Сірка

Будучи відомої ще стародавнім єгиптянам, сірка відігравала велику роль у теоретичних уявленнях алхіміків, так як вважалася найбільш досконалим виразником одного з «основних почав » природи – горючості. За вмістом у земній корі (0,03 %) вона відноситься до вельми поширених елементам.

Форми знаходження сірки в природі різноманітні. Іноді вона зустрічається в самородному стані, але основна її маса пов’язана з металами у складі різних мінералів, які можуть бути розбиті на дві великі групи: сірчистих і сірчанокислих сполук. З мінералів першого типу особливе значення для технології сірки має пірит (FeS2). До мінералів другого типу відноситься, наприклад, гіпс (CaSO4. 2Н2 О). Крім того, сполуки сірки зазвичай присутні у вулканічних газах і воді деяких мінеральних джерел. Сірка входить також до складу білкових речовин і тому завжди міститься в організмах тварин і рослин.

Світове споживання сірки складає близько 4 млн. т щорічно. Досить значна частина цієї кількості витрачається для боротьби з шкідниками сільського господарства. Промисловими споживачами сірки є виробництва: сернокислотное, паперове, гумове, сірникове та ін Сірка широко використовується також в піротехніці « і почасти в медицині.

Вільна сірка може бути отримана або з її самородних родовищ, або із з’єднань.

Майже вся миро вая вироблення здійснюється за першим варіантом, причому технологічний процес зводиться до відокремлення сірки від змішаних з нею порід (піску, глини і т. п.). Це досягається зазвичай шляхом плавлення сірки в результаті обробки руди нагрітим до 140-150 °С водяною парою.

Отримується з природних родовищ сірка майже завжди родержіт домішки. Для очищення її піддають перегонці в спеціальних печах (рис. 102). Пар сірки, що нагрівається в чаші А, потрапляючи в камеру Б, швидко охолоджується і сірка осідає на стінках у вигляді найдрібніших пилинок (« сірчаного кольору »). Якщо камера Б нагріта вище 120 °С, то виходить рідка сірка, яка потім без остачі твердне. Така сплавленому сірка зазвичай і надходить у продаж.

Чистий сірка являє собою жовта кристалічна речовина з щільністю близько 2, плавящееся при 119 °С і кипляче при 445 °С. Вона дуже погано проводить тепло і електрику. У воді сірка нерастворима. Кращим її розчинником є сірковуглець (CS2).

1) Для твердої елементарної сірки типові дві алотропічні форми. Нижче 95,6 °С стійка звичайна жовта сірка з щільністю 2,07, що має т. пл. 112,8 °С (при швидкому нагріванні). Навпаки, вище 95,6 °С стійка майже безбарвна модифікація з щільністю 1,96 і т. пл. 119,3 °С. Різниця обох форм обумовлено їх різною кристалічною структурою.

2) Плавлення сірки супроводжується помітним збільшенням її об’єму (приблизно на 15%). Розплавлена сірка являє собою жовту, легкорухливою рідина, яка вище 160 °С буріє і при 190 °С перетворюється на темно – коричневу в’язку масу. Вище 190 °С в’язкість її починає зменшуватися і близько 400 °С розплавлена сірка, залишаючись темно -коричневою, знову стає легкорухливою.

Ці переходи властивостей при нагріванні обумовлені зміною внутрішньої будови сірки. Для неї за звичайних умов характерні восьміатомниекольцевие молекули (рис. 103). Вище 160 °С кільця S8 починають розриватися, переходячи у відкриті ланцюги, що супроводжується підвищенням в’язкості (і зміною кольору). Подальше нагрівання вище 190 °С веде до зменшення середньої довжини подібних ланцюгів, внаслідок чого в’язкість знову знижується.

3) Чистий сірка не отруйна. Прийом всередину невеликих її кількостей сприяє розсмоктуванню наривів і корисний, зокрема, при геморої. Організм людини не виявляє звикання до сірки. Дуже дрібно роздрібнена (осаджена) сірка входить до складу ряду мазей, призначених для догляду за шкірою і лікування шкірних захворювань.

На холоду сірка досить інертна (енергійно з’єднується тільки з фтором), але при нагріванні стає вельми хімічно активної – реагує з галоидами (крім йоду), киснем, воднем і майже з усіма металами. У результаті реакцій останнього типу утворюються відповідні сірчисті сполуки, наприклад, за рівнянням:

Fe + S => FeS + 23 ккал

З воднем сірка в звичайних умовах не з’єднується. Лише при нагріванні має місце оборотна реакція

Н2 + S => H2 S + 5 ккал

рівновагу якої близько 350 °С зміщений вправо, а при подальшому підвищенні температури зміщується вліво. Практично сірководень (H2 S) отримують зазвичай дією розбавлених кислот на сірчисті метали з реакції, наприклад:

FeS + 2HCl => FeCl2 + H2 S

4) Зручний спосіб добування H2 S полягає в нагріванні приблизно до 300 °С суміші сірки з парафіном (2:1 по вазі) і подрібненим азбестом. При охолодженні реакція припиняється, але може бути знову викликана нагріванням.

Сірководень являє собою безбарвний газ (т. пл. -86 СС, т. кип. -60 °С). Вже 1 ч. H2 S на 100 000 ч. повітря виявляється по його характерного запаху (тухлих яєць). сірководень
вельми отруйний. Будучи підпалений на повітрі, він згоряє по одному з наступних рівнянь:

2H2 S + ЗО2 = 2H2 О + 2SO2 (при надлишку кисню)

2H2 S + O2 = 2H2 O + 2S (при нестачі кисню)

Один об’єм води розчиняє при звичайних умовах близько 3 обсягів сірководню (з утворенням приблизно 0,1 М розчину). При стоянні на повітрі водний розчин H2 S (« сірководнева вода») поступово каламутніє внаслідок виділення сірки по другій з наведених вище реакцій. Йод легко відновлюється сірководнем за рівнянням:

J8 + H2 S = 2HJ + S

Аналогічно діє сірководень і на багато інших речовини. Він є, таким чином, сильним відновником. У водному розчині H2 S веде себе як досить слабка кислота. Середні солі цієї сірководневої кислоти (з аніоном S2-) називаються сірчастими або сульфідами, кислі солі (з аніоном HS-) – кислими сірчастими або Гідросульфіду. Незважаючи на безбарвність самих іонів S “і HS’, багато солі сірководневої кислоти пофарбовані у характерні кольору. Переважна більшість сульфідів (за винятком похідних Na, К і небагатьох інших катіонів) дуже важкорозчинні у воді. Навпаки, більша частина гідросульфідів добре розчинна (і відома лише в розчині).

5) Сірководнева кислота (К1 = 9.10 -8 і К2 = 4.10 -13) дещо слабше вугільної. Крім прямого з’єднання металу з сіркою і реакції нейтралізації, багато її солі можуть бути отримані обмінним розкладанням солей відповідного металу з H2 S або (NH4) 2 S. Часто вживаний в лабораторіях розчин останньої солі готують зазвичай, насичуючи сірководнем розчин NH4 OH (що дає NH4 SH) і змішуючи його потім з рівним об’ємом NH4 OH.

6) На різній розчинності сірчистих сполук окремих металів заснований звичайний систематичний хід якісного аналізу катіонів. Одні з них (Na •, До •, Ва • • та ін) утворюють сульфіди, розчинні у воді, інші (Fe • \ Mn’, Zn “та ін) -ні розчинні у воді, але розчиняються в розведеною НСІ, нарешті, треті (Cu • •, Pb • • H • • та ін) -ні розчинні ні у воді, ні в розведених кислотах. Тому, діючи на розчин суміші катіонів сірководнем спочатку в кислому середовищі, потім у слаболужною, можна відокремити представлені групи катіонів один від одного і далі вести аналіз вже в межах кожної з них окремо.

7) При внесенні в міцний розчин сульфіду дрібно розтертої сірки вона розчиняється з утворенням відповідного полісульфіду (багатосірнисті з’єднання), наприклад: (NH4) 2 S + (x -1) S = (NH4) 2 Sx. Зазвичай утворюється суміш полісульфідів з різним вмістом сірки. У міру збільшення х колір з’єднання змінюється від жовтого через помаранчевий до червоного. Інтенсивно червоне забарвлення має і найбагатша сірої з’єднання цього типу – (NH4) 2 S9. З зустрічаються в природі полісульфідів найбільш відомий мінерал пірит (FeS2), що представляє собою залізну сіль двосірчистий водню.

8) Якщо міцний розчин полісульфіду вилити в надлишок розчину НСl, на дні посудини збирається важке масло, що представляє собою суміш багатосірнисті водородов загальної формули H2 Sx. В індивідуальному стані були виділені всі члени ряду аж до Н2 S6. Вони являють собою дуже нестійкі маслянисті жовті рідини з різким запахом.

Спорідненість сірки до Галоїди по ряду F- Сl – Вr -J настільки швидко зменшується, що її йодисте похідне отримати взагалі не вдається. З іншими галоидами вона більш -менш легко з’єднується. З утворюються сполук найбільш цікава газоподібна за звичайних умов шестифториста сірка (SF6). Вона безбарвна, не має запаху і не отруйна. Від інших галогенів – нідов сірки SF6 відрізняється своєю винятковою хімічної інертністю. Як газоподібний ізолятор, вона знаходить застосування у високовольтних установках. Рідка при звичайних умовах хлориста сірка (S2 CI2) використовується в гумовій промисловості.

Посилання на основну публікацію