Сульфур S

Елемент сульфур S у вигляді виділень гарячих вулканічних джерел відомий з II ст. до н.е.

Поширення сульфуру в природі. Сульфур зустрічається у вільному вигляді (самородна сірка) і у вигляді сульфідів і сульфатів утворює багато мінералів. Входить до складу природного вугілля, нафти і білкових тіл (особливо багато сульфуру міститься в кератині волосся, пір’я і вовни).

Мінерали сульфуру:

Сульфідні мінерали сульфуру (колчедани – світлі з металевим блиском; блиски – темні з металевим відливом; обманки – темні без металевого блиску або частіше світлі, прозорі):

• пірит, сірчаний колчедан, залізний колчедан FeS₂;
• халькопірит, мідний колчедан FeCuS₂;
• арсенопірит, міспікель, миш’яковий колчедан FeAsS;
• галенит, свинцевий блиск PbS;
• халькозин, мідний блиск Cu₂S;
• молібденіт, молібденовий блиск MoS₂;
• аргентит, срібний блиск Ag₂S;
• стибніт, сурм’яний блиск, сіра сурьмяная руда Sb₂S₃;
• сфалерит, цинкова обманка ZnS;
• кіновар PbS;
• реальгар As₄S₄.

Сульфатні мінерали сульфуру:

• гіпс CaSO₄*2H₂O;
• ангідрит CaSO₄;
• кізерит MgSO₄*2H₂O;
• каїніт KMg(SO₄)Cl*3H₂O;
• барит, важкий шпат BaSO₄;
• целестин SrSO₄.

Фізіологічна дія сульфуру. Сульфур – життєво важливий елемент, в зв’язаному стані міститься у всіх вищих організмах (складова частина білків). Для людей вільна сірка не отруйна; невеликі кількості її діють як проносне; дрібнодисперсна сірка подразнює шкіру (на цьому засноване застосування лікарських сірковмісних мазей).

Отримання сульфуру (сірки).

1. Виплавлення самородної сірки з природних покладів, наприклад за допомогою водяної пари, і очищення сирої сірки перегонкою. При різкому охолодженні пари сірки отримують сублимированную сірку у вигляді дрібного порошку “сірчаний колір“.
2. Виділення сірки при десульфурації продуктів газифікації вугілля (водяний, повітряний і світильний гази), наприклад, під дією повітря і каталізатора – активного вугілля:

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S

3. Виділення сірки при неповному згорянні гідроген сульфіду (хімічне рівняння вище), при підкисленні розчину натрій тіосульфату:

Na₂S₂O₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O + S

і при перегонці розчину амоній полісульфіду(як кубовий залишок):

(NH₄)₂(S₅) = (NH₄)₂S + 4S

Алотропні модифікації сульфуру. Сірка у вільному вигляді складається з молекул різної довжини (S_∞, S₁₂, S₈, S₆, S₂ і ін.), І ці молекули можуть впорядковуватися різними способами, тому існує кілька алотропних модифікацій сульфуру. При кімнатній температурі сірка знаходиться в вигляді α-сульфуру (ромбічна модифікація сульфуру), яка являє собою жовті крихкі кристали без кольору і запаху, нерозчинні у воді, але легко розчинні в карбон дисульфіді CS₂. При температурі вище 96*С відбувається повільне перетворення α-сульфуру в β-сульфур (моноклінна модифікація сульфуру), яка представляє собою майже білі кристалічні пластинки. Температури плавлення α- і β-сульфуру дорівнює відповідно 113*С і 119*С. При плавленні утворюється жовтий низьков’язкий λ-сульфур, який складається, як і α- та β-сульфур, з циклічних молекул S₈. При подальшому нагріванні цикли S₈ переформовуються в ланцюги різної довжини. Модифікація такої будови називається μ-сульфур; це червоно-коричнева і дуже в’язка рідина. При підвищенні температури забарвлення стає темно-коричневим і в’язкість рідкої сірки знову знижується. Рідка сірка кипить при 444,6*С. При вливанні розплавленої сірки у воду відбувається переохолодження розплаву і утворення жовто-коричневої, гумоподібної, пластичної сірки (суміш λ- і μ-сірки) – можна різати ножем, яка на повітрі за кілька хвилин стає жовтою, каламутною і крихкою.

Хімічні властивості сульфуру. При нагріванні на повітрі сірка згорає блакитним полум’ям до сульфур діоксиду SO₂ (з домішкою сульфур триоксиду SO₃). При високих температурах сірка реагує з металами, даючи відповідні сульфіди, і з воднем (і парафіном), утворюючи гідроген сульфід H₂S. Розчинити сірку можна в розчині амоній сульфіду з утворенням жовто-червоних полісульфід-іонів; при нагріванні сірки з розчином сульфіту виходить відповідний тіосульфат, а при нагріванні з розчином ціаніду – тіоціанат.

Застосування сульфуру (сірки). Сірка використовується для отримання карбон дисульфіду, сульфатної кислоти, натрій тіосульфату, сірчистих барвників, ультрамаринового синього, при вулканізації каучуку, як засіб для лікування шкірних захворювань, для захисту рослин від борошнистої роси. Сірку вводять в орні землі у вигляді різних сульфатвмісних добрив (амоній сульфат, суперфосфат).

Гідроген сульфід (моносульфан) H₂S

Поширення гідроген сульфіду H₂S в природі. Гідроген сульфід міститься в сірчаних мінеральних джерелах, вулканічному і природному газі; великі кількості гідроген сульфіду утворюються при природному гнитті білкових речовин.

Фізіологічна дія гідроген сульфіду. Гідроген сульфід дуже отруйний! Вдихання повітря, що містить 0,08% (об.) H₂S, протягом 5-10 хв. призводить до смерті. Як і гідроген ціанід, гідроген сульфід блокує життєво важливі дихальні ферменти (цитохроми). Лабораторні роботи з гідроген сульфідом слід проводити тільки у витяжній шафі з включеною вентиляцією.

Виявлення гідроген сульфіду. За чорно-коричневим фарбуванням “свинцевого паперу” – фільтрувального паперу просоченого розчином солі плюмбум(II) і висушеного; гідроген сульфід можна виявити за появою чорного нальоту (утворення Ag₂S) на сріблі.

Отримання гідроген сульфіду.

1. Промисловий спосіб отримання H₂S – виділення з водяного, побутового, коксового і сирого синтез-газу за допомогою розчинів натрієвих солей амінокислот, які поглинають H₂S на холоду і виділяють при нагріванні або за допомогою сильно охолодженого метанолу, який так само добре поглинає H₂S.
2. Обробка ферум(II) сульфіду хлоридною кислотою:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S

3. Нагрівання сірки з парафіном.
4. Прямий синтез з водню і сірки (водень пропускають над розплавленою сіркою).

Останні три способи застосовуються в лабораторних умовах.

Властивості гідроген сульфіду. Безбарвний газ із запахом гнилих яєць. Температура кипіння гідроген сульфіду -61*С. Горить гідроген сульфід блакитним полум’ям і при повному згорянні утворює сульфур діоксид:

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

При внесенні в полум’я холодних предметів (наприклад, фарфорових) вони покриваються жовтим нальотом сірки через неповне згоряння, що відповідає чорної кіптяви при неповному згорянні вуглеводнів (метану, етіну).

Гідроген сульфід мало розчинний у воді; при розчиненні утворюється так звана сірководнева вода, з якої на повітрі в результаті повільного окислення випадає осад сірки. Гідроген сульфід – одна з найслабших кислот у водному розчині.

Застосування гідроген сульфіду. Гідроген сульфід використовують для отримання сірки і як реактив кількісного аналізу в неорганічної хімії.

Сульфіди

Сульфіди – солі гідроген сульфіду. У більш широкому сенсі сульфіди – це сполуки електропозитивних елементів з сульфуром, який має негативну ступінь окиснення (-II). Сульфіди важких металів є промислово важливими рудами; їх, шляхом випалу на повітрі, переводять в оксиди, наприклад:

2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂

Сульфіди лужних і лужноземельних елементів, а також амоній сульфід, добре розчинні у воді. Решта сульфідів виділяються у вигляді характерно забарвлених осадів при введенні розчину амоній сульфіду в розчини солей металів, а практично нерозчинні сульфіди (мають надзвичайно низьку розчинність у воді) утворюють осад навіть в кислих розчинах солей при введенні гідроген сульфіду.

Приклади.

FeSO₄ + (NH₄)₂S = FeS + (NH₄)₂SO₄

2BiCl₃ + 3H₂S = Bi₂S₃ + 6HCl

Сульфіди, які осаджують з кислих розчинів гідроген сульфідом: чорні – HgS, Ag₂S, PbS, CuS; помаранчеві – Sb₂S₃, Sb₂S₅; коричневі – SnS, Bi₂S₃; жовті – As₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CdS.

Сульфіди, які осаджують з амоніачних розчинів під дією амоній сульфіду (NH₄)₂S: чорні – FeS, NiS, CoS; рожевий – MnS, білий – ZnS.

При надлишку (NH₄)₂S багато сульфідів, що випадають в осад, утворюють розчинні тіосолі (SnS₂, Sb₂S₃, Sb₂S₅, As₂S₃, As₂S₅, MoS₈, WS₃, V₂S₆); алюміній(III) сульфід, ферум(III) сульфід і хром(III) сульфід не утворюють осад у водному розчині, замість них утворюються малорозчинні гідроксиди – білий Al(OH)₃, бурий FeO(OH), сіро-блакитний Cr(OH)₃ і виділяється гідроген сульфід.

---