полисульфиды (многосернистые металлы).

При длительном нагревании вступает в реакции с концентрированными кислотами-окислителями, окисляясь при этом.

Диоксид серы

Оксид серы (IV), называемый также диоксидом серы и ангидридом сернистым, представляет собой газ (бесцветный) с резким удушающим запахом. Имеет свойство сжижаться под давлением при комнатной температуре. SO 2 является кислотным оксидом. Характеризуется хорошей растворимостью в воде. При этом образуется слабая, неустойчивая сернистая кислота, существующая только в водном растворе. В результате взаимодействия сернистого ангидрида со щелочами образуются сульфиты.

Отличается довольно высокой химической активностью. Наиболее ярко выраженными являются восстановительные химические свойства оксида серы (IV). Такие реакции сопровождаются повышением степени окисления серы.

Окислительные химические свойства оксида серы проявляются в присутствии сильных восстановителей (например, оксида углерода).

Триоксид серы

Триоксид серы (ангидрид серный) - серы (VI). В обычных условиях представляет собой бесцветную легколетучую жидкость, характеризующуюся удушающим запахом. Имеет свойство застывать при температурных значениях ниже 16,9 градуса. При этом образуется смесь разных кристаллических модификаций твердого триоксида серы. Высокие гигроскопические свойства оксида серы обуславливают его "дымление" в условиях влажного воздуха. В результате образуются капельки серной кислоты.

Сероводород

Сероводород является бинарным химическим соединением водорода и серы. H 2 S - это ядовитый бесцветный газ, характерными особенностями которого являются сладковатый вкус и запах протухших яиц. Плавится при температуре минус 86 °С, кипит при минус 60 °С. Неустойчив термически. При температурных значениях выше 400 °С происходит разложение сернистого водорода на S и H 2 . Характеризуется хорошей растворимостью в этаноле. В воде растворяется плохо. В результате растворения в воде образуется слабая сероводородная кислота. Сероводород является сильным восстановителем.

Огнеопасен. При его горении в воздухе можно наблюдать синее пламя. В больших концентрациях способен вступать в реакции со многими металлами.

Серная кислота

Серная кислота (H 2 SO 4) может быть разной концентрации и чистоты. В безводном состоянии является бесцветной маслянистой жидкостью, не имеющей запаха.

Значение температуры, при котором вещество плавится, составляет 10 °С. Температура кипения равна 296 °С. В воде растворяется хорошо. При растворении серной кислоты образуются гидраты, при этом выделяется большое количество теплоты. Температура кипения всех водных растворов при давлении 760 мм рт. ст. превышает 100 °С. Повышение точки кипения происходит с увеличением концентрации кислоты.

Кислотные свойства вещества проявляются при взаимодействии с и основаниями. H 2 SO 4 является двухосновной кислотой, за счет чего может образовывать как сульфаты (средние соли), так и гидросульфаты (кислые соли), большинство из которых растворимы в воде.

Наиболее ярко свойства серной кислоты проявляются в окислительно-восстановительных реакциях. Это объясняется тем, что в составе H 2 SO 4 у серы высшая степень окисления (+6). В качестве примера проявления окислительных свойств серной кислоты можно привести реакцию с медью:

• Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

Сера: полезные свойства

Сера является микроэлементом, необходимым для живых организмов. Является составной частью аминокислот (метионина и цистеина), ферментов и витаминов. Данный элемент принимает участие в образовании третичной структуры белка. Количество химически связанной серы, содержащейся в белках, составляет по массе от 0,8 до 2,4%. Содержание элемента в организме человека составляет около 2 граммов на 1 кг веса (то есть примерно 0,2% составляет сера).

Полезные свойства микроэлемента трудно переоценить. Защищая протоплазму крови, сера является активным помощником организма в борьбе с вредными бактериями. От ее количества зависит свертываемость крови, то есть элемент помогает поддерживать ее достаточный уровень. Также сера играет не последнюю роль в поддержании нормальных значений концентрации желчи, вырабатываемой организмом.

Часто ее называют «минералом красоты», поскольку она просто необходима для сохранения здоровья кожи, ногтей и волос. Сере присуща способность предохранять организм от различных видов негативного воздействия окружающей среды. Это способствует замедлению процессов старения. Сера очищает организм от токсинов и защищает от радиации, что особенно актуально в настоящее время, учитывая современную экологическую обстановку.

Недостаточное количество микроэлемента в организме может привести к плохому выведению шлаков, снижению иммунитета и жизненного тонуса.

Сера - участница бактериального фотосинтеза. Она является составляющей бактериохлорофилла, а сернистый водород - источником водорода.

Сера: свойства и применение в промышленности

Наиболее широко сера используется для Также свойства данного вещества позволяют применять его для вулканизации каучука, в качестве фунгицида в сельском хозяйстве и даже лекарственного препарата (коллоидная сера). Кроме того, серу используют для производства спичек и она входит в состав серобитумных композиций для изготовления сероасфальта.

1.1. Историческая справка

Сера – одно из немногих веществ, которое было известно с древнейших времен, её использовали первые химики. Одна из причин известности серы – распространенность самородной серы в странах древнейших цивилизаций. Её разрабатывали греки и римляне, производство серы значительно увеличилось после изобретения пороха.

1.2. Место серы в Периодической системе химических элементов Менделеева

Сера расположена в 16 группе Периодической системы химических элементов Менделеева.

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

1.3. Распространенность в природе

Сера довольно широко распространена в природе. Её содержание в земной коре составляет 0,0048 %.Значительная часть серы встречается в самородном состоянии.

Также сера встречается в форме сульфидов: пирит, халькопирит и сульфатов: гипс, целестин и барит.

Много соединений серы содержится в нефти (тиофен C 4 H 4 S, органические сульфиды) и нефтяных газах (сероводород).

1.4. Аллотропные модификации серы

Существование аллотропных модификаций серы связано с её способностью образовывать устойчивые гомоцепи – S – S –. Устойчивость цепей объясняется тем, что связи – S – S – оказываются прочнее, чем связь в молекуле S 2 . Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, поскольку в их образовании принимают участие электроны взаимно перпендикулярных р-орбиталей.

Существует три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул S 8 , размещенных по узлам ромбической и моноклинной решеток.

Молекула S 8 имеет форму короны, длины всех связей – S – S – равны 0,206 нм и углы близки к тетраэдрическим 108°.

В ромбической сере наименьший элементарный объем имеет форму прямоугольного параллелепипеда, а в случае моноклинной серы элементарный объем выделяется в виде скошенного параллелепипеда.

Кристалл ромбической серы Кристалл моноклинной серы

Пластическая модификация серы образована спиральными цепями из атомов серы с левой и правой осями вращения. Эти цепочки скручены и вытянуты в одном направлении.

При комнатной температуре устойчива ромбическая сера. При нагревании она плавится, превращаясь в желтую легкоподвижную жидкость, при дальнейшем нагревании жидкость загустевает, так как в ней образуются длинные полимерные цепочки. При медленном охлаждении расплава образуются темно-желтые игольчатые кристаллы моноклинной серы, а если вылить расплавленную серу в холодную воду, получится пластическая сера – резиноподобная структура, состоящая из полимерных цепочек. Пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в ромбическую.

1.5. Физические свойства серы

Сера представляет собой твердое хрупкое вещество желтого цвета, в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на её поверхности. Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток. При плавлении сера образует легкоподвижную жидкость желтого цвета, которая при 160°С темнеет, её вязкость повышается, и при 200°С сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется разрушением кольцевых молекул и образованием полимерных цепей. Дальнейшее нагревание ведет к разрыву цепей, и жидкая сера снова становится более подвижной. Пары серы имеют цвет от оранжево-желтого до соломенно-желтого цвета. Пар состоит из молекул состава S 8 , S 6 , S 4 , S 2 . При температуре выше 150 °С молекула S 2 диссоциирует на атомы.

Физические свойства аллотропных модификаций серы приведены в таблице:

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон ве-ков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное практи-ческое применение. Куски само-родной серы использовались для со-вершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, воз-вратившись в родной дом после дол-гих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упомина-ний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важ-ное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII — XIV вв., после появле-ния пороха и огнестрельного оружия.

Добыча серы. Гравюра из книги Г. Агриколы «О горном деле и металлургии». Издание 1557 г. Руду, содержащую серу, нагревают в широких глиняных горшках А с длинными клювообразными носиками, опущенными в специальные отверстия в приёмнике B,закрытом крышкой C.Расплавленную серу черпают из приёмника ковшами и разливают в формы.

Ромбическая сера.

Из расплава кристаллизуется моноклинная модификация серы.

Пластическая сера эластична, как резина.

Главным поставщиком серы была Италия.

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, при вулканизации каучука, в органическом синтезе. Порошок серы применяют в медицине в каче-стве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько алло-тропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромби-ческая серя представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа СНC l 3 или из сероуглерода CS 2 она выделяется в виде прозрачных кри-сталлов октаэдрической формы. Ром-бическая сера состоит из цикличе-ских молекул S 8 , имеющих форму короны. При 113 °С она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвиж-ную жидкость. При дальнейшем на-гревании расплав загустевает, так как в нём образуются длинные полимер-ные цепочки. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипя-щую серу тонкой струйкой в холод-ную воду, можно получить пласти-ческую серу — резиноподобную модификацию, состоящую из поли-

мерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются тёмно-жёлтые игольчатые кристаллы моноклинной серы (t пл =119°С). Подобно ромбической сере, эта мо-дификация состоит из молекул S 8 . При комнатной температуре пласти-ческая и моноклинная сера неустой-чивы и самопроизвольно превраща-ются в порошок ромбической серы.

При нагревании сера реагирует со многими металлами (железом, алюми-нием, ртутью) и неметаллами (кисло-родом, галогенами, водородом). «При-рода серы огненная, горючая... [Сера] нацело сгорает, улетучиваясь в дым», — записано в одном алхимическом трак-тате. Действительно, при горении серы на воздухе или в кислороде об-разуется оксид серы(IV ), или серни-стый газ, SO 2 , содержащий примесь (около 3% по объёму) высшего оксида серы, или серного ангидрида, SO 3 ,. Сернистый газ SO 2 — бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 °С 1 объём воды растворяет более 70 объ-ёмов SO 2) образуется сернистая кисло-та H 2 SO 3 , которая известна только в растворах. Однако её соли — сульфи-ты (например, Na 2 SO 3) и гидросульфи-ты (NaHSO 3) — легко могут быть вы-делены в твёрдом виде.

В лабораторных условиях для по-лучения SO, действуют на твёрдый сульфит натрия концентрированной серной кислотой: Na 2 SO 3 +2H 2 SO 4 =2NaHSO 4 + SO 2 - + H 2 O.

Горение серы в кислороде.

Строение молекулы SO 2

Строение серы:

1— ромбической и моноклинной, S 8 ;

2— пластической, S n

*Вулканизация — про-цесс превращения каучука в резину путём образования сульфидных «мостиков» между отдельными молеку-лами полимера. Получа-ющийся сшитый» полимер обладает пространственной структурой и характеризу-ется повышенной механи-ческой прочностью.

В промышленности SO 2 получают при обжиге сульфидных руд, например пирита: 4FeS 2 +11 O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 , или при сжигании серы. Сер-нистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его ис-пользуют также (вместе с гидросуль-фитами натрия NaHSO 3 и кальция Ca(HSO 3) 2) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничто-жать вредителей сельского хозяйства.

Серный ангидрид SO 3 при комнат-ной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t кип =45 °С), которая со временем пе-реходит в асбестовидную модифика-цию, состоящую из блестящих шелко-вистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаян-ном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцвет-ную жидкость — олеум (от лат. oleum — «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раст-вор SO 3 в H 2 SO 4 , на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот: H 2 S 2 O 7 , H 2 S 3 O 10 и т. д. С водой SO 3 взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующи-еся мельчайшие капельки серной кис-лоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

Строение асбестовидной модификации серного ангидрида.

Асбестовидная модификация SO 3 .

Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: красная роза, опушенная в колбу с SO 2 , теряет свой цвет.

Серная кислота H 2 SO 4 — тяжёлая маслянистая бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой в любых пропорциях. При 10 °С она затверде-вает, образуя прозрачную стекловид-ную массу. При нагревании 100-про-центная серная кислота легко теряет серный ангидрид до тех пор, пока её концентрация не составит 98 %. Имен-но такую кислоту обычно и использу-ют в лабораториях (концентриро-ванная серная кислота, t кип =338 °С).

Помните, что вливать кислоту в во-ду нужно тонкой струйкой при посто-янном перемешивании. Ни в коем случае нельзя лить воду в кисло-ту! Из-за сильного разогрева вода за-кипит, и горячие брызги раствора серной кислоты могут попасть в лицо.

Разбавленная серная кислота про-являет все свойства неорганических кислот: взаимодействует с основными оксидами, основаниями и активными металлами с выделением водорода. H 2 SO 4 относится к сильным кислотам, в водном растворе кислоты её молекул

Строение (SO 3) 3 .

*Асбестовидный SO 3 (t пл = 32 °С) представляет со-бой кристаллическую полисерную кислоту, состоящую из длинных цепочек HO — (S(O) 2 — O — ) n — OH. Однако фактически это чистый серный ангидрид, так как длина такой цепи ( n ) составляет 10 5 т. е. два атома водорода приходятся на 10 5 атомов серы. Жидкая при комнатной температу-ре модификация серного ангидрида (t пл = 17 °С), состоит из циклических молекул (SO 3) 3 .

не существует: они распадаются на ионы водорода и гидросульфат-ионы (HSO - 4), которые диссоциируют толь-копри сильном разбавлении.

Концентрированная серная кис-лота — сильный окислитель. Она реа-гирует как с активными металлами, так и со стоящими в ряду напряжений правее водорода — медью, серебром, ртутью. Металлокисляется, а серная кислота восстанавливается до серы, сероводорода (при реакции с цинком, магнием) или до сернистого газа, как это происходит при взаимодействии с неактивным металлом — медью:

Cu+ 2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 - +2Н 2 О.

Крепкая (50—70-процентная) сер-ная кислота легко окисляет железо:

2Fe+6H 2 SO 4 =Fe 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 - +6H 2 O.

В то же время на холоде олеум не реа-гирует с железом и алюминием.

Концентрированная серная кисло-та способна обугливать многие орга-нические вещества (сахар, бумагу, ва-ту). При случайном попадании H 2 SO 4 на кожу необходимо тут же смыть её струёй воды, а затем обработать мес-то ожога слабым раствором соды.

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и ев-ропейских алхимиков. Её получали, прокаливая на воздухе железный купорос (витриол, или гидратированный сульфат железа(II ), FeSO 4 .7Н 2 О):

2FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 3 - + SO 2 - либо смесь серы с селитрой: 6KNO 3 + 5S = 3K 2 SO 4 + 2SO 3 - + 3N 2 - , а выделяю-щиеся пары серного ангидрида кон-денсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H 2 SO 4 на-зывали купоросным маслом (oleum vitrioli) или серным маслом (oleum sulfuris). В 1595 г. алхимик Андреас Либавий (1550—1616) установил тож-дественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина — устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству сер-ной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществ-ляли в свинцовых камерах, на дно ко-торых наливали воду. В верхней час-ти камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда за-пускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не об-разовывалась кислота требуемой кон-центрации. При этом происходили следующие химические превращения:

S +О 2 = SO 2 2KNO 3 +S = K 2 SO 4 +2NO

2NO +О 2 = 2NO 2 NO 2 + SO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + NO.

В XIX в. способ усовершенствова-ли: вместо селитры стали использо-вать азотную кислоту (она при разло-жении в камере даёт NO 2). Чтобы возвращать в систему нитрозные га-зы были сконструированы специаль-ные башни, которые и дали название всему процессу — башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Однако сейчас для производства серной кислоты применяют в основ-ном контактный метод, разрабо-танный в 1831 г. По этому методу окисление SO 2 до SO 3

(2SO 2 +О 2 « 2SO 3) осуществляется на катализа-торе — оксиде ванадия(V ) V 2 O 5 .

Серный ангидрид в специальных уста-новках поглощается концентриро-ванной серной кислотой. При этом получается олеум. Его хранят в желез-ных баках и по мере необходимости переводят в серную кислоту.



Установка для получения серной кислоты сжиганием серы в присутствии селитры.

Середина XVIII в. Приготовленную заранее смесь серы с селитрой загружают в печь (1), разогреваемую углями.

Образующиеся газы достигают стеклянного сосуда (2), где они взаимодействуют С парами воды. Получающийся при этом олеум собирают в колбы (3).

Минерал пирит FeS 2 представляет собой дисульфид железа, соль слабой кислоты H 2 S 2 , построенной аналогично пероксиду водорода Н 2 О 2 .

а) В пробирку, укрепленную в держателе, насыпать до поло­вины ее объема кусочков черенковой серы и очень осторожно нагревать, все время встряхивая. Сера начнет плавиться, образуя желтую подвижную жидкость. Выше 160° жид­кость темнеет, а при 200° становится темнокоричневой и настоль­ко вязкой, что не выливается из пробирки. Выше 250° вязкость снова Уменьшается и при 400° сера превращается в легкопод­вижную жидкость темнокоричневого цвета, которая при 444,5°закипает, образуя оранжево-желтые пары. Объяснить изменения, происходящие при нагревании расплавленной серы.

б) Вылить кипящую серу тонкой струей в стакан с холодной водой. Если сера вспыхнет, следует после выливания прикрыть отверстие пробирки крышкой от тигля или куском асбеста. До­стать из воды полученную массу и убедиться в ее пластичности. Сохранить образовавшуюся пластическую серу, чтобы просле­дить переход аморфной формы в кристаллическую.

Получение ромбической серы

Поместить в пробирку 2-3 кусочка черенковой серы величи­ной с горошину, прибавить 2 мл сероуглерода и, встряхивая, рас­творить серу. Сероуглерод - легкогорючая жидкость, и все ра­боты с ним нужно проводить вдали от огня. Несколько капель полученного раствора вылить на часовое стекло. Дать испарить­ся сероуглероду и наблюдать выделение ромбических кристаллов серы.

3)Возгонка красного фосфора

В пробирку положить немного красного фосфора, закрыть ее ватой и, закрепив горизонтально в штативе, слегка нагре­вать пламенем горелки. Красный фосфор испаряется, и на хо­лодных частях пробирки осаждается налет белого. Опыт про­изводить осторожно, все время следить за тем, чтобы пары фосфора при выходе из пробирки не загорались.

4) Горение фосфора под водой

а) Кусочек белого фосфора положить в стакан с водой и нагреть воду до 60-70°. Затем пропустить из газометра сла­бый ток кислорода, держа отводную трубку так, чтобы она касалась фосфора. Последний загорается. Написать уравнение реакция.

б) Проделать то же самое, заменив белый фосфор красным. Красный фосфор не горит под водой.

1. Фосфорный ангидрид и его свойства

(Работа производится под тягой)

В фарфоровую чашку (или на крышку тигля), поставленную на асбестированную сетку, положить 0,4-0,5 г красного фос­фора. Над чашкой на небольшом расстоянии (около 0,5 см) от сетки укрепить сухую воронку. Зажечь фосфор накаленной стеклянной палочкой. На стенках воронки осаждается фосфор­ный ангидрид, образующийся при горении фосфора, в виде белой, похожей на сиег кристаллической массы.

Когда весь фосфор сгорит, вложить воронку в кольцо шта­тива и оставить на некоторое время. Фосфорный ангидрид очень быстро расплывается. На какое свойство Р 2 О 5 указывает это явление?

2. Получение фосфорных кислот

а) Фосфорный ангидрид, полученный в предыдущем опыте, смыть дестиллированной водой со стенок воронки в пробирку. Когда раствор сделается прозрачным, отлить его немного в другую пробирку и добавить в последнюю избыток раствора AgN0 3 . Образуется белый осадок AgP0 3 . Написать уравнения реакций.

б) Оставшуюся часть раствора Н 3 РО 4 вылить в стакан, до­бавить 10-15 мл воды и 1-2 мл концентрированной HNO 3

3. Действие щелочных металлов на воду

(Работа производится за стеклом вытяжного шкафа!)

Взять три фарфоровые чашки с водой. Отрезать ножом по маленькому кусочку лития, натрия и калия, обсушив их фильтровальной бумагой, бросить в воду: в одну чашку -ли­тий, в другую - натрий, в третью - калий. Наблюдать за хо­дом реакции через стекло вытяжного шкафа. Защита стеклом необходима ввиду разбрызгивания, имеющего место при конце реакций. Отметить, что наиболее энергично с водой реагирует калий, а наименее энергично - литий. Испытать лакмусом или фенолфталеином полученные растворы. Написать уравнений реакций.

Получение калийной селитры

В стаканчик, содержащий 20 мл воды, внести 7,5 г КС1 и растворить при нагревании; затем добавить 8,5 г измельчен­ного NaN03. Содержимое стаканчика кипятить в течение не­скольких минут, после чего быстро отфильтровать жидкость от образовавшегося осадка NaCl, пользуясь укороченной стек­лянной воронкой (с отрезанной трубкой). Дать раствору охла­диться и наблюдать выделение кристаллов KN0 3 . Отделитькристаллы путем декантации маточного раствора и высушить их между листами фильтровальной бумаги.Объяснить явления, наблюдаемые при опыте, исходя из растворимости солей, которые могут образоваться в растворе

5. Реакция открытия ионов Na - и К"

а) Налить в пробирку нейтральный раствор какой-нибудь соли натрия и добавить нахолоду крепкий (лучше свежепри­готовленный) раствор кислого пиросурьмянокислого калия K 2 H 2 Sb 2 0 7 . Наблюдать выпадение белого кристаллического осадка Na 2 H 2 Sb 2 0 7 . В случае надобности выпадение осадка можно ускорить трением стеклянной палочки о стенки пробир­ки. Написать уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

б) К нейтральному раствору какой-нибудь калиевой соли прилить раствор кислого виннокислого натрия NaHC4H 4 0 6 и взболтать. Наблюдать выпадение белого кристаллического осадка КНС4Н4О6. Написать уравнение реакции в молекуляр­ной и ионной формах.

Вопросы

1. Что общего в процессах горения натрия в хлоре, взаимодействия натрия с водой и взаимодействия натрия с серной кислотой?

2. Какие из нижеследующих солей калия будут подвергаться замет­ному гидролизу: КС1, KNO3, K 2 S, К 2 СОз, СН 3 СООК?

3. Почему пластическая сера полностью не растворяется в серо­углероде?

4. Как можно удалить сероводород из смеси газов?

5. Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода из его солей?

6. Почему сероводород является восстановителем и не проявляет окислительных свойств?