Fyzikálne a chemické vlastnosti síry. Síra je

Umiestnenie elektrónov na obežných dráhach vonkajšej vrstvy

Na atóme síry sa nachádza 6 valenčných elektrónov. Síra preto môže vytvárať až 6 valenčných väzieb. Atóm síry má väčší polomer, a preto vykazuje menšiu elektronegativitu ako kyslík. Oxidácia uvádza, že môže vykazovať redoxné reakcie: S 0, S -2, S +4, S +6.

■ 68. Napíšte rovnice pre reakcie síry s jednoduchými látkami, na ktoré sa odkazuje v nasledujúcej pasáži: Sú tieto reakcie redoxné? Dajte odôvodnenú odpoveď.
69. Aký je oxidačný stav síry v zlúčeninách s vodíkom a kovmi?
70. Aký typ zlúčenín síry s kovmi?
71. Prečo sa zinok a hliník nemôžu získať výmennými reakciami v roztokoch?
72. Koľko sulfidu železitého sa získa, ak sa odoberie 30 g železa a 16 g síry, a ak sa použije iba 90%?

Možné sú aj ďalšie reakcie, v dôsledku ktorých síra získava pozitívne oxidačné stavy. Zvyčajne sa to stane počas priamej interakcie síry s kyslíkom - počas spaľovania síry:
S + O2 \u003d SO2
Pretože kyslík má vyššiu hodnotu elektronegativity ako síra, vykazuje síra v zlúčenine SO2 oxidačný stav +4 a pri tejto reakcii sa správa ako redukčné činidlo. Hlbšia oxidácia vody do oxidačného stavu +6 je možná za vzniku anhydridu kyseliny sírovej. V prítomnosti katalyzátora pri teplote 400 - 500 ° sa oxid siričitý oxiduje kyslíkom za vzniku anhydridu kyseliny sírovej:
2SО2 + О2 \u003d 2SО3
Napriek vysokej chemickej aktivite sa síra vyskytuje pomerne často vo forme minerálu, ktorý sa nazýva prírodná síra. Je to takmer výlučne kosoštvorcová síra. Ostatné alotropické modifikácie síry sa v prírode nevyskytujú.
Síra je zvyčajne rozptýlená do rôznych hornín, z ktorých sa dá pomerne ľahko taviť. najčastejšie sopečného pôvodu. Domorodý sivý Kaukaz, púšť Kara-Kum, polostrov Kerč, Uzbekistan sú bohaté.
Síra sa tiež nachádza vo forme sírových kovov, r-sulfidov (FeS2, zmes zinku ZnS, olovnatý lesk PbS), vo forme síranov (Glauberova soľ Na2SO4 · 10H2O, CaSO4 · 2H2O). Síra sa nachádza v niektorých bielkovinách. Na získanie síry z horniny sa taví v autoklávoch pôsobením prehriatej pary pri teplote 150 - 160 °. Výsledná roztavená síra sa rafinuje (čistí) sublimáciou. Ak sa roztopí a naleje do drevených foriem, potom tuhne vo forme tyčiniek. Táto síra sa nazýva odrezky.

Obrázok: 52. Použitie síry

Síra sa niekedy naleje do veľkej formy a po vytvrdnutí sa rozdelí na malé beztvaré kúsky. Táto síra sa nazýva hrudkovitá. Nakoniec možno síru získať vo forme jemného rozprášeného prášku - takzvanej sírovej farby.
Voľná \u200b\u200bsíra sa používa hlavne na výrobu kyseliny sírovej, ako aj v papierenskom priemysle, na vulkanizáciu gumy, na výrobu farbív, v poľnohospodárstve na opeľovanie a fumigáciu hrozna a bavlny, na výrobu zápaliek (obr. 52). V medicíne sa síra používa vo forme masti spolu s ďalšími látkami proti chrastavitosti a iným kožným chorobám. Čistá síra nie je jedovatá.

■ 73. Zoznam chemické vlastnosti síra, označujem aká je podobnosť a aký je rozdiel medzi sírou a kyslíkom.

57. Zlúčeniny dvojmocnej síry

Dvojmocná síra vytvára zlúčeniny s vodíkom (H2S) a kovmi (Na2S, FeS). Sulfidy možno považovať za deriváty sírovodíka, t. J. Soli kyseliny sírovodíkovej.
Sírovodík... Molekula sírovodíka je postavená podľa polárneho typu väzby:

Bežné elektrónové páry sú silne predpäté smerom k atómu, síra je elektronegatívnejšia.
Plynný sírovodík je ťažší ako vzduch a má ostrý nepríjemný zápach po zhnitých vajciach. Tento plyn je vysoko toxický. Naše čuchové orgány sú veľmi citlivé na sírovodík. V prítomnosti 1/2 000 dielu sírovodíka vo vzduchu môže dôjsť k strate zápachu. Chronická otrava sírovodíkom v malých dávkach spôsobuje vychudnutie, bolesti hlavy, bolesti. V prípade závažnejšej otravy môže po chvíli dôjsť k mdlobu a veľmi silné koncentrácie spôsobia smrť na ochrnutie dýchacích ciest. V prípade otravy sírovodíkom je potrebné kotúč vyviezť na čerstvý vzduch a nechať očistiť malé množstvo chlóru. Maximálna prípustná koncentrácia sírovodíka v pracovnej miestnosti je 0,01 mg / l.
Sírovodík sa stáva kvapalným pri teplote -60 °. Dobre sa rozpúšťa vo vode, pričom vytvára sírovodíkovú vodu H2Saq alebo, ako sa tiež nazýva, kyselinu sírovodíkovú.
Sírovodík je jedným z najlepších redukčných činidiel. Ľahko redukuje brómovú a chlórovú vodu na kyselinu bromovodíkovú alebo chlorovodíkovú:

V tejto reakcii sa S (-2) oxiduje na neutrálnu síru S (0).
Sírovodík horí. Pri dostatočnom prístupe vzduchu (obr. 53, a) dochádza k úplnému spaľovaniu podľa rovnice:

V tomto prípade sa S (-2) oxiduje na S (+4), daruje sa 6 elektrónov) a redukuje sa z O (0) na O (-2). Ak
nedostatočný prístup vzduchu, alebo ak sa do plameňa sírovodíka vloží studený predmet (obr. 53.6), dôjde k nedokonalému horeniu podľa rovnice:
2H2S + O2 \u003d 2S + 2H2O

■ 74. Aké sú opatrenia prvej pomoci pri otrave sírovodíkom?
75. Prečo sa často nazýva kyselina hydrogénsírová
sírovodík voda?
76. Ak sa jódová voda zmieša so sírovodíkovou vodou, dôjde k zmene farby a zákalu roztoku. Ako sa to dá vysvetliť?
77. Je možné, aby S (-2) vykazoval oxidačné vlastnosti?

V laboratóriu sa sírovodík získava v Kippovom prístroji interakciou sulfidu železnatého (alebo sulfidu sodného) so zriedenou kyselinou sírovou:
FeS + H2SO4 \u003d FeSО4 + H2S

Obrázok: 53. Spaľovanie sírovodíka s úplným prístupom vzduchu (a) a s neúplným prístupom vzduchu (b).

Sírovodík, ktorý sa rozpúšťa vo vode, vytvára slabú kyselinu sírovodíkovú, ktorá sa disociuje v dvoch fázach:
H2S ⇄ Н + + HS - ⇄ 2Н + + S 2-

Druhá etapa je nepodstatná.
Kyselina sírovodíková sa kvôli svojej nestabilite nemôže dlho skladovať v laboratóriu. V dôsledku uvoľňovania voľnej síry sa postupne zakalí:
H2S \u003d H2 + S
Pri redoxných reakciách sa kyselina sírovodíková správa ako typické redukčné činidlo, napríklad:
H2S + К2Cr2O7 + H2SO4 → (S 0; Cr + 3)
Vyplňte rovnicu pre túto redoxnú reakciu sami.
Sírovodík sa používa v analytickej chémii.
Kyselina sírovodíková vykazuje všeobecné vlastnosti kyselín. Je pravda, že na ňom nie je možné pozorovať všetky vlastnosti kyselín. Napríklad také, ktoré s ním nereagujú, a pri vstupe do kyseliny sírovodíkovej nereagujú s ňou, ale s prítomnou vodou za vzniku zásady, ktorá potom môže reagovať s kyselinou sírovodíkovou. Pretože ide o kyselinu dibázovú, môže vytvárať dve série solí - sulfidy a hydrosulfidy alebo bisulfidy.
Stredné soli kyseliny sírovodíkovej - sulfidy - sú nerozpustné vo vode, s výnimkou sodných a draselných solí, a majú rôzne farby: olovo a sulfid železitý - čierna, zinok - biela, kadmium - žltá. Hydrosulfidy sú ľahko rozpustné vo vode.
Činidlom pre dvojmocný ión síry S 2- je ión kadmia Cd 2+, ktorý v kombinácii s iónom poskytuje žltú, vo vode nerozpustnú zrazeninu, napríklad:
Cd (NO3) 2 + H2S \u003d CdS ↓ + 2HNO3

Cd 2+ + S 2- \u003d CdS
Sulfidy sa celkom ľahko hydrolyzujú ako soli slabých kyselín, preto sa zvyčajne získavajú priamou interakciou síry s kovom.

■ 78. Napíšte rovnicu pre reakciu kyseliny sírovodíkovej s hydroxidom sodným a vysvetlite výsledok reakcie, berúc do úvahy hydrolýzu soli v roztoku.
79. V sanitárnom a hygienickom výskume sa na detekciu sírovodíka vo vzduchu používa veľmi citlivá reakcia s rozpustnými soľami olova. Čo možno pozorovať pri tejto reakcii v plnej iónovej a redukovanej iónovej forme?

§ 58. Zlúčeniny štvormocnej síry

Zlúčenina štvormocnej síry - oxid siričitý (oxid siričitý) SO2. Oxid siričitý je ťažší ako vzduch a má silný nepríjemný zápach. Molekula oxidu siričitého je tiež zostavená podľa kovalentného typu väzby, jej polarita je slabo vyjadrená. Pri -10 ° a atmosférickom tlaku sa oxid siričitý zmení na kvapalinu a tuhne pri -73 °. Je ľahko rozpustný vo vode (pre 1 objem vody 40 objemových dielov oxidu siričitého), pričom spolu s rozpúšťaním interaguje s vodou podľa rovnice:
SO2 + Н2О H2SO3
Výsledná kyselina sírová je veľmi krehká, takže reakcia je reverzibilná.
Oxid siričitý má veľký priemyselný význam. Získava sa spaľovaním pyritu FeS2 alebo síry:
4FeS2 + 11О2 \u003d 2Fe2О3 + 8SО2 S + О2 \u003d SO2
V laboratóriu sa získava pôsobením silných kyselín na soli sírnych kyselín, napríklad pôsobením kyseliny sírovej na:
Na2SO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + H20 + SO2
Oxid siričitý sa môže získať rozkladom solí kyseliny sírovej, ako je siričitan vápenatý CaSO3, zahrievaním;
CaS03 \u003d CaO + S02
Oxid siričitý je jedovatý. V prípade otravy sa ním objaví chrapot, dýchavičnosť a niekedy strata vedomia. Prípustná koncentrácia SO2 vo vzduchu je 0,02 mg / l.
Pri interakcii s organickými farbivami môže oxid siričitý spôsobiť ich zafarbenie. Dôvod je však iný, ako pri bielení chlórom: nedochádza k oxidácii, ale objaví sa bezfarebná zlúčenina SO2 s farbivom, ktorá sa časom zničí a farba farbiva sa obnoví.

■ 80. Navrhnite nákresy zariadení, pomocou ktorých môžete získať oxid siričitý: a) zo siričitanu sodného pôsobením kyseliny: b) kalcinácia siričitanu vápenatého.
81. Oxid siričitý získaný rozkladom 40 g siričitanu vápenatého sa nechal prejsť 500 g roztoku barytovej vody Ba (OH) 2, v dôsledku čoho sa vyzrážalo všetko, čo bolo v roztoku. Aký je percentuálny podiel barytovej vody, ak sa stratí 20% oxidu siričitého produkovaného vypaľovaním?
82. Do ktorej skupiny oxidov patrí oxid siričitý? Vymenujte jeho vlastnosti typické pre túto skupinu oxidov. Podporte svoju odpoveď reakčnými rovnicami.
83. Prečo sa zákal objaví pri prechode SO2 cez vápennú vodu, ako aj pri prechode CO2?
84. Vzduch obsahuje oxid siričitý. Ako ho oslobodiť od tejto nečistoty?
85. Koľko oxidu siričitého je možné získať z 20 mólov FeS2 pri 80% výťažku?
86. Oxid siričitý prechádzal cez 200 ml 20% roztoku hydroxidu sodného až do úplnej premeny hydroxidu sodného na siričitan (hydrolýza sa neberie do úvahy). Aká je koncentrácia výsledného roztoku siričitanu sodného?

Vzhľadom na to, že oxidačný stav síry v oxide siričitom je + 4, tj. Konvenčne boli z vonkajšej úrovne atómu síry darované 4 elektróny, existujú dve možnosti: buď môže dodatočne darovať 2 elektróny zostávajúce na vonkajšej vrstve, a potom sa prejaví
vlastnosti redukčného činidla alebo S (+4) môže prijať určitý počet elektrónov a potom bude vykazovať oxidačné vlastnosti.
Napríklad v prítomnosti silného oxidačného činidla sa S (+4) správa ako redukčné činidlo.
Br2 + H2O + SO2 → H2SO4 + HBr
КМnO4 + Н2O + SO2 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4
K2Cr2O7 + SO2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2 (SO4) 3 + H2O
Nájdite sami koeficienty týchto reakcií.
Osobitne dôležitá je oxidácia oxidu siričitého kyslíkom v prítomnosti katalyzátora V2O5 alebo Pt pri teplote 400 - 500 °, v dôsledku čoho vzniká anhydrid kyseliny sírovej:
2SO2 + O2 \u003d 2SO3
Tento proces sa široko používa pri výrobe kyseliny sírovej kontaktnou metódou.

V prítomnosti silných redukčných činidiel, ako je sírovodík, sa S (+4) správa ako oxidačné činidlo: H2SO3 + H2S → H2O + S

Zostavte elektronickú váhu a nájdite koeficienty pre túto rovnicu.

■ 87. Zapíšte si do notebooku fyzikálne a chemické vlastnosti oxidu siričitého a všimnite si, ako prebiehajú reakcie bez zmeny oxidačných stupňov, tak aj oxidačno-redukčné.
88. Aký je fyziologický účinok oxidu siričitého?

Ako už bolo spomenuté, pri rozpustení oxidu siričitého vo vode vzniká kyselina siričitá.
Kyselina sírová je stredne silná kyselina. Disociuje sa v dvoch fázach:
H2SO3 ⇄ 2 H + + HSO 3 - ⇄ 2H + + SO 2 3 -

Kyselina sírová je nestabilná, rýchlo sa rozkladá na oxid siričitý a vodu:
H2SO3 ⇄ H2O + SO2
Preto je nemožné uskutočniť napríklad reakciu s aktívnejšími kovmi ako s kyselinou sírovou.
Kyselina sírová, ktorá je dvojsýtna, môže tvoriť dve série solí: stredné - siričitany a kyslé - hydrosulfity. Všetky siričitany sú nerozpustné soli, s výnimkou siričitanov alkalických kovov a amónia. Hydrosulfity sú o niečo vyššie. Tieto soli môžu byť degradované silnejšími kyselinami:
Na2SOs + H2S04 \u003d Na2SO4 + H20 + SO2

2NaHSО3 + H2SO \u003d Na2SО4 + 2H2О + 2SO2
Pôsobením kyselín na siričitany vzniká oxid siričitý, ktorý má nepríjemný zápach. Táto reakcia sa používa na odlíšenie solí kyseliny sírovej od uhličitanov, ktoré sa správajú podobným spôsobom, ale oxid uhličitý nemá žiadny zápach.
Siričitany sa hydrolyzujú pomerne ľahko.

§ 59. Zlúčeniny šesťmocnej síry

Ako už bolo uvedené, oxidáciou oxidu siričitého vzniká anhydrid kyseliny sírovej S03, šesťmocná zlúčenina síry. Keď sa vytvorí molekula anhydridu kyseliny sírovej, všetky valenčné elektróny síry sa podieľajú na tvorbe valenčných väzieb, ako s- a r-orbitály. Oxidačný stav +6 pre síru je maximálne pozitívny. Preto sa S +6 nikdy nemôže správať ako reštaurátor.
Anhydrid kyseliny sírovej je biela kryštalická látka. Jeho teplota topenia je 17 °, teplota varu je 45 °. Anhydrid kyseliny sírovej je taký hygroskopický, že sa nedá skladovať v bežných jedlách. Uchováva sa v zatavených sklenených ampulkách.
Anhydrid kyseliny sírovej je kyslý oxid, ktorý má všetky typické vlastnosti tejto skupiny látok. Môže reagovať najmä s vodou a vytvárať kyselinu sírovú:
SO3 + H20 \u003d H2SO4

■ 89. Napíšte vlastné rovnice pre reakcie anhydridu kyseliny sírovej s bázami a zásaditými oxidmi.

Anhydrid kyseliny sírovej je silné oxidačné činidlo. Najdôležitejšou šesťmocnou zlúčeninou síry je H2SO4. Patrí medzi silné kyseliny. dvojsýtny a disociuje v dvoch fázach:
H2SO4 ⇄ Н + + HSО 4 - ⇄ 2Н + + SO 2 4 -

Koncentrovaná kyselina sírová reaguje s kovmi reaktívnejšími ako vodík iným spôsobom ako zriedenou sírou. napríklad nevytláča vodík z koncentrovanej kyseliny sírovej, ale redukuje kyselinu sírovú na oxid siričitý, voľnú síru alebo sírovodík:
H2SO4 + Zn → ZnSО4 + SO2
H2SO4 + Zn → ZnSO4 + S
H2SO4 + Zn → ZnSО4 + H2S
■ 91. Všetky tri vyššie uvedené rovnice pre reakcie kyseliny sírovej so zinkom sú redoxné. Umiestnite do nich koeficienty založené na elektronickej váhe.
Bezvodá kyselina sírová sa nazýva monohydrát. Monohydrát neobsahuje žiadne ióny, a preto nevedie elektrický prúd. Monohydrát dobre absorbuje vlhkosť. Pretože mnohé z reakcií kyseliny sírovej s kovmi sú iónové, monohydrát nereaguje s niektorými kovmi, ktoré sú reaktívnejšie ako vodík, napríklad so železom, takže sa môže transportovať v železných nádržiach. , odolný voči kyseline sírovej v akejkoľvek koncentrácii. Koncentrovaná kyselina sírová oxiduje napríklad aj niektoré nekovy.

■ 93. Aké sú podobnosti a rozdiely medzi kyselinou sírovou a inými kyselinami?
94. Je možné uskutočniť reakcie, pri ktorých by kyselina sírová vykazovala redukčné vlastnosti?
95. Ako vykonať nasledujúce transformácie:

Zapíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií. Pre oxidačno-redukčný systém doplňte elektronickú váhu a napíšte rovnice iónových reakcií v iónovej forme.
96. V jednej fľaši je roztok kyseliny sírovej, v druhej - dusičnej, v tretej - chlorovodíkovej. Ako ich môžete rozoznať? 21

Síra

SÍRA -y; g.

1. Chemický prvok (S); vysoko horľavá žltá látka (používa sa v priemysle, vojenských veciach, poľnohospodárstve, medicíne).

2. Žltá mastná látka, ktorá sa tvorí na stenách zvukovodu. Vyčistite uši od vosku.

◁ Serny (pozri).

síra

(lat. Sulphur), chemický prvok skupiny VI periodickej sústavy. Žlté kryštály. Stabilný v dvoch modifikáciách - kosoštvorcový (hustota 2,07 g / cm 3, t pl 112,8 ° C) a monoklinické (hustota 1,96 g / cm 3, t teplota topenia 119 ° C). Je nerozpustný vo vode. Odolný voči vzduchu; pri horení dáva SO 2, vytvára s kovmi sulfidy. V prírode - natívna síra, sulfidy, sírany. Síra sa taví z pôvodných rúd; Získavajú sa tiež oxidáciou sírovodíka obsiahnutého v prírodných, ropných, koksárenských plynoch vzdušným kyslíkom a inými metódami. Asi 50% síry sa použije na získanie kyseliny sírovej, 25% sa použije na získanie siričitanov (používaných v papierenskom priemysle), zvyšok sa použije na boj proti chorobám rastlín, vulkanizáciu, syntézu farbív, výrobu zápaliek atď.

SÍRA

CEPA (latinská síra), S, chemický prvok s atómovým číslom 16, atómová hmotnosť 32,066. Chemický symbol S pre síru sa vyslovuje „es“. Prírodná síra sa skladá zo štyroch stabilných nuklidov (cm. NUCLID): 32 S (obsah 95,084% hmotn.), 33 S (0,74%), 34 S (4,16%) a 36 S (0,016%). Polomer atómu síry je 0,104 nm. Polomery iónov: ión S 2 - 0,170 nm (koordinačné číslo 6), ión S 4+ 0,051 nm (koordinačné číslo 6) a ión S 6+ 0,026 nm (koordinačné číslo 4). Sekvenčné ionizačné energie neutrálneho atómu síry od So do S6+ sú 10,36, 23,35, 34,8, 47,3, 72,5 a 88,0 eV. Síra sa nachádza v skupine VIA periodického systému D. I. Mendelejeva v 3. období a patrí medzi chalkogény. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy 3 s 2 3p 4 ... Najtypickejšie oxidačné stavy v zlúčeninách sú –2, +4, +6 (valencie, II, IV a VI). Hodnota Paulingovej elektronegativity je 2,6. Síra je nekovová.
Síra vo voľnej forme sú žlté krehké kryštály alebo žltý prášok.
Historický odkaz
Síra sa v prírode nachádza vo voľnom (pôvodnom) stave, takže ju poznal človek už v staroveku. Síra priťahovala pozornosť charakteristickou farbou, modrým plameňom a špecifickým zápachom po spaľovaní (zápach oxidu siričitého). Verilo sa, že spaľovanie síry odháňa zlých duchov. Biblia hovorí o použití síry na očistenie hriešnikov. Muž stredoveku spájal pach „síry“ s podsvetím. O použití spaľovacej síry na dezinfekciu hovorí Homer. V starom Ríme sa textílie bielili oxidom siričitým.
Síra sa už dlho používa v medicíne - svojim plameňom boli pacienti fumigovaní, bola obsiahnutá v rôznych mastiach na liečbu kožných chorôb. V 11. stor. Avicenna (Ibn Sina (cm. IBN SINA)), a potom sa európski alchymisti domnievali, že kovy vrátane zlata a striebra pozostávajú zo síry a ortuti v rôznych pomeroch. Preto síra zohrávala dôležitú úlohu v pokusoch alchymistov nájsť „kameň mudrcov“ a zmeniť základné kovy na drahé kovy. V 16. stor. Paracelsus (cm. PARACELS) považovaná za síru, spolu s ortuťou a „soľou“, jedným z hlavných „prírodných princípov“, „dušou“ všetkých tiel.
Praktický význam síry dramaticky vzrástol po vynáleze čierneho prášku (ktorý nevyhnutne obsahuje síru). V roku 673 Byzantínci brániaci Konštantínopol spálili nepriateľskú flotilu pomocou takzvaného gréckeho ohňa - zmesi ľadu, síry, živice a ďalších látok - ktorých plameň nezhasla voda. V stredoveku sa v Európe používal čierny strelný prach v zložení blízkom zmesi gréckeho ohňa. Odvtedy sa síra začala hojne využívať na vojenské účely.
Najdôležitejšia zlúčenina síry, kyselina sírová, je známa už dávno. Jeden zo zakladateľov iatrochémie (cm. IATROCHÉMIA), mních Vasilij Valentin, v 15. storočí. podrobne opísala výrobu kyseliny sírovej kalcináciou síranu železnatého (starý názov pre kyselinu sírovú je vitriolový olej).
Elementárny charakter síry ustanovil v roku 1789 A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent)... Názvy chemických zlúčenín obsahujúcich síru často obsahujú predponu „tio“ (napríklad činidlo Na2S203 používané vo fotografii sa nazýva tiosíran sodný). Pôvod tejto predpony je spojený s gréckym názvom pre síru - teón.
Byť v prírode
Síra je v prírode dosť rozšírená. V zemskej kôre sa jej obsah odhaduje na 0,05% hmotnosti. Významné ložiská pôvodnej síry sa často nachádzajú v prírode (zvyčajne v blízkosti sopiek); v Európe sa nachádzajú v južnom Taliansku na Sicílii. Veľké náleziská pôvodnej síry sa nachádzajú v Spojených štátoch (v štátoch Louisiana a Texas), ako aj v Strednej Ázii, Japonsku a Mexiku. V prírode sa síra nachádza ako v zhlukoch, tak vo forme kryštalických vrstiev, ktoré niekedy vytvárajú úžasne nádherné skupiny priesvitných žltých kryštálov (takzvané drusy).
Vo vulkanických oblastiach je často pozorované uvoľňovanie plynného sírovodíka H2S zo zeme; v rovnakých oblastiach sa sírovodík nachádza v rozpustenej forme v sírnych vodách. Sopečné plyny často obsahujú aj oxid siričitý SO 2.
Na povrchu našej planéty sú rozšírené ložiská rôznych sulfidových zlúčenín. Najbežnejšie z nich sú: pyrit železitý (pyrit (cm. PYRITE)) FeS 2, pyrit meďnatý (chalkopyrit) CuFeS 2, olovnatý lesk (cm. GALENA) PbS, cinabar (cm. CINNABAR) HgS, sfalerit (cm. SPHALERITE) ZnS a jeho kryštalická modifikácia wurtzit (cm. WURTZIT), antimonit (cm. ANTIMONIT) Sb 2 S 3 a ďalšie. Existujú tiež početné usadeniny rôznych síranov, napríklad síranu vápenatého (sadra CaSO 4 2H 2 O a anhydrit CaSO 4), síranu horečnatého MgSO 4 (horká soľ), síranu bárnatého BaSO 4 (baryt), síranu strontnatého SrSO 4 (celestín), síran sodný Na 2 SO 4 · 10 H 2 O (mirabilit) atď.
Bitúmenové uhlie obsahuje v priemere 1,0 - 1,5% síry. Súčasťou oleja môže byť aj síra. Rad ložísk prírodného horľavého plynu (napríklad Astrakhanskoye) obsahuje sírovodík ako nečistotu.
Síra patrí k prvkom nevyhnutným pre živé organizmy, pretože je nevyhnutnou súčasťou bielkovín. Bielkoviny obsahujú 0,8 - 2,4% (hmotnostných) chemicky viazanej síry. Rastliny získavajú síru zo síranov v pôde. Nepríjemný zápach vznikajúci z tlejúcich zvieracích tiel sa vysvetľuje hlavne uvoľňovaním zlúčenín síry (sírovodík a merkaptány) (cm. THIOLS)), ktoré vznikajú pri rozklade bielkovín. V morskej vode je asi 8,7 · 10 -2% síry.
Príjem
Síra sa získava hlavne tavením z hornín obsahujúcich prírodnú (elementárnu) síru. Takzvaná geotechnologická metóda umožňuje získať síru bez zdvíhania rudy na povrch. Táto metóda bola navrhnutá na konci 19. storočia. americký chemik G. Frash, ktorý stál pred úlohou extrahovať síru z ložísk južných Spojených štátov na povrch zeme, kde piesčitá pôda tradičnou banskou metódou prudko komplikovala jej ťažbu.
Frasch navrhol použiť prehriatu vodnú paru na zdvihnutie síry na povrch. Prehriatá para sa privádza potrubím do podzemnej vrstvy obsahujúcej síru. Síra sa topí (jej teplota topenia je mierne pod 120 ° C) a stúpa nahor potrubím umiestneným vo vnútri potrubia, ktorým sa čerpá vodná para pod zemou. Aby sa zabezpečil nárast kvapalnej síry, vstrekuje stlačený vzduch cez najtenšiu vnútornú trubicu.
Podľa inej (tepelnej) metódy, ktorá sa obzvlášť rozšírila začiatkom 20. storočia. na Sicílii sa síra taví alebo sublimuje z drvenej horniny v špeciálnych hlinených peciach.
Existujú aj iné spôsoby extrakcie pôvodnej síry z hornín, napríklad extrakciou sírouhlíkom alebo flotáciou.
Vzhľadom na to, že priemyselný dopyt po síre je veľmi vysoký, boli vyvinuté spôsoby jej výroby zo sírovodíka H2S a síranov.
Metóda oxidácie sírovodíka na elementárnu síru bola prvýkrát vyvinutá vo Veľkej Británii, kde sa metódou francúzskeho chemika N. Leblanca naučili získavať významné množstvá síry zo zvyšku Na2C03 po získaní sódy. (cm. LEBLANN Nicola) sulfid vápenatý CaS. Leblancova metóda je založená na redukcii síranu sodného pomocou uhlia v prítomnosti vápenca CaCO 3.
Na2S04 + 2C \u003d Na2S + 2C02;
Na2S + CaC03 \u003d Na2C03 + CaS.
Sóda sa potom vylúhuje vodou a vodná suspenzia zle rozpustného sulfidu vápenatého sa spracuje oxidom uhličitým:
CaS + C02 + H20 \u003d CaCO3 + H2S
Výsledný sírovodík H2S zmiešaný so vzduchom sa vedie do pece cez lôžko katalyzátora. V tomto prípade v dôsledku neúplnej oxidácie sírovodíka vzniká síra:
2H2S + 02 \u003d 2H20 + 2S
Podobná metóda sa používa na získanie elementárnej síry a zo sírovodíka sprevádzajúceho prírodné plyny.
Pretože moderná technológia vyžaduje vysoko čistú síru, bola vyvinutá efektívne metódy rafinácia síry. V tomto prípade sa používajú najmä rozdiely v chemickom chovaní síry a nečistôt. Arzén a selén sa teda odstraňujú pôsobením síry na zmes kyseliny dusičnej a sírovej.
Pomocou metód založených na destilácii a rektifikácii je možné získať vysoko čistú síru s obsahom nečistôt 10 - 5 - 10 - 6% hmotnostných.
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Atómy síry majú jedinečnú schopnosť vytvárať stabilné homochainy, to znamená reťazce pozostávajúce iba z atómov S (energia väzby S - S je asi 260 kJ / mol). Sírne homochainy majú tvar cikcaku, pretože na ich vzniku sa podieľajú elektróny umiestnené v susedných atómoch vo vzájomne kolmých p-orbitáloch. Tieto reťaze môžu dosiahnuť veľké dĺžky alebo naopak môžu tvoriť uzavreté krúžky S 20, S 8, S 6, S 4.
Síra preto tvorí niekoľko desiatok kryštalických aj amorfných modifikácií, ktoré sa líšia zložením molekúl a polymérnych reťazcov, ako aj spôsobom balenia v pevnom stave.
Pri normálnom tlaku a teplotách do 98,38 ° C je stabilná a-modifikácia síry (inak sa táto modifikácia nazýva kosoštvorcová), ktorá vytvára citrónovo žlté kryštály. Jeho kryštálová mriežka je ortorombická, parametre jednotkovej bunky sú a \u003d 1,04646, b \u003d 1,28660, c \u003d 2,4486 nm. Hustota 2,07 kg / dm 3. Nad 95,39 ° C je stabilná b-modifikácia síry (takzvaná monoklinická síra). Pri izbovej teplote sú parametre jednotkovej bunky monoklinického b-S a \u003d 1,090, b \u003d 1,096, c \u003d 1,102 nm, t \u003d 83,27 ° C. Hustota b-S 1,96 kg / dm 3.
V štruktúrach a- aj b-modifikácií síry sa nachádzajú nerovinné osemčlenné cyklické molekuly S 8. Tieto molekuly sú trochu ako koruny.
Tieto dve modifikácie síry sa líšia vo vzájomnej orientácii molekúl S 8 v kryštálovej mriežke.
Ďalšiu modifikáciu síry - takzvanú romboedrickú síru - je možné získať naliatím roztoku tiosíranu sodného Na2S203 do koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej pri 0 ° C a následnou extrakciou síry toluénom. (cm. TOLUENE)... Po odparení rozpúšťadla sa vytvoria romboedrické kryštály, ktoré obsahujú molekuly S6 v tvare stoličky.
Amorfná síra (hustota 1,92 g / cm3) a gumová plastická síra sa získavajú prudkým ochladením roztavenej síry (nalievaním taveniny do studenej vody). Tieto modifikácie pozostávajú z nepravidelných kľukatých reťazcov S n. Pri dlhodobom skladovaní pri teplotách 20 - 95 ° C sa všetky modifikácie síry prevedú na a-síru.
Teplota topenia rombickej a-síry je 112,8 ° C a teploty monoklinickej b-síry je 119,3 ° C. V obidvoch prípadoch sa vytvorí ľahko pohyblivá žltá kvapalina, ktorá tmavne pri teplote asi 160 ° C; zvyšuje sa jeho viskozita a pri teplotách nad 200 ° C sa roztavená síra stáva tmavohnedou a viskóznou ako živica. To sa vysvetľuje skutočnosťou, že kruhové molekuly S 8 sa zničia najskôr v tavenine. Výsledné fragmenty sa navzájom kombinujú a vytvárajú dlhé Sµ reťazce niekoľko stotisíc atómov. Ďalšie zahrievanie roztavenej síry (nad 250 ° C) vedie k čiastočnému pretrhnutiu reťazcov a kvapalina sa stáva opäť mobilnejšou. Na obr. je uvedená teplotná závislosť viskozity kvapalnej síry. Okolo 190 ° C je jeho viskozita asi 9000-krát vyššia ako 160 ° C.
Roztavená síra vrie pri 444,6 ° C. V závislosti od teploty sa v jeho parách nachádzajú molekuly S 8, S 6, S 4 a S 2. Zmena zloženia molekúl spôsobí zmenu farby pár síry z oranžovo-žltej na slamovožltú. Pri teplotách nad 1 500 ° C sa molekuly S 2 disociujú na atómy.
Molekuly S 2 sú paramagnetické (cm. PARAMAGNETICKÉ) a sú konštruované podobne ako molekula 02. Vo všetkých ostatných štátoch je síra diamagnetická (cm. DIAMAGNETICKÉ).
Síra je prakticky nerozpustná vo vode. Niektoré z jeho modifikácií sa rozpúšťajú v organických kvapalinách (toluén, benzén), obzvlášť dobre v sírouhlíku CS 2 a kvapalnom amoniaku NH3.
Síra je dosť aktívny nekov. Aj pri miernom zahriatí oxiduje mnoho jednoduchých látok, ale sám je celkom ľahko oxidovaný kyslíkom a halogénmi.
S + 02 \u003d SO2, S + 3F2 \u003d SF6,
2S + Cl2 \u003d S2CI2 (dotovaný SCl 2)
S vodíkom pri zahrievaní síra vytvára sírovodík H2S a v malom množstve sulfány (zlúčeniny zloženia H2Sn):
H 2 + S H 2 S.
Príklady reakcií síry s kovmi:
2Na + S \u003d Na2S, Ca + S \u003d CaS, Fe + S \u003d FeS
Sulfidy tvorené pri týchto reakciách nie sú charakterizované konštantou, ale spravidla premenlivým zložením. Zloženie sulfidu vápenatého sa teda môže neustále meniť v rozmedzí od CaS do CaS5. Polysulfidy typu CaSn alebo Na2Sn po interakcii, napríklad s kyselinou chlorovodíkovou, tvoria sulfány H2S n a hodnota n sa môže pohybovať od 1 do asi 10.
Po zahriatí koncentrovaná kyselina sírová oxiduje síru na SO 2:
S + 2H2S04 \u003d 2H20 + 3SO2.
Carská vodka (zmes kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej) oxiduje síru na kyselinu sírovú.
Zriedená kyselina dusičná, kyselina chlorovodíková bez oxidačných činidiel a kyseliny sírovej za studena neinteragujú so sírou. Pri zahriatí vo vriacej vode alebo v alkalických roztokoch je síra neúmerná:
3S + 6NaOH 2Na2S + Na2S03 + 3H20;
Síra sa môže pridávať k sulfidom
Na2S + (n - 1) S \u003d Na2Sn
a na siričitany:
Na2S03 + S \u003d Na2S203
Výsledkom tejto reakcie je tiosíran sodný Na2S203 zo siričitanu sodného Na2S03.
Po zahriatí síra reaguje s takmer všetkými prvkami okrem inertných plynov, jódu, dusíka, platiny a zlata.
Je známych niekoľko oxidov síry. Okrem perzistentného oxidu siričitého SO 2 [iné názvy: oxid siričitý, anhydrid sírový, oxid sírový] a oxid sírový SO 3 [iné názvy: plynný síra, anhydrid kyseliny sírovej, oxid sírový (VI)], nestabilné oxidy S 2 O sa získali (prechodom prúdu SO 2 cez žeravý výboj) a S 8 O ( v interakcii H2S s SOCl2). Peroxidy S04 a S207 sa tvoria prechodom S02 v zmesi s kyslíkom cez žeravý výboj alebo oxidáciou S02 ozónom.
Kyslý oxid siričitý SO 2 zodpovedá nestabilnej stredne silnej kyseline H 2 SO 3 (kyselina sírová):
H20 + SO2H2S03,
a kyslý oxid sírový SO 3 - silná kyselina dvojsýtna (cm. KYSELINA SÍROVÁ) H2SO4:
S03 + H20 \u003d H2S04
Kyselina sírová H 2SO 3 aj sírová H 2 SO 4 zodpovedajú dvom radom solí: kyslé [hydrosulfity NaHSO 3, Ca (HSO 3) 2 atď. A hydrosulfáty KHSO 4, NaHSO 4 a ďalšie] a stredné [siričitany Na2S03, K2S03 a sírany CaS04, Fe2 (SO4) 3].
Síra je súčasťou mnohých organických zlúčenín (pozri články Tiofén (cm. TIOFÉN), Thiola (cm. THIOLS) iné).
Aplikácia
Asi polovica vyrobenej síry sa použije na výrobu kyseliny sírovej, asi 25% sa použije na výrobu siričitanov, 10 - 15% na ničenie škodcov poľnohospodárskych plodín (hlavne hrozna a bavlny) (najdôležitejší je tu roztok síranu meďnatého CuSO 4 5H 2 O ), asi 10% sa používa v gumárenskom priemysle na vulkanizáciu gumy. Síra sa používa na výrobu farbív a pigmentov, výbušnín (stále je súčasťou strelného prachu), umelých vlákien, fosforov (cm. LUMINOPHORS)... Síra sa používa na výrobu zápaliek, pretože je súčasťou zloženia, z ktorého sú vyrobené hlavy zápaliek. Niektoré masti, ktoré liečia kožné choroby, stále obsahujú síru. Na dodanie ocelí špeciálnym vlastnostiam sa do nich zavádza malé množstvo síry (aj keď je prímes síry v oceliach spravidla nežiaduca).
Biologická úloha
Síra je neustále prítomná vo všetkých živých organizmoch a je dôležitým biogénnym prvkom (cm. BIOGENICKÉ PRVKY)... Jeho obsah v rastlinách je 0,3 - 1,2%, u zvierat 0,5 - 2% ( morské organizmy obsahovať viac sírynež pozemské). Biologický význam síry závisí predovšetkým od skutočnosti, že je súčasťou aminokyselín metionínu (cm. METIONIN) a cysteín (cm. CYSTEÍN) a teda v zložení peptidov (cm. PEPTIDY) a bielkoviny. Disulfidové väzby –S - S– v polypeptidových reťazcoch sa podieľajú na tvorbe priestorovej štruktúry bielkovín a sulfhydrylové skupiny (–SH) hrajú dôležitú úlohu v aktívnych centrách enzýmov. Síra je navyše obsiahnutá v molekulách hormónov, dôležité látky... Veľa síry sa nachádza v keratíne vo vlasoch, kostiach a nervových tkanivách. Anorganické zlúčeniny síry sú nevyhnutné pre minerálnu výživu rastlín. Slúžia ako substráty pre oxidačné reakcie uskutočňované prirodzene sa vyskytujúcimi sírnymi baktériami (cm. SEROBAKTERIÁ).
Telo priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) obsahuje asi 1402 g síry. Denná potreba síry u dospelého človeka je asi 4.
Pokiaľ však ide o jeho negatívny vplyv na prostredie a ľudská síra (presnejšie jej zlúčeniny) je na jednom z prvých miest. Hlavným zdrojom znečistenia sírou je spaľovanie uhlia a iných palív obsahujúcich síru. V tomto prípade asi 96% síry obsiahnutej v palive vstupuje do atmosféry vo forme oxidu siričitého SO 2.
V atmosfére oxid siričitý postupne oxiduje na oxid siričitý (VI). Oxidy - oxid sírový a oxid sírový - interagujú s vodnou parou za vzniku kyslého roztoku. Potom tieto roztoky vypadnú vo forme kyslých dažďov. Kyslé vody, ktoré sa nachádzajú v pôde, brzdia vývoj pôdnej fauny a rastlín. Vďaka tomu sa vytvárajú nepriaznivé podmienky pre rozvoj vegetácie, najmä v severných oblastiach, kde sa k drsnému podnebiu pridáva aj chemické znečistenie. V dôsledku toho odumierajú lesy, narúša sa trávnatá pokrývka a zhoršuje sa stav vodných útvarov. Kyslé dažde ničia pamiatky z mramoru a iných materiálov, navyše ničia aj kamenné budovy a kovové výrobky. Preto je potrebné prijať rôzne opatrenia, aby sa zabránilo vstupu zlúčenín síry z paliva do atmosféry. Za týmto účelom sa ropa a ropné produkty čistia zo zlúčenín síry a čistia sa plyny vznikajúce pri spaľovaní paliva.
Síra vo forme prachu sama o sebe dráždi sliznice, dýchacie orgány a môže spôsobiť vážna choroba... Maximálny koncentračný limit pre síru vo vzduchu je 0,07 mg / m 3.

Žena jedna z jednoduchých (nekomplikovaných, nerozložiteľných) látok, taviteľná a vysoko horľavá fosília sopečného pôvodu; ako komodita sa volá: horľavá síra. Strelný prach sa vyrába z ľadu a síry z uhlia. Rezanie síry, odlievanie pomocou tyčiniek. | Síra, šedá ... Slovník Dahl

SÍRA - SÍRA, Síra, chem. prvok VІ gr. Mendelejevov systém, symbol S, sériové číslo 16, at. v. 32,07. Je známe od staroveku. V prírode sa vyskytuje vo forme nánosov vody (neptunickej) a sopečnej. pôvodu. Nachádza sa tiež v ... Veľká lekárska encyklopédia

SÍRA - chem. prvok, symbol S (latinsky Sulphur), pri. n. 16, o. 32.06. Existuje niekoľko alotropických modifikácií; medzi nimi síra monoklinickej modifikácie (hustota 1960 kg / m3, tm \u003d 119 ° С) a kosoštvorcová síra (hustota 2070 kg / m3, ίπι \u003d 112,8 ... ... Veľká polytechnická encyklopédia

- (označený S), chemický prvok skupiny VI PERIODICKEJ TABUĽKY, nekovový, známy už v staroveku. Vyskytuje sa v prírode ako vo forme individuálny prvok, a vo forme sulfidových minerálov, ako sú GALENIT a PYRITE, a síranových minerálov, ... ... Vedecký a technický encyklopedický slovník

V mytológii írskych Keltov je Sera otcom Partalona (pozri kapitolu 6). Podľa niektorých zdrojov to bola Sera, nie Partalon, kto bol Dilgnaidin manžel. (