В свободном состоянии сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Для серы характерно явление аллотропии, т.е. существование в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропные модификации серы – ромбическая (наиболее устойчивая), моноклинная и пластическая. Молекулы серы в ромбической модификации состоят из 8-ми атомов.
Сера относится к семейству p-элементов. Электронная конфигурация серы 3s 2 3p 4 . Для серы характерно наличие трех степеней окисления «-2», «+4» и «+6».
Для получения серы используют реакцию Вакенродера (1) или получают ее неполным окислением сероводорода (2):
2H 2 S + SO 2 = 3S↓ + 2H 2 O (1)
H 2 S + O 2 = 2S↓ + 2H 2 O (2)
Из-за наличия нескольких степеней окисления сера способна проявлять и окислительные (в реакциях с металлами) и восстановительные (в реакциях с сильными окислителями) свойства:
Fe 0 -2e = Fe 2+ — процесс окисления (восстановитель)
S 0 +2e = S 2- — процесс восстановления (окислитель)
S 0 – 4e = S 4+ — процесс окисления (восстановитель)
O 2 0 + 2e = 2O 2- — процесс восстановления (окислитель)
Сера взаимодействует с концентрированными растворами кислот (растворяется в них) и со щелочами (диспропорционирует):
S +2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O
3S + NaOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
Сероводород. Сероводородная кислота. Сульфиды
При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция в результате которой выделяется сероводород – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовитый и плохо растворимый в воде:
S + H 2 ↔H 2 S
Однако, выход сероводорода в этой реакции невелик и для его получения чаще всего используют реакцию действия разбавленных кислот на сульфиды (соли сероводородной кислоты):
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
Водный раствор сероводорода – очень слабая кислота, диссоциация которой протекает в две ступени:
H 2 S↔H + + HS —
HS — ↔ H + + S 2-
В связи с этим, для сероводородной кислоты характерна способность к образованию солей двух видов – средних – сульфидов (кислотный остаток — S 2-) и кислых – гидросульфидов (кислотный остаток — HS —).
Сероводородная кислота – сильный восстановитель, т.к. сера, входящая в состав этого вещества, находится в низшей степени окисления и способна повысить её до «+4» или «+6», поэтому состав продуктов реакции определяется силой и количеством окислителя:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl
H 2 S + 3H 2 SO 4 =4SO 2 + 4H 2 O
H 2 S + 4Br 2 = S + 3HBr
Для сульфидов, как для солей образованных слабой кислотой, характерна способность к гидролизу. Сульфиды металлов, стоящих в ряду активности левее железа, растворимы в сильных кислотах:
ZnS + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S
Качественной реакцией на H 2 S и растворимые в воде сульфиды является:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2HNO 3
S 2- + Pb 2+ = PbS↓ (осадок черного цвета)
Оксид серы (IV). Сернистая кислота
В степени окисления «+4» сера образует оксид, которому соответствует кислота. Оксид серы (IV) представляет собой газообразное вещество (сернистый газ) без цвета, но обладающее резким запахом, хорошо растворимое в воде.
Выделяют промышленные и лабораторные способы получения оксида серы (IV). Так, в промышленности (1), его получают при обжиге сульфидов, а в лаборатории (2) – при действии сильных кислот на сульфиты:
4FeS 2 + 11O 2 =2Fe 2 O 3 + 8SO 2 (1)
Na 2 SO 3 + 2HCl = 2NaCl + SO 2 + H 2 O (2)
В водном растворе оксида серы (IV) возможно одновременное существование нескольких химических равновесий:
H 2 O + SO 2 ↔ H 2 SO 3 ↔H + + HSO 3 — ↔ 2H + + SO 3 2-
Образующаяся в результате сернистая кислота (H 2 SO 3) является двухосновной, поэтому способна к образованию двух типов солей – средних — сульфитов (кислотный остаток SO 3 2) и кислых — гидросульфитов (кислотный остаток HSO 2 —).
Для оксида серы (IV), сернистой кислоты и её солей характерны химические свойства, которые можно разделить на 3 группы: кислотно-основные реакции (1), реакции окисления (2) и реакции восстановления (2):
Ca(OH) 2 + SO 2 = CaSO 3 ↓ + H 2 O (1)
Na 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = Na 2 SO 4 + 2HCl (2)
SO 2 + C= S↓ + CO 2 (3)
Качественная реакция на SO 2 и сульфиты – обесцвечивание раствора перманганата калия:
5SO 2 + 2KMnO 4 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + K 2 SO 4 + MnSO 4
Оксид серы (VI). Серная кислота
Оксид серы (VI) представляет собой бесцветную жидкость, которую получают окислением оксида серы (IV) кислородом в присутствии катализатора (V 2 O 5):
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3
Оксид серы (VI) хорошо растворим в воде (образуется серная кислота) и в 100%-ной серной кислоте (образуется олеум):
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Серная кислота представляет собой тяжелую вязкую жидкость, которая хорошо смешивается с водой в любых отношениях. Водный раствор серной кислоты – сильная кислота. Поскольку H 2 SO 4 двухосновная кислота, она способна образовывать два типа солей – средние – сульфаты (кислотный остаток SO 4 2-) и кислые – гидросульфиты (кислотный остаток HSO 4 —).
При взаимодействии с металлами (как, стоящими в ряду активности до водорода, так и после него) серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Cu +2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящими в ряду активности до водорода:
Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2
Качественной реакцией на серную кислоту и растворимые сульфаты является образование осадка сульфата бария – осадка белого цвета, нерастворимого в щелочах и кислотах:
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
ПРИМЕР 2
Задание | При взаимодействии серы с концентрированной азотной кислотой (массовая доля 60%, плотность раствора 1,27 г,мл) образовалась серная кислота и оксид азота (II) объемом 67,2 л (н.у.). Вычислите массу серы и объем раствора азотной кислоты, вступивших в реакцию. |
Решение | Запишем уравнение реакции:
S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 Найдем количество вещества оксида азота: моль. Вычислим массу серы: |
Гроссе Э., Вайсмантель X.
Химия для любознательных. Основы химии и занимательные опыты.
Пары серы взаимодействуют с раскаленным углем с образованием дисульфида углерода CS 2 (сероуглерода), огнеопасной жидкости с неприятным запахом. Он незаменим при производстве искусственного шелка и штапеля. Сера, которая, как известно, не растворяется в воде и в незначительных количествах растворяется в бензоле, спирте или эфире, прекрасно растворяется в сероуглероде.Если медленно испарять на часовом стекле раствор небольшого количества серы в сероуглероде, то получим крупные кристаллы так называемой ромбической или α-серы. Но не будем забывать об огнеопасности и ядовитости сероуглерода , поэтому потушим все горелки и поставим часовое стекло под тягу или перед окном.
Другая форма - моноклинная, или β- сера получится, если терпеливо выкристаллизовывать из толуола иглы длиной около 1 см (толуол также огнеопасен! ). Как известно, в природе сера часто встречается в соединениях с металлами в форме сульфидов металлов. Широко используемый в лабораториях сульфид железа FeS представляет собой голубовато-черную массу. Мы получим его, если смешаем 20 г чистого порошка железа с 11 г порошка серы (серного цвета) и нагреем на огнеупорной подложке. Будем перемешивать смесь, чтобы она равномерно прокалилась. После охлаждения получим твердый остаток.
Сульфид железа используют для получения сероводорода, который применяют в химическом анализе для осаждения металлов. Поместим в пробирку немного (с горошину) полученного сульфида железа и добавим разбавленной соляной кислоты. Вещества взаимодействуют с бурным выделением газа:
FeS + 2НСl = H 2 S + FeCl 2
Из пробирки доносится неприятный запах тухлых яиц - это улетучивается сероводород
. Если его пропустить через воду, то он частично растворится. Образуется слабая кислота, раствор которой часто называют сероводородной водой.
При работе с сероводородом надо соблюдать чрезвычайную осторожность, так как газ почти так же ядовит, как синильная кислота HCN. Он вызывает паралич дыхательных путей и смерть, если концентрация сероводорода в воздухе составляет 1,2-2,8 мг/л. Поэтому опыты с сероводородом следует проводить только на открытом воздухе или под тягой. К счастью, человеческие органы обоняния чувствуют сероводород уже при концентрации его в воздухе 0,0000001 мг/л. Но при длительном вдыхании сероводорода наступает паралич обонятельного нерва, и тут уже нельзя надеяться на наше обоняние.
Химически сероводород обнаруживают с помощью влажной свинцовой реактивной бумаги. Чтобы получить ее, смочим фильтровальную бумагу разбавленным раствором ацетата или нитрата свинца, высушим ее и разрежем на полоски шириной 1 см. (Осторожно! Соли свинца ядовиты!
)
Сероводород взаимодействует с ионами свинца, в результате образуется черный сульфид свинца:
Pb 2+ + S 2-- = PbS↓
Другие полоски приготовленной свинцовой реактивной бумаги используем для опытов с природным сероводородом - проверим наличие сероводорода
в испорченных продуктах питания (мясе, яйцах) или исследуем воздух над выгребной ямой и в хлеву.
Мы рекомендуем получать сероводород для опытов сухим методом, так как в этом случае поток газа можно легко регулировать и перекрыть в нужное время. Для этой цели расплавим в фарфоровой чашке около 25 г парафина (остатки свечки) и смешаем с расплавом 15 г серного цвета. Затем уберем горелку и будем перемешивать массу до застывания. Если мы рано прекратим перемешивание, то частички серы неравномерно распределятся в застывающем парафине. Твердую массу размельчим и сохраним для дальнейших опытов.
Когда надо получить сероводород, несколько кусочков смеси парафина и серы нагреем в пробирке с газоотводной трубкой до температуры выше 170 °С. При повышении температуры выход газа усиливается, а если убрать горелку - прекращается. В процессе реакции водород парафина взаимодействует с серой, в результате чего образуется сероводород, а в пробирке остается углерод, например:
Чтобы рассмотреть окраску выпадающих в осадок сульфидов металлов, пропустим сероводород через растворы различных солей металлов. Сульфиды марганца, цинка, кобальта, никеля и железа выпадут, если в растворе создать щелочную среду (например, добавив гидроксид аммония). В солянокислом растворе выпадают сульфиды свинца, меди, висмута, кадмия, сурьмы и олова. Внесем наши наблюдения в таблицу, которая нам пригодится для дальнейших опытов.
Сделав предварительно пробу на гремучий газ, подожжем сероводород, выходящий из оттянутой на конце стеклянной трубки. Сероводород горит с появлением бледного пламени с голубым ореолом:
2H 2 S + 3O 2 = 2Н 2 О + 2SO 2
В результате сгорания возникает оксид серы(IV) - "сернистый газ". Его легко определить по резкому запаху и по покраснению влажной голубой лакмусовой бумажки.
При недостаточном доступе кислорода сероводород окисляется только до серы. Активный уголь каталитически ускоряет этот процесс. Этим способом часто пользуются при тонкой очистке промышленных газов, содержание серы в которых не должно превышать 25 г/м 3:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S
Нетрудно воспроизвести этот процесс. Схема установки изображена на рисунке. Главное заключается в том, чтобы пропустить через активный уголь воздух и сероводород в соотношении 1:3. На угле выделится желтая сера.
Активный уголь можно очистить от серы, промыв его в сероуглероде. В технике для этой щели применяют чаще всего раствор сульфида аммония (NH 4) 2 S.
ДВА МЕТОДА ДЛЯ ОДНОГО ПРОДУКТА
Сера сгорает с появлением бледно-голубого пламени. При этом образуется бесцветный газ с резким запахом - оксид серы(IV) SO 2 . Он ядовит и раздражает дыхательные пути, поэтому мы должны стараться не вдыхать его. Оксид серы(IV) - сернистый газ - чрезвычайно хорошо растворяется в воде, в результате этого образуется сернистая кислота (гидрат диоксида серы):Н 2 O + SO 2 = SО 2 *H 2 O
Она убивает микробы и обладает отбеливающим действием. На пивоваренных и винодельческих заводах серой окуривают бочки. Сернистым газом отбеливают также корзины из ивовых прутьев, влажную шерсть, солому, хлопок и шелк. Пятна от черники, например, выводятся, если долгое время держать увлажненное загрязненное место в "парах" горящей серы.
Проверим отбеливающее действие сернистой кислоты. Для этого в цилиндр, где некоторое время горели кусочки серы, опустим различные окрашенные предметы (цветы, влажные кусочки ткани, влажную лакмусовую бумагу и т. д.), хорошо закроем цилиндр стеклянной пластинкой и некоторое время подождем.
Тот, кто когда-нибудь изучал атомное строение элементов, знает, что в атоме серы на внешней орбите имеется шесть так называемых валентных электронов. Поэтому сера максимально может быть в соединениях шестивалентной. Этой степени окисления соответствует оксид серы(VI) с формулой SO 3 . Он является ангидридом серной кислоты:
Н 2 О + SO 3 = H 2 SO 4
При сгорании серы в обычных условиях всегда получается оксид серы(IV). А если и образуется некоторое количество оксида серы(VI), то чаще всего он тотчас же разлагается под действием тепла на оксид серы(IV) и кислород:
2SO3 = SO2 + О2
При производстве серной кислоты главной проблемой является превращение SO 2 в SO 3 . Для этой цели сейчас используются два способа: камерный
(или улучшенный - башенный)
и контактный
.
Заполним оксидом серы (IV) SO 2 большой сосуд (круглодонную колбу на 500 мл), поместив в него на некоторое время горящие кусочки серы или подведя газ из аппарата, где он образуется. Оксид серы (IV) можно также относительно легко получить, капая концентрированную серную кислоту в концентрированный раствор сульфита натрия Na 2 SO 3 . При этом серная кислота, как более сильная, вытеснит слабую кислоту из ее солей.
Когда колба заполнится газом, закроем ее пробкой с тремя отверстиями. В одно, как показано на рисунке, вставим согнутую под прямым углом стеклянную трубку, соединенную с боковым отводом пробирки, в которой при взаимодействии кусочков меди и азотной кислоты образуется оксид азота(IV):
4HNO 3 + Сu = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O + 2NO 2
Концентрация кислоты должна составлять около 60% (масс.). Внимание! NO 2 - сильный яд!
В другое отверстие введем соединенную с пробиркой стеклянную трубку, через которую позже пойдет водяной пар.
В третье отверстие вставим короткий кусок трубки с бунзеновским клапаном - коротким куском резинового шланга с прорезью. Сначала создадим сильный приток в колбу оксида азота.
Но реакция пока не идет. В колбе находится смесь коричневого NO 2 и бесцветного SO 2 .
Как только мы пропустим водяной пар, изменение окраски укажет на то, что реакция началась. Под действием водяного пара оксид азота(IV) окисляет оксид серы(IV) до оксида серы(VI), который тотчас же, взаимодействуя с водяным паром, превращается в серную кислоту:
2NO 2 + 2SO 2 = 2NO + 2SO 3
2NO + O 2 = 2NO 2
На дне колбы соберется бесцветный конденсат, а излишек газа и паров уйдет через бунзеновский клапан. Выльем бесцветную жидкость из колбы в пробирку, проверим кислую реакцию лакмусовой бумажкой и обнаружим сульфат-ионы SO 4 2-- полученной серной кислоты, добавив раствор хлорида бария. Толстый белый осадок сульфата бария укажет нам на успешное проведение опыта.
По этому принципу, но в гораздо большем масштабе, получают серную кислоту в технике. Раньше реакционные камеры были футерованы свинцом, так как он устойчив при воздействии паров серной кислоты. В современных башенных установках применяют реакторы на керамической основе. Но большее количество серной кислоты производят сейчас по контактному способу.
При производстве серной кислоты применяют различное сырье. Чистая сера стала применяться в ГДР только недавно. В большинстве случаев на предприятиях получают оксид серы(IV) обжигом сульфидных руд. Во вращающейся трубчатой печи или в многоярусной печи пирит взаимодействует с кислородом воздуха по следующему уравнению:
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Образующийся оксид железа(III) удаляется из печи в виде окалины и перерабатывается далее на предприятиях по получению чугуна.
Растолчем в ступке несколько кусочков пирита и поместим их в трубку из тугоплавкого стекла, которую закроем пробкой с отверстием. Затем горелкой сильно нагреем трубку, одновременно пропуская через нее воздух с помощью резиновой груши. Для того чтобы осела летучая пыль из обжигового газа, отведем его в пустой стеклянный сосуд, а из него - во вторую тугоплавкую трубку, в которой находится катализатор, нагретый до 400-500 °С.
В технике чаще всего в качестве катализатора используют оксид ванадия(V) V 2 O 5 или ванадат натрия NaVO 3 , а мы для этой цели применим красный оксид железа(III) Fe 2 О 3 . Нанесем мелкоизмельченный оксид железа на стеклянную вату, которую распределим в трубке слоем длиной 5 см. Трубку с катализатором нагреем до начала красного каления. На катализаторе оксид серы(IV) взаимодействует с кислородом воздуха; в результате образуется оксид серы (VI)
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Который мы различим по его способности образовывать туман во влажном воздухе. Соберем SO 3 в пустой колбе и, сильно встряхивая, смешаем с небольшим количеством воды. Получим серную кислоту - ее наличие докажем, как и в предыдущем способе.
Можно также поместить разделенные стеклянной ватой пирит и катализатор в одну из стеклянных трубок. Можно работать и в пробирке с боковым отводом. Положим на дно пробирки пирит, на него слой стеклянной ваты, а затем стеклянную вату с катализатором. Воздух введем сверху через трубку, которая должна подходить вплотную к катализатору. На боковом отводе укрепим согнутую под углом трубку, которая ведет в пробирку.
Если нет пирита, то в пробирке с боковым отводом получим оксид серы(IV) из сульфита или гидросульфита натрия и серной кислоты, и затем пропустим над катализатором полученный газ вместе с потоком воздуха или кислорода. В качестве катализатора можно применить также оксид хрома(III), который следует прокалить в железном тигле и тонко растолочь в ступке. Для этой же цели можно пропитать раствором сульфата железа(II) глиняный черепок и затем сильно прокалить его. На глине при этом образуется тонкий порошок оксида железа(III).
Если сульфидов металлов мало (как, например, в ГДР), то исходными продуктами для получения серной кислоты могут служить ангидрит CaSO 4 и гипс СаSO 4 *2Н 2 О. Метод получения оксида серы (IV) из этих продуктов был разработан Мюллером и Кюне еще 60 лет назад.
Способы получения серной кислоты из ангидрита будут иметь значение и в будущем, так как серная кислота является самым распространенным химическим продуктом. Установки для получения серной кислоты из гипса, производимые в ГДР, известны и ценятся на мировом рынке.
Сульфаты можно разложить, применяя высокую (до 2000 °С) температуру. Мюллер установил, что температуру разложения сульфата кальция можно снизить до 1200 °С, если добавить тонкоизмельченный кокс. Сначала, при 900 °С, кокс восстанавливает сульфат кальция до сульфида, а тот в свою очередь при температуре 1200 °С взаимодействует с неразложившимся сульфатом; при этом образуется оксид серы(IV) и негашеная известь:
CaSO 4 + 3С = CaS + 2СО 2
CaS+ 3CaSO 4 = 4CaO + 4SO 2
Разложить сульфат кальция в лабораторных условиях удастся только при применении соответствующей высокой температуры
. Будем работать с аппаратурой, подобной той, какая была использована при обжиге пирита, только трубку для сгорания возьмем фарфоровую или железную. Закроем трубку пробками, обернутыми для теплоизоляции асбестовой тканью. В отверстие в первой пробке вставим капилляр, а во второй - простую стеклянную трубку, которую соединим с промывной склянкой, наполненной наполовину водой или раствором фуксина.
Реакционную смесь приготовим следующим образом. Растолчем и ступке 10 г гипса, 5 г каолина (продается в аптеке под названием "Bolus alba") и 1,5 г активного порошкообразного угля. Смесь высушим, нагревая некоторое время при 200 °С в фарфоровой чашке.
После охлаждения (лучше всего в эксикаторе) внесем смесь в середину трубки для сжигания. При этом обратим внимание на то, чтобы она не заполнила все поперечное сечение трубки. Затем сильно нагреем трубку с помощью двух горелок (одна снизу, вторая наклонно сверху) и, когда трубка накалится, пропустим через всю систему не слишком сильный поток воздуха. Уже через 10 минут, благодаря образованию "сернистой кислоты", раствор фуксина в промывной склянке обесцветится. Выключим водоструйный насос и прекратим нагревание.
Получить высокую температуру мы можем также, если обмотаем как можно плотнее фарфоровую трубку нагревательной спиралью на 750-1000 Вт (см. рисунок). Концы спирали соединим с толстой медной проволокой, которую также многократно обмотаем вокруг трубки, а затем изолируем с помощью фарфоровых бусинок и подведем к штекеру. (Осторожно при работе с напряжением 220 В!
) Естественно, в качестве источника нагрева может пригодиться также стеклодувная горелка или паяльная лампа.
В технике работают со смесью ангидрита, кокса, глины, песка и колчеданного огарка Fe2O3. Червячный транспортер подает смесь в 70-метровую вращающуюся трубчатую печь, где сжигают пылевидный уголь. Температура в концевой части печи, в месте горения, составляет примерно 1400 °С. При этой температуре образующаяся в ходе реакции негашеная известь сплавляется с глиной, песком и колчеданным огарком, в результате получается цементный клинкер. Остывший клинкер размалывают и смешивают с несколькими процентами гипса. Получившийся в результате высококачественный портландцемент поступает в продажу. При тщательном проведении и контроле процесса из 100 т ангидрита (плюс глина, песок, кокс и колчеданный огарок) можно получить около 72 т серной кислоты и 62 т цементного клинкера.
Серную кислоту можно получать также из кизерита (сульфата магния MgSO 4 *H 2 O), который в значительных количествах поставляют соляные копи ГДР.
Для опыта воспользуемся такой же установкой, как и для разложения гипса, но трубку на этот раз возьмем из тугоплавкого стекла. Реакционную смесь получим, прокалив в фарфоровой чаше 5 г сульфата магния, а в железном тигле с крышкой - 0,5 г активного угля, и затем смешав их и растерев в ступке до пылеобразного состояния. Перенесем смесь в фарфоровую лодочку и поместим ее в реакционную трубку.
Белая масса, которая получится в конце опыта в фарфоровой лодочке, состоит из оксида магния. В технике его перерабатывают в цемент Сореля, являющийся основой для производства ксилолита.
Получение таких важных для строительной промышленности производных продуктов, как цементный клинкер и ксилолит, делает производство серной кислоты из местного сырья особенно экономичным. Переработка промежуточных и побочных продуктов в ценное сырье или конечные продукты является важным принципом химической промышленности.
Смешаем равные части оксида магния и опилок с раствором хлорида магния и слой образовавшейся кашицы толщиной около 1 см нанесем на подложку. Через 24-48 ч масса затвердеет, как камень. Она не горит, ее можно сверлить, пилить и прибивать гвоздями. При строительстве домов ксилолит применяют как материал для полов. Древесное волокно, затвердевшее без заполнения промежутков с цементом Сореля (магнезиальным цементом), спрессованное и склеенное в плиты, используется в качестве легкого, тепло- и звуконепроницаемого строительного материала.
ЦЕННЫЕ СИЛИКАТЫ
После того как мы рассмотрели природные хлориды и сульфаты в качестве основного сырья для химического производства, необходимо сказать немного о силикатах.Кремний - второй по распространенности (после кислорода) элемент в литосфере нашей планеты (почти 28%). Он встречается преимущественно в виде кремнекислых солей различных металлов, а также в форме чистого оксида (кварц SiO 2). Анионы силикатов могут иметь аналогично сульфатам простую формулу однако, чаще всего встречаются сложные структуры, например, , (SiO 3) n , (Si 2 O 5) n или (SiO 2) n . Так, у полевого шпата альбита формула NaAl, а слоистый силикат каолин отвечает составу Al 4 (OH) 8 .
К сожалению, химические опыты с силикатами проводить нелегко, так как получение или превращение силикатов происходит чаще всего при температурах выше 1400 °С.
Силикаты зачастую представляют собой не кристаллическую, а стекловидную или спеченную керамическую массу. При этом группы молекул могут образовывать кольца или так называемые сетчатые структуры. Эти вещества при растворении не разрушаются. Практически их можно разрушить только фтороводородной (плавиковой) кислотой, что создает большие трудности в аналитической химии силикатов. С другой стороны, силикатные материалы имеют огромное значение как строительное сырье, и производство цемента, стекол и керамики быстро увеличивается в соответствии со все возрастающим спросом на строительные материалы. В последнее время созданы новые виды материалов, например, пенобетоны и пеностекла. Имеющееся в продаже жидкое стекло представляет собой сиропообразный раствор силиката натрия. (Na 2 Si 2 O 3) n или калия (К 2 Si 2 O 3) n . В смеси с различными добавками, такими как глинозем, гипс или опилки его можно использовать для изготовления замазок. Оно находит широкое применение при получении огнеупорной краски и огнеупорных покрытий.
В пробирку с разбавленным наполовину жидким стеклом будем добавлять по капле соляную кислоту. Мы заметим появление густого белого осадка кремневой кислоты (Н 2 SiO 3) n или ее ангидрида. По мере увеличения осадка частицы кремневой кислоты образуют структуру, в которой связывается вся оставшаяся вода. Наконец, при некоторой степени разбавления получается эластичный твердый гель кремневой кислоты.
В следующих опытах рассмотрим свойства силикагеля с различным содержанием воды. В маленькие пластмассовые чашечки (например, в крышки от баночек из-под лекарств), наполненные жидким стеклом с различной степенью разбавления, добавим по каплям соляную кислоту и размешаем полученную массу. Мы предлагаем читателю самому выбрать степень разведения исходного вещества в области от 1: 100 до неразведенного жидкого стекла. Через некоторое время образуются более или менее вязкие составы, которые затем превратятся в эластичные студенистые или твердые массы геля кремневой кислоты. Здесь речь идет о тонком коллоидно-дисперсном распределении кремневой кислоты, которая полностью включила в свою структуру имеющуюся воду.
Свежий гель кремневой кислоты, в котором на молекулу SiO 2 приходится 300 молекул Н 2 О, очень подвижен. Если же на молекулу SiO 2 приходится 30-40 молекул Н 2 О, то гель твердый, и его можно резать ножом. После сушки при слабом нагревании в нем останется шесть молекул H 2 O на молекулу SiO 2 , и гель можно размолоть до тонкодисперсного состояния.
Разотрем такую пробу в ступке или размелем в старой кофемолке. Затем высушим порошок в фарфоровой чашке или тигле, нагревая на бунзеновской горелке. При этом образуется кремневый ксерогель (от греческого xeros - сушить). Это более или менее пористое вещество, имеющее очень большую удельную поверхность (до 800 м 2 /г), обладает сильной адсорбирующей способностью. Благодаря этому свойству сухой гель применяют для поглощения водяных паров из атмосферы. Его используют для осушения замкнутых объемов, например внутри упаковок ценных машин и аппаратов.
В лабораториях патроны с силикагелем закладывают в кожуха аналитических весов; им заполняют башни для сушки газа. Чаще всего применяют так называемый голубой гель - с добавкой безводного хлорида кобальта(II) (См. раздел "Обнаруживаем кристаллизационную воду"). При потере способности к поглощению воды голубой гель окрашивается в розовый цвет. Мы можем сами получить голубой гель, если смешаем ксерогель с небольшим количеством тонкоизмельченного и хорошо высушенного хлорида кобальта(II).
Способность к поглощению воды проверим, поместив немного высушенного геля на часовом стекле во влажный воздух, например на кухне или на открытом воздухе. Станем взвешивать эту пробу сначала через короткие (10 минут) и затем через длительные интервалы времени. Если на листе миллиметровой бумаги построить графическую зависимость прироста массы от времени, то полученная кривая будет заканчиваться площадкой, соответствующей величине насыщения и указывающей на максимальную степень поглощения воды. Правда, при этом известную роль играет относительная влажность воздуха. Бетон сейчас, несомненно, является важнейшим строительным материалом. Покрытия автострад, плиты, столбы, балки, конструкции современных жилых домов и промышленных построек выполнены большей частью из бетона. Бетонные смеси различаются плотностью, прочностью и теплоизоляционными свойствами. Объединяет их то, что они все состоят из цемента и через некоторое время после смешивания с водой затвердевают, поглощая влагу. В этом заключается важнейшее отличие бетона от классического известкового раствора, затвердевание которого происходит под влиянием угольной кислоты с выделением воды.
Высококачественный портландцемент получают, обжигая смесь известняка, глины или мергеля и железистых отходов, например доменных шлаков. Этот процесс протекает при температуре около 1450 °С в огромной (длиннее 100 м) вращающейся трубчатой печи. Важными компонентами портландцемента являются ди- и трехкальциевый силикат, трехкальциевый алюминат и четырехкальциевый алюмоферрит. При затвердевании в результате реакции с водой образуются гидраты силикатов, которые аналогично силикатному гелю, описанному в предыдущем разделе, обволакивают наполнитель и способствуют образованию твердого как камень вещества. После того, как мы провели уже ряд описанных в предыдущем разделе опытов с гелями, которые имеют различные прочностные свойства, зависящие от способа их получения, в особенности от добавки воды, можем проделать несколько простых опытов по затвердеванию бетона.
Сначала сделаем простую форму для получения цементных брусков. Для этого разделим плоскую сигарную коробку с помощью реек таким образом, чтобы получились одинаковые формы 1 - 2 см в сечении, а длина их будет равна длине коробки.
В отдельные зоны поместим следующие смеси: 1 часть портландцемента и 1, 3, 5 или 8 частей чистого песка; 1 часть портландцемента, 2 части песка и 2 части кирпичной крошки (измельчим кирпич); 1 часть портландцемента, 3 части песка и 2 кусочка стальной проволоки (старые вязальные спицы), которые нужно положить по возможности параллельно по обе стороны формы и постараться ввести их в бетон.
Перед заполнением форм добавим в смесь немного воды, чтобы получилась влажная, но рассыпчатая масса (как влажная земля). Этими смесями заполним формы и тщательно утрамбуем их деревянной палочкой. В течение следующих двух дней будем смачивать цемент водой из пульверизатора или лейки с мелкими отверстиями. Через два дня, постучав по форме, вытащим из нее застывшие пробы, положим их концы на края двух стульев, причем для большей точности подложим под бруски на равном расстоянии трехгранные напильники или другие имеющие грани металлические предметы. К середине бруска на прочной проволоке будем подвешивать груз, увеличивая его до тех пор, пока не появится излом. В другом опыте проверим прочность образцов при сжатии, ударяя по ним молотком или тонким зубилом.
Наконец мы можем при получении образцов варьировать добавку воды и степень увлажнения во время отверждения. При испытании окажется, что бетон, полученный из исходной смеси высокой влажности или не увлажнявшийся при отверждении, значительно уступает в прочности. Тепло- и звукоизоляционный газо- или пенобетон получают, добавляя в вязкую бетонную массу порошок карбида алюминия или кальция. Если одновременно добавить поверхностно-активное вещество, например какое-нибудь моющее средство, то получающиеся пузырьки газа будут образовывать особенно тонкую пену.
Наряду с пенобетоном применение пеностекла и строительных частей из легких металлов и пластмасс открывает новые возможности, которые уже с успехом реализованы на опытных строительных объектах.
Сера – важнейший элемент в современной промышленности.
Что такое сера и как она выглядит
Сера – химический элемент, находящийся по 16 номером в таблице Д. И. Менделеева и обозначающийся буквой S (по первой букве латинского названия Sulphur).
Молярная масса серы равна 32, 065 г/моль, атомная масса - 32,066 а. е. м. Это вещество может быть как ярко-желтого, так и коричневого цвета.
Различают порошкообразную (молотую) и жидкую серу.
Характеристика серы
Сера – вещество с переменной степенью окисления. На внешней электронной орбитали серы находятся шесть валентных электронов, для заполнения не хватает ещё двух, поэтому в соединениях с металлами и водородом она проявляет валентность -2.
При взаимодействии с кислородом и галогенами, т. е. с элементами с большей электроотрицательностью, сера может проявлять положительную валентность, например, +4 и +6.
Физические свойства
Как простое вещество, сера образует несколько аллотропных модификаций:
- Ромбическая – то, что мы привыкли называть обычной серой. Она устойчива при обычных условиях, встречается чаще всего недалеко от действующих или потухших вулканов.
- Пластическая – представляет собой замкнутые или открытые цепочки соединяющейся между собой серы, получаемые обычно при её сжигании. Имеет самую большую молекулярную массу среди всех разновидностей серы.
- Моноклинная (S8) – соединение серы, которое в молекулярном виде представляет собой восьмиугольник с атомами серы в вершинах. Выглядит как множество цилиндров, похожих на иглы. При комнатной температуре быстро превращается в ромбическую.
Приблизительная молярная масса одной молекулы моноклинной серы – 256 г/моль. В России сера, в основном, бывает только двух товарных видов: гранулированная и комовая.
Сера – легкоплавкое вещество, температура плавления около 120 градусов. Нерастворима в воде и не намокает про соприкосновении с ней.
Не обладает электролитическими свойствами и теплопроводностью. Плотность серы — 2,070 г/см³.
Химические свойства
В соединениях с водородом образует серную (химическая формула H2SO4) со степенью окисления серы +6 и сернистую (H2SO3) со степенью окисления +4 кислоты, которые дают соответственно сульфаты и сульфиты.
В нормальных условиях реагируют с активными металлами и ртутью, образуя сульфиды:
Также образует сульфиды при нагревании с большинством неактивных металлов, кроме платины и золота:
Fe + S (t) = Fe2S3
Проявляет восстановительные свойства в реакции с кислородом при нагревании, образуя кислотный оксид:
В реакциях с водородом образует сернистый газ, летучее бесцветное вещество с неприятным запахом тухлых яиц:
Области применения
В низких концентрациях способствует формированию новых клеток эпидермиса, из-за чего её часто используют для лечения воспалений. Помимо этого сера имеет слабительное действие, а при приеме внутрь оказывает отхаркивающий эффект.
Благодаря легковоспламеняемости и горючим свойствам, сера хорошо горит. Например, самое простое, где можно взять серу, это открыть полный спичечный коробок — сера входит в состав спичечной головки.
При трении головка касается шероховатой поверхности (например, наждачной бумаги), и спичка легко загорается.
Серная кислота (H2SO4) – важнейший продукт химической промышленности, используется в качестве электролита в свинцовых аккумуляторах, применяется для получения соляной, азотной, борной и других кислот.
Серная кислота является необходимым сульфирующим средством при получении многих лекарственных веществ и красок.
Сероводород (H2S) используется для выделения чистой серы, сульфитов и серной кислоты из растворов.
Оксиды серы (SO2 и SO3) находят применения в производстве серной и азотной кислот, а также используются в бытовой химии: входят в состав отбеливателей, дезинфицирующих средств.
Нахождение серы в природе
Чаще всего в природе находится самородная сера (S), однако встречаются и её соединения с другими элементами: FeS2 (сульфат железа (II), пирит), ZnS (сульфат цинка, цинковая обманка), CaSO4*2H2O (гипс), PbS (сульфат свинца, свинцовый блеск) и другие.
Биологическая роль серы
Сера содержится в живых организмах, особенно много её в белках ногтей, волос, копыт. Общая масса серы в человеческом организме составляет около 130 грамм. Также это вещество встречается в составе некоторых витаминов и гормонов.
Сера обладает уникальными химическими и физическими свойствами, благодаря чему является важнейшим компонентом промышленности и незаменима при создании лекарственных препаратов.
При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
Взаимодействие с металлами
Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:
Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С:
H 2 + S = H 2 S.
Взаимодействие с кислородом
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
S + O 2 = SO 2 ;
2S + 3O 2 = 2SO 3 .
Взаимодействие с фосфором и углеродом
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:
2P + 3S = P 2 S 3 ;
Взаимодействие с фтором
В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства:
S + 3F 2 = SF 6 .
Взаимодействие со сложными веществами
При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:
S + 2HNO 3 = 2NO + H 2 SO 4 .
Реакция диспропорционирования
Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:
3S + 6KOH = K 2 S +4 O 3 + 2K 2 S -2 + 3H 2 O.
1.7. Получение серы
Из самородных руд
При нагревании пирита без доступа воздуха
FeS 2 = FeS + S.
Окислением сероводорода при недостатке кислорода
2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O.
Из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при нагревании в присутствии катализатора
H 2 S + SO 2 = 2H 2 O + 3S.
1.8. Сероводород
Водородное соединение серы – сероводород H 2 S . Сероводород – ковалентное соединение. Строение молекулы аналогично строению молекулы воды, атом серы находится в состоянии sp 3 -гибридизации, однако в отличие от воды молекулы сероводорода не образуют между собой водородных связей. Атом серы менее электроотрицательный, чем атом кислорода, имеет больший размер и, как следствие, меньшую плотность заряда. Валентный угол HSH составляет 91,1°, длина связи H – S равна 0,133 нм.
Физические свойства
При обычных условиях сероводород – бесцветный газ, с сильным характерным запахом тухлых яиц. Т пл = -86 °С,Т кип = -60 °С, плохо растворим в воде, при 20 °С в 100 г воды растворяется 2,58 мл H 2 S. Очень ядовит, при вдыхании вызывает паралич, что может привести к смертельному исходу. В природе выделяется в составе вулканических газов, образуется при гниении растительных и животных организмов. Хорошо растворим в воде, при растворении образует слабую сероводородную кислоту.
Химические свойства
В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:
H 2 S = HS - + H + ;
HS - = S 2- + H + .
Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.
При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SО 2 .
Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.
Например, он обесцвечивает бромную воду:
H 2 S + Br 2 = 2HBr + S.
взаимодействует с хлорной водой:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.
Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:
3PbO 2 + 4H 2 S = 3PbS + SO 2 + 4H 2 O.
Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:
SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O.
С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах.
При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:
4SO 2 + 2H 2 S + 6NaOH = 3Na 2 S 2 O 3 + 5H 2 O.
Южно-Уральский государственный университет
Миасский машиностроительный факультет.
Кафедра Технологии производства машин.
Итоговый реферат.
«Характеристика химического элемента
№16 (Сера)»
Выполнил: Лобзев Е.А.
Проверил: Мельнеченко В.Г.
План.
1.История открытия элемента.
2.Распростронение элемента в природе.
4.Химические свойства.
5.Получение.
6.Приминение.
История открытия элемента. Сера (англ. Sulfur, франц. Sufre, нем. Schwefel) в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с самых древнейших времен. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, еще в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов. Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны "сернистые испарения", смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав "греческого огня", наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать ее в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха. Горючесть серы, легкость, с которой она соединяется с металлами с образованием сульфидов (например, на поверхности кусков металла), объясняют то, что ее считали "принципом горючести" и обязательной составной частью металлических руд. Пресвитер Теофил (XI в.) описывает способ окислительного обжига сульфидной медной руды, известный, вероятно, еще в древнем Египте. В период арабской алхимии возникла ртутно-серная теория состава металлов, согласно которой сера почиталась обязательной составной частью (отцом) всех металлов. В дальнейшем она стала одним из трех принципов алхимиков, а позднее "принцип горючести" явился основой теории флогистона. Элементарную природу серы установил Лавуазье в своих опытах по сжиганию. С введением пороха в Европе началось развитие добычи природной серы, а также разработка способа получения ее из пиритов; последний был распространен в древней Руси. Впервые в литературе он описан у Агриколы. Происхождение лат. Sulfur неясно. Полагают, что это название заимствовано от греков. В литературе алхимического периода сера часто фигурирует под различными тайными названиями. У Руланда можно найти, например, названия Zarnec (объяснение "яйца с огнем"), Thucios (живая сера), Terra foetida, spiritus foetens, Scorith, Pater и др. Древнерусское название "сера" употребляется уже очень давно. Под ним подразумевались разные горючие и дурно пахнущие вещества, смолы, физиологические выделения (сера в ушах и пр.). По-видимому, это название происходит от санскритского сirа (светло-желтый). С ним связано слово "серый", т. е. неопределенного цвета, что, в частности, относится к смолам. Второе древнерусское название серы - жупел (сера горючая) - тоже содержит в себе понятие не только горючести, но и дурного запаха. Как объясняют филологи, нем. Schwefel имеет санскритский корень swep (спать, англо-саксонское sweblan - убивать), что, возможно, связано с ядовитыми свойствами сернистого газа.(3)
Распространение элемента в природе. Сера широко распространена в природе. Она составляет 0,05% массы земной коры. В свободном состоянии (самородная сера) в больших количествах встречается в Италии (острова Сицилия) и США. Месторождения самородной серы имеются в Поволжье, в государствах Средней Азии, в Крыму и других районах.
Сера часто встречается в виде соединений с другими элементами. Важнейшими ее природными соединениями являются сульфиды металлов: FeS 2 - железный колчедан, или пирит; ZnS - цинковая обманка; PbS - свинцовый блеск; HgS - киноварь и др., атакжесоли серной кислоты (кристаллогидраты): СаSO 4 × 2Н 2 O - гипс, Na 2 SO 4 × 10H 2 O - глауберова соль, МgSО 4 × 7H 2 O - горькая соль и др.(2)
Физические свойства. Сера - твердое хрупкое вещество желтого цвета. В воде практически нерастворима, но хорошо растворяется в сероуглероде, анилине и некоторых других растворителях. Плохо проводит теплоту и электричество. Сера образует несколько аллотропных модификаций - сера ромбическая, моноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, в нее самопроизвольно через некоторое время превращаются все остальные модификации.
При 444,6 °С сера кипит, образуя пары темно-бурого цвета. Если их быстро охладить, то получается тонкий порошок, состоящий из мельчайших кристаллов серы, называемый серным цветом.
Химические свойства. Сера может отдавать свои электроны при взаимодействии с более сильными окислителями:
В этих реакциях сера является восстановителем. Нужно подчеркнуть, что оксид серы (VI) может образовываться только в присутствии Pt или V 2 O 5 и высоком давлении .
Сероводород. При нагревании серы с водородом происходит обратимая реакция:
с очень малым выходом сероводорода H 2 S. Обычно Н 2 S получают действием разбавленных кислот
Сероводород - типичный восстановитель. В кислороде он сгорает. Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:
Сероводородная кислота, так же как и сероводород, - типичный восстановитель.
но и более слабыми, например сернистой кислотой H 2 SO 3:
Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и PbS - черную, CdS - желтую, ZnS - белую, MnS - розовую, SnS - коричневую, Sb 2 S 3 - оранжевую и т. д. На различной растворимоcти сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.(4)
Оксид серы (IV).Оксид серы (IV), или сернистый газ, при обычных условиях - бесцветный газ с резким, удушливым запахом. При охлаждении до -10° С сжижается в бесцветную жидкость. В жидком виде его хранят в стальных баллонах.
SO 2 образуется при сжигании серы в кислороде или при обжиге сульфидов. Он хорошо растворим в воде (40 объемов в 1 объеме воды при 20 °С).
Оксид серы (VI).SO 3 - ангидрид серной кислоты - вещество с t пл = 16,8 °С и t кип = 44,8 °С. Оксид серы (VI), или триоксид серы, - это бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре ниже 17° С в твердую кристаллическую массу. Оксид серы (VI) обладает всеми свойствами кислотных оксидов. Он является промежуточным продуктом производства серной кислоты.
Оксид серы (VI) получают окислением SO 2 кислородом только в присутствии катализатора:
Необходимость использования катализатора в этой обратимой реакции обусловлена тем, что хороший выход SO 3 (т. е. смещение равновесия вправо) можно получить только при понижении температуры, однако при низких температурах очень сильно падает скорость протекания реакции.
Молекула SO 3 имеет форму треугольника, в центре которого находится атом серы:
Такое строение обусловлено взаимным отталкиванием связывающих электронных пар. На их образование атом серы предоставил все шесть внешних электронов.
Серная кислота. Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.(2)
Получение. Самородная сера содержит посторонние вещества, для отделения которых пользуются способностью серы легко плавиться. Однако сера, полученная выплавкой из руды (комовая сера), обычно содержит еще много примесей. Дальнейшую ее очистку производят перегонкой в рафинировочных печах, где сера нагревается до кипения. Пары серы поступают в выложенную кирпичом камеру. Вначале, пока камера холодная, сера прямо переходит в твердое состояние и осаждается на стенках в виде светло-желтого порошка (серный цвет ). Когда камера нагреется выше 120°C, пары конденсируются в жидкость, которую выпускают из камеры в формы, где она и застывает в виде палочек. Полученная таким образом сера называется черенковой .
Важным источником получения серы служит железный колчедан FeS 2 , называемый также пиритом , и полиметаллические руды, содержащие сернистые соединения меди, цинка и других цветных металлов. Некоторое количество серы (газовая сера) получают из газов, образующихся при коксовании и газификации угля.(4)
Применение. Около половины ежегодного потребления серы идет на производство таких промышленных химических продуктов, как серная кислота, диоксид серы и дисульфид углерода (сероуглерод). Кроме того, сера широко используется в производстве инсектицидов, спичек, удобрений, взрывчатых веществ, бумаги, полимеров, красок и красителей, при вулканизации каучука. Ведущее место в добыче серы занимают США, страны СНГ и Канада.
Сера содержится в организмах животных и растений, так как входит в состав белковых молекул. Органические соединения серы содержатся в нефти.(3)
Литература.
1.Справочник сернокислотчик
.1971г.
А.И Бусев., Л.Н.Симонова (www.krugosvet.ru).
2. Основы общей химии. М.: Химия, 1967.
Б.В.Некрасов
3.Химия для поступающих в вузы. 1993г.
Г.П.Хомченко
4.Общая и неорганическая химия. 1981г.