Сера, подготовка к ЕГЭ по химии

Сера — элемент VIa группы 3 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева. Относится к
группе халькогенов — элементов VIa группы.

Сера — S — простое вещество имеет светло-желтый цвет. Использовалась еще до нашей эры в составе священных курений при
религиозных обрядах.

Основное и возбужденное состояние атома серы

Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных
электронов отражает количество возможных связей у атома.

В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.

Природные соединения

• FeS₂ — пирит, колчедан
• ZnS — цинковая обманка
• PbS — свинцовый блеск (галенит), Sb₂S₃ — сурьмяный блеск, Bi₂S₃ — висмутовый блеск
• HgS — киноварь
• CuFeS₂ — халькопирит
• Cu₂S — халькозин
• CuS — ковеллин
• BaSO₄ — барит, тяжелый шпат
• CaSO₄ — гипс

В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.

Получение

В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H₂S,
SO₂.

H₂S + O₂ = S + H₂O (недостаток кислорода)

SO₂ + C = (t) S + CO₂

Серу можно получить разложением пирита

FeS₂ = (t) FeS + S

В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.

H₂S + H₂SO₄ = S + H₂O

Химические свойства

• Реакции с неметаллами


На воздухе сера окисляется, образуя сернистый газ — SO₂. Реагирует со многими неметаллами, без нагревания —
только со фтором.


S + O₂ = (t) SO₂


S + F₂ = SF₆


S + Cl₂ = (t) SCl₂


S + C = (t) CS₂



• Реакции с металлами


При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.


K + S = (t) K₂S


Al + S = Al₂S₃


Fe + S = (t) FeS

• Реакции с кислотами


При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.


S + H₂SO₄ = (t) SO₂ + H₂O


S + HNO₃ = (t) H₂SO₄ + NO₂ + H₂O

• Реакции с щелочами


Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.


S + KOH = (t) K₂S + K₂SO₃ + H₂O

Сероводород — H₂S

Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные
ванны).

Получение

Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.

Al₂S₃ + H₂O = (t) Al(OH)₃↓ + H₂S↑

FeS + HCl = FeCl₂ + H₂S↑

Химические свойства

• Кислотные свойства


Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит
от соотношения основания и кислоты).


MgO + H₂S = (t) MgS + H₂O


KOH + H₂S = KHS + H₂O (гидросульфид калия, избыток кислоты)


2KOH + H₂S = K₂S + 2H₂O


Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.


Ca + H₂S = (t) CaS + H₂

• Восстановительные свойства


Сероводород — сильный восстановитель (сера в минимальной степени окисления S^2-). Горит в кислороде синим пламенем, реагирует с кислотами.


H₂S + O₂ = H₂O + S (недостаток кислорода)


H₂S + O₂ = H₂O + SO₂ (избыток кислорода)


H₂S + HClO₃ = H₂SO₄ + HCl



• Качественная реакция


Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.


H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + HNO₃

Оксид серы — SO₂

Сернистый газ — SO₂ — при нормальных условиях бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся
спички).

Получение

В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.

FeS₂ + O₂ = (t) FeO + SO₂

В лаборатории SO₂ получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота,
распадающаяся на сернистый газ и воду.

K₂SO₃ + H₂SO₄ = (t) K₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.

Cu + H₂SO_4(конц.) = (t) CuSO₄ + SO₂ + H₂O

• Кислотные свойства


С основными оксидами, основаниями образует соли сернистой кислоты — сульфиты.


K₂O + SO₂ = K₂SO₃


NaOH + SO₂ = NaHSO₃


2NaOH + SO₂ = Na₂SO₃ + H₂O



• Восстановительные свойства


Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.


Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O = FeSO₄ + H₂SO₄


SO₂ + O₂ = (t, кат. — Pt) SO₃

• Как окислитель


В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).


CO + SO₂ = CO₂ + S


H₂S + SO₂ = S + H₂O

Сернистая кислота

Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.

Получение

SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃

Химические свойства

• Диссоциация


Диссоциирует в водном растворе ступенчато.


H₂SO₃ = H⁺ + HSO₃^—


HSO₃^— = H⁺ + SO₃^2-

• Кислотные свойства


В реакциях с основными оксидами, основаниями образует соли — сульфиты и гидросульфиты.


CaO + H₂SO₃ = CaSO₃ + H₂O


H₂SO₃ + 2KOH = 2H₂O + K₂SO₃ (соотношение кислота — основание, 1:2)


H₂SO₃ + KOH = H₂O + KHSO₃ (соотношение кислота — основание, 1:1)

• Окислительные свойства


С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.


H₂SO₃ + H₂S = S↓ + H ₂O

• Восстановительные свойства


Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.


H₂SO₃ + Br₂ = H₂SO₄ + HBr

Оксид серы VI — SO₃

Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.

Получение

В промышленности данный оксид получают, окисляя SO₂ кислородом при нагревании и присутствии катализатора
(оксид ванадия — Pr, V₂O₅).

SO₂ + O₂ = (кат) SO₃

В лабораторных условиях разложением солей серной кислоты — сульфатов.

Fe₂(SO₄)₃ = (t) SO₃ + Fe₂O₃

Химические свойства

• Кислотные свойства


Является кислотным оксидом, соответствует серной кислоте. При реакции с основными оксидами и основаниями образует ее соли — сульфаты и
гидросульфаты. Реагирует с водой с образованием серной кислоты.


SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O (основание в избытке — средняя соль)


SO₃ + KOH = KHSO₄ + H₂O (кислотный оксид в избытке — кислая соль)


SO₃ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + H₂O




SO₃ + Li₂O = Li₂SO₄


SO₃ + H₂O = H₂SO₄

• Окислительные свойства


SO₃ — сильный окислитель. Чаще всего восстанавливается до SO₂.


SO₃ + P = SO₂ + P₂O₅


SO₃ + H₂S = SO₂ + H₂O


SO₃ + KI = SO₂ + I₂ + K₂SO₄




© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020


Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

XuMuK.ru — § 1. Сера

Будучи известной еще древним египтянам, сера играла большую роль в
теоретических представлениях алхимиков, так как считалась наиболее совершенным
выразителем одного из «основных начал» природы – горючести. По содержанию в
земной коре (0,03%) она относится к весьма распространенным элементам.

Формы
нахождения серы в природе разнообразны. Иногда она встречается в самородном
состоянии, но основная ее масса связана с металлами в
составе различных минералов, которые могут быть разбиты на две большие группы:
сернистых и сернокислых соединений. Из минералов первого типа особое значение
для технологии серы имеет пирит (FeS₂ ).
К минералам второго типа относится, например, гипс (CaSO₄ . 2Н₂ О). Кроме того, соединения серы обычно присутствуют в вулканических газах и воде некоторых минеральных
источников. Сера входит также в состав белковых веществ и поэтому всегда
содержится в организмах животных и растений.

Мировое
потребление серы составляет около 4 млн. т ежегодно. Довольно значительная
часть этого количества расходуется для борьбы с вредителями сельского
хозяйства. Промышленными потребителями серы являются производства:
сернокислотное, бумажное, резиновое, спичечное и др. Сера широко используется также
в пиротехнике «и отчасти в медицине.

Свободная сера
может быть получена либо из ее самородных месторождений, либо из соединений.

Почти вся миро
вая выработка осуществляется по первому
варианту, причем технологический процесс сводится к отделению серы от смешанных
с нею пород (песка, глины и т. п.). Это достигается обычно путем плавления серы
в результате обработки руды нагретым до 140–150°С водяным паром.

Получаемая из
природных месторождений сера почти всегда родержит примеси. Для очистки ее подвергают
перегонке в специальных печах (рис. 102). Пар серы, нагреваемый в чаше А,
попадая в камеру Б, быстро охлаждается и сера оседает на стенках в виде
мельчайших пылинок («серного цвета»). Если камера Б нагрета выше 120 °С, то
получается жидкая сера, которая затем нацело затвердевает. Такая сплавленная
сера обычно и поступает в продажу.

Чистая сера
представляет собой желтое кристаллическое вещество с плотностью около 2,
плавящееся при 119°С и кипящее при 445°С. Она очень плохо проводит тепло и
электричество. В воде сера нерастворима. Лучшим ее растворителем является
сероуглерод (CS₂ ).

1) Для твердой
элементарной серы типичны две аллотропические формы. Ниже 95,6 °С устойчива
обычная желтая сера с плотностью 2,07, имеющая т. пл. 112,8 °С (при быстром нагревании).
Напротив, выше 95,6 °С устойчива почти бесцветная модификация с плотностью 1,96
и т. пл. 119,3°С. Различие обеих форм обусловлено их разной кристаллической
структурой.

2) Плавление
серы сопровождается заметным увеличением ее объема (примерно на 15%).
Расплавленная сера представляет собой желтую, легкоподвижную жидкость, которая
выше 160 °С буреет и при 190 °С превращается в темно–коричневую вязкую массу.
Выше 190 °С вязкость ее начинает уменьшаться и около 400°С расплавленная сера,
оставаясь темно–коричневой, вновь становится легкоподвижной.

Эти переходы
свойств при нагревании обусловлены изменением внутреннего строения серы. Для
нее при обычных условиях характерны восьмиатомныекольцевые
молекулы (рис. 103). Выше 160 °С кольца S₈ начинают разрываться, переходя в открытые цепи, что
сопровождается повышением вязкости (и изменением цвета). Дальнейшее нагревание
выше 190 °С ведет к уменьшению средней длины подобных цепей, вследствие чего
вязкость вновь понижается.

3) Чистая сера
не ядовита. Прием внутрь небольших ее количеств способствует рассасыванию нарывов и
полезен, в частности, при геморрое. Организм человека не обнаруживает
привыкания к сере. Очень мелко раздробленная (осажденная) сера входит в состав
ряда мазей, предназначаемых для ухода за кожей и лечения кожных заболеваний.

На холоду сера
довольно инертна (энергично соединяется только с фтором), но при нагревании
становится весьма химически активной – реагирует с галоидами (кроме иода),
кислородом, водородом и почти со всеми металлами. В результате реакций
последнего типа образуются соответствующие сернистые соединения, например, по
уравнению:

Fe + S = >FeS + 23 ккал

С водородом
сера в обычных условиях не соединяется. Лишь при нагревании имеет место
обратимая реакция

Н₂ +S = > H₂ S + 5 ккал

равновесие
которой около 350 °С смещено вправо, а при дальнейшем повышении температуры
смещается влево. Практически сероводород (H₂ S) получают обычно действием разбавленных кислот на
сернистые металлы по реакции, например:

FeS + 2HCl = >FeCl₂ + H₂ S

4) Удобный
способ добывания H₂ S состоит в
нагревании приблизительно до 300 °С смеси серы с парафином (2:1 по весу) и
измельченным асбестом. При охлаждении реакция прекращается, но может быть вновь
вызвана нагреванием.

Сероводород
представляет собой бесцветный газ (т. пл. –86 ^СС, т. кип. –60 °С).
Уже 1 ч. H₂ S на 100 000 ч.
воздуха обнаруживается по его характерному запаху (тухлых яиц). Сероводород

весьма ядовит. Будучи подожжен на
воздухе, он сгорает по одному из следующих уравнений:

2H₂ S+
ЗО₂ = 2H₂ О + 2SO₂ (при избытке кислорода)

2H₂ S
+ O₂ = 2H₂ O +
2S (при недостатке
кислорода)

Один объем воды растворяет при обычных
условиях около 3 объемов сероводорода (с образованием приблизительно 0,1 М
раствора). При стоянии на воздухе водный раствор H₂ S («сероводородная вода») постепенно
мутнеет вследствие выделения серы по второй из приведенных выше реакций. Иод
легко восстанавливается сероводородом по уравнению:

J₂ + H₂ S = 2HJ+S

Аналогично действует сероводород и на
многие другие вещества. Он является, таким образом, сильным восстановителем. В
водном растворе H₂ S ведет себя как весьма слабая кислота. Средние соли этой
сероводородной кислоты (с анионом S^2-) называются сернистыми или сульфидами, кислые соли (с анионом
HS^–) – кислыми сернистыми или гидросульфидами. Несмотря
на бесцветность самих ионов S» и HS’, многие соли сероводородной кислоты окрашены в характерные цвета.
Подавляющее большинство сульфидов (за исключением производных Na, К и немногих других катионов) очень
труднорастворимо в воде. Напротив, большая часть гидросульфидов хорошо
растворима (и известна лишь в растворе).

5)
Сероводородная кислота (К₁ = 9·10^–8
и К₂ = 4·10^–13) несколько слабее угольной. Помимо прямого
соединения металла с серой и реакции нейтрализации, многие ее соли могут быть
получены обменным разложением солей соответствующего металла с H₂ S или (NH₄ )₂ S. Часто применяемый в лабораториях раствор
последней соли готовят обычно, насыщая сероводородом раствор NH₄ OH (что дает NH₄ SH) и смешивая его затем с равным объемом NH₄ OH.

6) На различной растворимости
сернистых соединений отдельных металлов основан обычный систематический ход
качественного анализа катионов. Одни из них (Na^·, К^·, Ва^·· и др.) образуют сульфиды,
растворимые в воде, другие (Fe ·\ Mn’,
Zn» и др.)–не растворимые в воде, но растворяющиеся в разбавленной
НСl, наконец, третьи (Cu^··, Pb^·· H^··и др.)–не растворимые ни в воде, ни в
разбавленных кислотах. Поэтому, действуя на раствор смеси катионов
сероводородом сначала в кислой среде, затем в слабощелочной, можно отделить
рассматриваемые группы катионов друг от друга и дальше вести анализ уже в
пределах каждой из них отдельно.

7) При внесении
в крепкий раствор сульфида мелко растертой серы она растворяется с образованием
соответствующего полисульфида (многосернистого соединения), например: (NH₄ )₂ S +( x– 1)S = (NH₄ )₂ S_x . Обычно
образуется смесь полисульфидов с различным содержанием серы. По мере увеличения
х цвет соединения меняется от желтого через оранжевый к красному. Интенсивно
красную окраску имеет и самое богатое серой соединение этого типа– (NH₄ )₂ S₉ . Из встречающихся
в природе полисульфидов наиболее известен минерал пирит (FeS₂ ), представляющий собой железную соль
двусернистого водорода.

8) Если крепкий
раствор полисульфида вылить в избыток раствора НСl, на дне сосуда собирается тяжелое
масло, представляющее собой смесь многосернистых водородов общей формулы H₂ S_x . В
индивидуальном состоянии были выделены все члены ряда вплоть до Н₂ S₆ .
Они представляют собой очень неустойчивые маслянистые желтые жидкости с резким
запахом.

Сродство серы к
галоидам по ряду F–Сl–Вr–J настолько
быстро уменьшается, что ее йодистое производное получить вообще не удается. С
остальными галоидами она более или менее легко соединяется. Из образующихся
соединений наиболее интересна газообразная при обычных условиях шестифтористая
сера (SF₆ ). Она бесцветна,
не имеет запаха и не ядовита. От других галоге–нидов серы SF₆ отличается своей исключительной
химической инертностью. Как газообразный изолятор, она находит применение в
высоковольтных установках. Жидкая при обычных условиях хлористая сера (S₂ CI₂ ) используется в
резиновой промышленности.

9) Некоторые
свойства галоидных соединений серы сопоставлены ниже:

Большинство этих
соединений образуется при непосредственном взаимодействии элементов и легко
разлагается водой.

Заметное взаимодействие серы с кислородом
наступает лишь при нагревании. Будучи подожжена на воздухе, она сгорает синим
пламенем с образованием двуокиси по реакции:

S + O₂
= SO₂ + 71 ккал

Молекула O = S = O полярна (длина диполя 0,33 А). Атомы ее
располагаются в углах равнобедренного треугольника с S при вершине [d(SO) = 1,43 А, а (альфа) = 120°]. Двуокись серы (иначе,
сернистый газ) представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом
(т. пл, –73°С, т. кип. –10°С). Растворимость его составляет при обычных
условиях около 40 объемов на 1 объем воды.

Сернистый газ химически весьма активен.
Характерные для него реакции можно разбить на три группы: а) протекающие без
изменения валентности серы, б) связанные с ее понижением и в) идущие с ее повышением.

Процессом первого типа является прежде
всего взаимодействие сернистого газа с водой, ведущее к образованию сернистой
кислоты (H₂ SO₃ ). Последняя, будучи кислотой средней силы, вместе с тем малоустойчива.
Поэтому в водном растворе сернистого газа одновременно имеют место следующие
равновесия:

H₂ O +
SO₂ < = > H₂ SO₄ < = > H^· +
HSO’₃ < = > 2H^· + SO’’₃

Постоянное
наличие значительной доли химически не связанного с водой сернистого газа
обусловливает резкий запах растворов сернистой кислоты, В безводном состоянии
она не выделена.

При нагревании
растворов сернистой кислоты SO₂ улетучивается и
приведенные выше равновесия смещаются влево. Кипячением раствора можно добиться
полного удаления SO₂ . Напротив, при
прибавлении щелочей равновесия смещаются вправо (вследствие связывания ионов Н^·) и жидкость, содержащая теперь уже
соответствующие соли сернистой кислоты (называемые сернистокислыми), перестает
пахнуть сернистым газом.

Будучи
двухосновной, сернистая кислота дает два ряда солей: средние (сульфиты) и кислые
(бисульфиты). Подобно самим ионам SO’’₃ и НSО’_з , и те и
другие, как правило, бесцветны. Бисульфиты устойчивы только в растворах, а из
сульфитов обычных металлов растворимы лишь соли натрия и калия.

10) Равновесие
между безводной и гидратированной формами сернистого газа в растворе
определяется соотношением: [SO₂ ][h3O]/[H₂ SO₃ ]
= 16. Для сернистой кислоты (K₁ =
2·10^–2и К₂ = 6·10^–8) принимают возможность
существования двух структур:

Самой кислоте и
большинству ее средних солей отвечает, по–видимому, первая из них, некоторым
солям (наименее активных металлов) и многим органическим производным – вторая.
Последняя вероятна также для кислых солей.

11) Соли H₂ SO₃ получают обычно
взаимодействием SO₂ с гидроокисями
или карбонатами металлов в водной среде. Наибольшее значение из них имеет
известный только в растворе бисульфит кальция [Са(НОз)₂ ], который под названием «сульфитного щелока» в громадных
количествах потребляется целлюлозной промышленностью для извлечения из
древесины лигнина.

При накаливании
сульфитов активных металлов они около 600°С разла· гаются с образованием
соответствующих солей серной и сероводородной кислот, например, пе реакции:

4K₂ SO₃ = 3K₂ SO₄ +K₂ S

Процесс этот
аналогичен образованию перхлоратов и хлоридов при накаливании хлоратов.

Химические
процессы, сопровождающиеся понижением валентности серы, для сернистого газа
сравнительно малохарактерны. Практически важно быстро идущее в присутствии
катализатора (боксит) при 500 °С восстановление SO₂окисью углерода:

SO₂ + 2CO = 2СО₂ + S

Рассматриваемый
процесс находит применение для извлечения серы из отходящих газов некоторых
металлургических заводов.

Другим
интересным случаем является взаимодействие SO₂ с сероводородом по уравнению:

SO₂ + 2H₂ S = 2H₂ O + 3S

Реакция эта
самопроизвольно протекает уже при обычных усло.–виях, однако с заметной
скоростью лишь в присутствии следов (т. е. очень малых количеств) воды.

12) В
присутствии больших количеств воды взаимодействие SO₂ и H₂ S идет весьма
сложно: кроме свободной серы, образуется смесь кислот общей формулы H₂ S_x O₆ (где х = 3–6), называемых
политионовым. Атомы серы в них непосредственно связаны друг с другом, образуя
цепочку. Например, тетратионовой кислоте (H₂ S₄ O₆ ) отвечает строение НО–SO₂ –S–S–SO₂ –ОН. Политионовые кислоты сравнительно
неустойчивы и известны только в водном растворе (где довольно сильно
диссоциированы), но некоторые их соли были выделены. Все они хорошо растворимы
в воде.

13) При
обработке сернистым газом водной суспензии цинка по схеме Zn + 2SO₂ = ZnS₂ O₄ образуется
цинковая соль гидросернистой кислоты (H₂ S₂ O₄ ).
Исходя
из этой соли, обменным разложением могут быть получены и некоторые другие
гидросульфиты. Они бесцветны, легко растворимы в воде (за исключением CaS₂ O₄ ) и обладают
сильными восстановительными свойствами. Свободная H₂ S₂ O₄ (K₁ = 5·10^–1, K₂ = 4·10^–3)
крайне неустойчива – постепенно разлагается даже в разбавленных растворах и
легко окисляется кислородом воздуха.

Наиболее характерны для производных
четырехвалентной серы реакции, связанные с повышением ее валентности: и сама
сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. Растворы их уже
при стоянии на воздухе постепенно (очень медленно) присоединяют кислород:

2Na₂ SO₃ + О₂ = 2Na₂ SO₄

Несравненно быстрее (практически
моментально) протекает окисление сернистой кислоты и сульфитов при действии
таких окислителей, как КМnО₄ , Вr₂ , J₂ и т. п. В результате
окисления образуется серная кислота или ее соль, например, по реакции:

J₂ + Н₂ О +Na₂ SO₃
= 2HJ + Na₂ SO₄

Наряду с кислородом сульфиты способны
присоединять также серу, переходя при этом в соли серноватистой (иначе –
тиосерной) кислоты по реакции, например:

Na₂ SO₃
+ S = Na₂ S₂ O₃

Как я в случае кислорода, присоединение
серы идет медленно и для получения серноват истокислых солей (иначе –
тиосульфатов) приходится реакционную смесь кипятить.

Серноватистой
кислоте отвечает структурная формула:

Атомы серы в
ней имеют разную валентность ( + 6 и –2). Это необходимо учитывать при
составлении уравнений реакций, протекающих с участием H₂ S₂ O₃ или ее солей.

По силе
серноватистая кислота близка к серной, но сама она совершенно неустойчива
(распадается на сернистую кислоту и серу). Напротив, многие ее соли (из которых
известны лишь средние) вполне устойчивы. Как правило, они бесцветны и хорошо
растворимы в воде. Наибольшее значение имеет Na₂ S₂ O₃ ·5H₂ O т.н. гипосульфит). Соль эта используется главным
образом в фотографии и как «антихлор». Последнее применение основано на
восстановительных свойствах гипосульфита, легко окисляющегося под действием
хлора до серной кислоты:

Na₂ S₂ O₃ + 4Cl₂ +
5Н₂ О = 2H₂ SO₄
+ 2NaCl + 6HCl

Гипосульфит
используется и в медицине (при лечении чесотки и т. д.).

14) Подобно
свободному хлору, другие сильные окислители (НОСl, Вr₂ и т. п.) окисляют гипосульфит до серной кислоты и ее солей.
Иначе, а именно с образованием соли тетратионовой кислоты, протекает окисление
гипосульфита сравнительно слабыми (или медленно действующими) окислителями, в
частности иодом: J₂ +2Na₂ S₂ O₃
= > 2NaJ+Na₂ S₄ O₆ . Реакция эта
имеет большое значение для аналитической химии.

Для самого сернистого
газа процессы, ведущие к повышению валентности серы, протекают значительно
труднее, чем для сернистой кислоты и ее солей. Наиболее важными из подобных
реакций являются взаимодействия SO₂ с хлором и
кислородом.

С хлором
сернистый газ соединяется только на прямом солнечном свету или в присутствии
катализатора (камфора) по реакции

SO₂ + Сl₂ = >SO₂ Cl₂

с образованием
хлористого сульфурила (SO₂ CI₂ ).
Последний
представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом. Водой он разлагается
(холодной–лишь медленно)
с образованием серной и соляной кислот:

SO₂ Cl₂ + 2Н₂ О
– H₂ SO₄ + 2HCl

Вещество,
дающее при взаимодействии с водой смесь галоидоводородной и какой–либо другой
кислоты, называется галоидоангидридом последней. Хлористый сульфурил является,
следовательно, хлорангидридом серной кислоты.

15) Если
хлористый сульфурил (т. пл. –54 °С, т. кип. +69 °С) можно рассматривать как
серную кислоту, в которой на хлор заменены оба гидроксила, то продуктом
замещения только одного из них является хлорсульфоновая кислота:

Хлорсульфоновая
кислота представляет собой бесцветную, дымящую на воздухе и резко пахнущую
жидкость (т. пл. –80 °С, т. кип. 155 °С с разложением), бурно взаимодействующую
с водой по реакции

SO₂ (OH)Cl + H₂ O = H₂ SO₄ +HCl

Получают ее
обычно действием газообразного НСl на раствор SОз в серной кислоте: SO₃ +HCl
= SO₂ (OH)Cl. Наряду с хлористым сульфурилом, хлорсульфоновая
кислота находит применение при органических синтезах.

Еще труднее,
чем с хлором, идет соединение SO₂ с кислородом,
хотя сама по себе реакция эта сильно экзотермична:

2SO₂ + О₂ = 2SO₃ + 46 ккал

Процесс
протекает только в присутствии катализаторов.

Молекула SОз имеет структуру плоского треугольника с
атомом серы в центре [d(SO) = l,43 А]. При
сгущении пара трехокисисеры образуется
похожая на лед бесцветная масса.

Эта форма SОз при хранении медленно переходит в другую
форму, которая представляет собой белые шелковистые кристаллы, около 50 °С
возгоняющиеся. Обе модификации очень гигроскопичны и дымят на воздухе.
Термическая диссоциация серного ангидрида (на SO₂ и О₂ ) становится заметной около 400 °С и
протекает тем в большей степени, чем выше температура , (рис. 104).

Трехокись серы
характеризуется сильными окислительными свойствами:

при
соприкосновении с ней фосфор вос пламеняется, из йодистого калия выделяется
свободный иод и т. д. С другой стороны, она является кислотным ангидридом,
причем образование H₂ SO₄ из
серного ангидрида (SO₃ ) и воды
сопровождается большим выделением тепла:

Н₂ О
+ SO₃ = H₂ SO₄
+ 19
ккал

Чистая 100%–ная
серная кислота (т. н. моногидрат) представляет собой бесцветную маслянистую
жидкость, застывающую в кристаллическую массу при +10 °С. Реактивная концентрированная кислота имеет обычно плотность
1,84 и содержит около 95% H₂ SO₄ . Затвердевает
она лишь ниже –20°С. Растворение концентрированной серной кислоты в воде
сопровождается значительным выделением тепла.

Концентрированная
серная кислота энергично притягивает влагу и поэтому часто применяется для
осушения газов. От многих органических веществ, содержащих в своем составе
водород – и кислород, она отнимает воду, что нередко используется в технике.

С этим же (а
также с окислительными свойствами крепкой H₂ SO₄ связано ее разрушающее действие на растительные
и животные ткани. Попавшую при работе на кожу или платье серную 1 кислоту
следует тотчас же смыть большим количеством воды. Пострадавшее место полезно
затем смочить разбавленным раствором ^Jаммиака и вновь
промыть водой.

Концентрированная
H₂ SO₄ является
довольно сильным окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно
до SO₂ ). Например, она
окисляет HJ и частично НВr (но не НСl) до свободных галоидов. Окисляются ею и многие металлы–Cu, Hg и др. (тогда
как золото и платина по отношению к H₂ SO₄ устойчивы).
Например, взаимодействие с медью идет по уравнению:

Cu + 2H₂ SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2Н₂ О

Практически
важно то обстоятельство, что очень крепкая (выше 93%) серная кислота не
действует на железо. Это позволяет перевозить ее в стальных цистернах.
Напротив, разбавленная H₂ SO₄ легко
растворяет железо с выделением водорода. Окислительные свойства для нее вовсе
не характерны.

Как сильная
двухосновная кислота, H₂ SO₄ дает
два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (бисульфаты), причем последние в
твердом состоянии выделены лишь для немногих одновалентных металлов (Na, К и др.). Большинство сернокислых солей бесцветно, хорошо кристаллизуется и
легкорастворимо в воде. Из производных наиболее обычных металлов малорастворим CaSO₄ , еще менее PbSO₄ и практически нерастворим BaSO₄ .

По отношению к
нагреванию сульфаты можно подразделить на две группы. Одни из них (например,
соли Na, К, Ва) не разлагаются даже при 1000 °С,
другие (например, соли Cu, Al, Fe) распадаются на
окисел металла и SO₃ при гораздо
более низких температурах. Некоторые содержащие кристаллизационную воду
сульфаты иногда называют купоросами, например CuSO₄ ·5Н₂ О – медный купорос, FeSO₄ ·7Н₂ О – железный купорос.

Многие соли H₂ SO₄ находят широкое
техническое применение. Особенно велико оно для самой серной кислоты, громадные
количества которой потребляются в промышленности химической, нефтяной, металлургической
и др. Ежегодная мировая выработка серной кислоты составляет свыше 30 млн. т (в
пересчете на моногидрат). Выработка в СССР за 1961 г. составила 5,7 млн. т (что
почти в 50 раз превышает выработку 1913 г.).

Для
промышленного получения серной кислоты в настоящее время применяются два
метода: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом и в том и в другом
случае является сернистый газ, получаемый сжиганием на воздухе серы (в США) или
богатого ею минерала пирита – FeS₂ (в большинстве
европейских стран, в том числе и СССР). Для производства используется также SO₂ из отходящих газов меде– и
цинкоплавильных заводов.

16) Для сжигания
пирита на сернокислотных заводах пользуются специальными механическими печами.
Горение его идет по уравнению:

4FeS₂ +110₂ = ⁱ = 2Fe₂ O₃ +8SO₂
+ 815 ккал.

Температура в
печи достигает 800–900 °С.

17) Обычный
исходный газ сернокислого производства содержит около 9% SO₂ , 10% О₂ и 80% N₂ . При пользовании для обжига пирита воздухом,
обогащенным кислородом, концентрация SO₂ возрастает. Так,
применение 45% кислорода увеличивает ее до 16%. Введение подобных газов в
сернокислотное производство позволяет резко повысить его производительность.

Нитрозный метод
получения H₂ SO₄ был впервые
применен в середине XVIII века. Его
химическая сущность может быть выражена следующими реакциями:

I) SO₂ + Н₂ О + NO₂ = >H₂ SO₄ + NO

II) 2NO + О₂ = >2NO₂

Из первого
уравнения видно, что являющаяся окислителем двуокись азота (NO₂ ) восстанавливается до окиси азота (NO), a последняя при взаимодействии с кислородом
воздуха по второму уравнению вновь превращается в двуокись. Таким образом, NO играет роль переносчика кислорода, т. е.
является по существу катализатором реакции окисления SO₂кислородом воздуха.

До 20–х годов
текущего века процесс получения серной кислоты нитрозным методом проводился в
больших свинцовых камерах (камерный способ). В настоящее время он
осуществляется в специальных башнях (башенный способ). Получаемая по башенному
способу кислота, как правило, содержит 76% H₂ SO₄ . Обычно она несколько загрязнена
различными примесями. Основным потребителем этой кислоты является
промышленность минеральных удобрений.

18)
Принципиальная схема башенного способа получения H₂ SO₄ показана на рис. 105. Башни выкладываются из
кислотоупорных керамических плит с наружным кожухом из листовой стали. Внутри
они неплотно заполнены насадкой из кислотоупорной керамики. Поступающий из печи
для сжигания пирита А газ освобождается от пыли в электрофильтре Б и затем
подается в продукционные башни В и Г, где встречается со стекающей сверху
«нитрозой», т. е. раствором окислов азота в крепкой серной кислоте. Раствор
этот характеризуется следующими равновесиями:

NO + NO₂ + 2H₂ SO₄
< = > N₂ O₃ + 2H₂ SO₄ < = >
2SO₂ (OH)ONO + H₂ O

Таким образом,
нитроза содержит окислы азота и химически связанные (в виде SO₂ (OH)ONO – т. н. нигрозилсерной кислоты) и просто
растворенные. Следует отметить, что окисление SO₂ осуществляется только последними. При нагревании приведенные
равновесия смещаются влево, при охлаждении – вправо.

В продукционных
башнях, куда поступает горячий газ (и подается также вода), нитрозилсерная
кислота полностью разлагается и происходит окисление практически всего
вводимого сернистого газа. Готовая продукция отбирается из первой башни (В). В
поглотительных башнях Д и Е происходит улавливание окислов азота с образованием
нитрозы, вновь подаваемой затем в продукцион–’ные башни. Выхлопные газы
(свободный азот и др.) удаляются через верхнюю часть последней
поглотительной башни Е, Движение газов в системе поддерживается при помощи
мощного вентилятора. Для компенсации некоторой потери окислов азота в
продукционные башни вводится азотная кислота.

Другой
современный метод получения серной кислоты – контактный– освоен промышленностью
лишь в конце прошлого столетия. Основой его является упоминавшаяся выше
реакция:

2SO₂ + О₂ = >2SO₃ + 46 ккал

В присутствии
платинового катализатора она около 400°С протекает слева направо практически
нацело. Образующийся SO₃ улавливают
крепкой серной кислотой (которую затем разбавляют до нужной концентрации).
Стоимость производства по контактному способу несколько выше, чем по
нитрозному, зато серная кислота получается сколь угодно крепкой и очень чистой.
Последнее качество обусловлено тщательной предварительной очисткой образующихся
при сжигании пирита газов, что необходимо для обеспечения нормальной работы
катализатора. Основными потребителями контактной серной кислоты являются
различные химические производства и нефтепромышленность (для очистки нефтепродуктов).

19)
Принципиальная схема получения серной кислоты контактным способом показана на
рис. 106. Образующиеся в печи А газы последовательно проходят через сухой
электрофильтр Б, увлажнительную башню В, влажный электрофильтр Г, осушительную
башню Д, содержащий катализатор контактный аппарат Е и поглотительную башню Ж.
Из нижней части последней отбирается полученный
олеум, а из верхней удаляются выхлопные газы (азот и др. ). Большинство
контактных заводов работает в настоящее время не с платиновым, а с более
дешевыми ванадиевыми катализаторами (V₂ O₅ с
различными добавками.

Растворы SОз в серной кислоте дымят на воздухе вследствие
выделения паров серного ангидрида. Поэтому содержащая растворенный SO₃серная кислота называется «дымящей»
(иначе – «олеумом»). Так как H₂ SO₄ растворяет
серный ангидрид в любых соотношениях, выражаемый формулой H₂ SO₄ ·xSO₃ , состав олеума
может быть различным. При х = 1 образуются бесцветные кристаллы пиросерной
кислоты (H₂ S₂ O₇ ),
строение
которой может быть сокращенно выражено формулой; НО–SO₂ –О–SO₂ –ОН.

Пиросерная
кислота (т. пл. 35 °С) используется в производстве различных органических
веществ. Соли ее (пиросернокислые, или пиросульфаты) могут быть получены
нагреванием соответствующих бисульфатов, например, по реакции:

2KHSO₄ = H₂ O + K₂ S₂ O₇

Они
представляют собой бесцветные кристаллические вещества, под действием воды
переходящие обратно в бисульфаты.

Если крепкий раствор бисульфата
калия подвергнуть электролизу, то на катоде происходит выделение водорода и
накопление КОН, а на аноде по схеме

2HSO’₄ – 2e^– = > H₂ S₂ O₈

образуется
надсерная кислота. Получающийся в результате последующей нейтрализации K₂ S₂ O₈ (н ад сер но
кислый калий, или персульфат калия) малорастворим и поэтому осаждается в виде
бесцветных кристаллов. Большинство других солей надсерной кислоты
легкорастворимо в воде. Все персульфаты являются сильными окислителями.
Например, медь медленно взаимодействует с K₂ S₂ O₈ по уравнению:

Cu + K₂ S₂ O₈ = CuSO₄ + K₂ SO₄

Свободная надсерная кислота представляет собой бесцветные кристаллы, плавящиеся при 65°С
(с разложением). Она обладает очень сильными
окислительными свойствами и при соприкосновении обугливает не только бумагу,
сахар и т. п., но и пара–строение надсерной кислоты выражается формулой HO–SO₂ –О–О–SO₂ –ОН, т. е. она содержит перекисную цепочку.

Пространственная
структура отвечающего ей иона S₂ O₈^2–оказана на рис. 107. Каждая половина этого рисунка в отдельности
соответствует строению сульфат–иона.

20) При взаимодействии H₂ S₂ O₈ с концентрированной
перекисью водорода по уравнению

H₂ S₂ O₈
+ H₂ O₂ = 2H₂ SO₅ образуется мононадсерная кислота, по
своему строению отвечающая серной кислоте, в которой один гидроксил замещен на
группу ООН. Она представляет собой бесцветные кристаллы (т. пл. 45°С с
разложением). Мононадсерная кислота является еще более сильным окислителе м,
чем надсерная, и взаимодействие ее с многими органическими веществами
(например, бензолом) сопровождается взрывом. Соли H₂ SO₅ малоустойчивы. В них она
фигурирует, как одноосновная кислота.

Еще по теме:

Сера. Сероводород | АЛХИМИК

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl₃ или из сероуглерода CS₂ она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S₈, имеющих форму короны. При 113 ^оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 ^оС, она закипает. Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (t_пл = 119 ^оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S₈. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS₂ – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag₂S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO₄ ∙2H₂O; мирабилита, или глауберовой соли Na₂SO₄∙10H₂O; горькой (английской) соли MgSO₄ ∙ 7H₂O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na₂S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al₂S₃

б) с углеродом:

C + 2S = CS₂

в) с фосфором:

2P + 3S = P₂S₃

г) с водородом:

H₂ + S = H₂S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O₂ = SO₂

б) с хлором:

S + Cl₂ = SCl₂

в) с фтором:

S + 3F₂ = SF₆

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) при нагревании:

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂↑ + 2H₂O

S + 2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO↑

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H₂S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H₂S + CaO = CaS + H₂O

б) H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

в) CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

г) Ca + H₂S = CaS + H₂↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S^2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2NaNO₃

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H₂S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S           (при недостатке О₂)

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O     ( в избытке О₂)

б) бромной водой Br₂:

H₂S + Br₂ = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO₄:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5S↓ + 8H₂O

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S↓ + 3H₂O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера» 
Сера.docx (56 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Похожее

Сера — урок. Химия, 8–9 класс.

Химический элемент

Сера — химический элемент № \(16\). Она расположена в VIА группе третьем периоде Периодической системы.

S16+16)2e)8e)6e

На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления \(–2\). При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом, галогенами) сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная (\(+4\) или \(+6\)).

В земной коре сера встречается в самородном виде или в виде минералов и горных пород: (пирит — FeS2, цинковая обманка — ZnS, свинцовый блеск — PbS, гипс — CaSO4⋅2h3O, глауберова соль — Na2SO4⋅10h3O).

Самородная сера

Свинцовый блеск

Сера относится к макроэлементам живых организмов. Она содержится в белках. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Входит она также в состав некоторых витаминов и гормонов.

Простое вещество

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Обычно мы имеем дело с кристаллической серой, которая состоит из восьмиатомных циклических молекул.

Молекулы образуют кристаллы разного строения, и поэтому существуют аллотропные видоизменения: ромбическая и моноклинная сера. Обе модификации представляют собой жёлтые легкоплавкие вещества. Температуры плавления их несколько различаются (\(+112,8\) °С и \(+119,3\) °С).

При нагревании сера плавится, превращается в лёгкую жидкость, а затем начинает темнеть и становится вязкой. Образуется пластическая сера, состоящая из длинных линейных молекул.

В воде сера не растворяется и ею не смачивается. Поэтому порошок серы не тонет в воде, несмотря на более высокую плотность (\(2,07\) г/см³). Такое явление называется флотацией.

Подожжённая сера реагирует с кислородом, и образуется сернистый газ. Сера в этой реакции — восстановитель.

S0&plus;O20=tS+4O2−2.

Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с металлами и водородом.

С активными металлами и ртутью реагирует при комнатной температуре:

Hg0&plus;S0=Hg&plus;2S−2.

При нагревании сера вступает в реакцию с большинством металлов — железом, алюминием, цинком и другими, кроме золота и платины.

2Al0&plus;3S0=tAl+32S−23.

В реакциях с металлами образуются сульфиды.

При повышенной температуре сера реагирует с водородом. Образуется сероводород:

h30&plus;S0=th3+1S−2.

Применение серы

• Используется в химической промышленности для производства серной кислоты;
• находит применение в сельском хозяйстве для обеззараживания помещений;
• входит в состав некоторых мазей;
• используется в производстве спичек и бумаги;
• с её помощью каучук превращают в резину;
• входит в состав взрывчатых веществ.

Урок 15. Сера – HIMI4KA

Строение атома и свойства серы

Сера — элемент шестой группы третьего периода периодической системы Менделеева. Поэтому строение атома серы изображается так:

Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е. атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электронов:

Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содержащие атомы серы с данными степенями окисления.

Простое вещество «сера» — твёрдый хрупкий минерал жёлтого цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты. Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом, кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:

Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Определите, какие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет сера в этих реакциях.

Как типичный неметалл простое вещество сера может быть и окислителем, и восстановителем:

Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:

Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одинаковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три атома серы.

Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом уравнении.

Сера может реагировать с кислотами — сильными окислителями:

Таким образом, являясь активным неметаллом, сера образует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводорода, оксидов серы и их производных.

Сероводород

H₂S — сероводород, сильно ядовитый газ с противным запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гниении разлагаются, выделяя сероводород.

Задание 15.4. Исходя из степени окисления атома серы в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.

Поскольку сероводород — восстановитель (атом серы имеет низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород воздуха окисляет сероводород даже при комнатной температуре:

Сероводород горит:

Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной H₂S). Она образует соли сульфиды:

Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?

Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфиды более сильными (чем H₂S) кислотами, например:

Сернистый газ и сернистая кислота

SO₂— сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит. Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:

Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существует только в растворах. Поэтому при действии на её соли — сульфиты — другими кислотами можно получить сернистый газ:

При кипячении полученного раствора эта кислота разлагается полностью.

Задание 15.5. Определите степень окисления серы в сернистом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.

Поскольку степень окисления +4 для серы является промежуточной, все перечисленные соединения могут быть и окислителями и восстановителями:

Например:

Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах методом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявляет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.

Восстановительные свойства сернистого газа применяются на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кислород из воды, а именно кислород является «виновником» коррозии:

Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ превращается в серный ангидрид SO₃:

Серный ангидрид и серная кислота

Серный ангидрид SO₃ — бесцветная жидкость, бурно реагирующая с водой:

Серная кислота H₂SO₄ — сильная кислота, которая в концентрированном виде активно поглощает влагу из воздуха (это свойство применяется при осушении различных газов) и из некоторых сложных веществ:

Кроме того, концентрированная серная кислота, являясь сильным окислителем, окисляет углерод:

Поэтому, попадая на кожу, концентрированная серная кислота вызывает тяжёлые ожоги, а попадая на ткани, бумагу и другие вещества, обугливает их.

Являясь окислителем (+6 — высшая степень окисления для серы!), концентрированная серная кислота реагирует почти со всеми металлами (кроме железа и благородных металлов) без выделения водорода:

Задание 15.7. Уравняйте эти схемы методом электронного баланса. Укажите, какой атом является окислителем в каждом случае.

Но разбавленная серная кислота и её соли — сульфаты — окислительных свойств (за счёт атома серы) практически не проявляют:

Задание 15.8. Определите, какой атом является окислителем в данной реакции.

Растворы серной кислоты проявляют все свойства сильных кислот.

Задание 15.9. Составьте уравнения реакций, отражающие эти свойства. (При затруднении см. урок 2.2.)

Качественной реакцией на SO₄^2– является образование белого осадка BaSO₄, нерастворимого в кислотах:

Серная кислота имеет разнообразное применение: её используют при получении стиральных порошков, лекарств, красителей, удобрений и других необходимых веществ.

Выводы

Изложенное выше можно отразить в шутливом стишке: «Сера, сера, буква S, 32 атомный вес, сера в воздухе горит, образует ангидрид (какой кислоты?), ангидрид плюс вода — получилась кислота (какая?)».

Cера — химические свойства, получение, соединения. VIа группа » HimEge.ru

Сера расположена в VIа группе Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, которые имеют электронную конфигурацию 3s²3p⁴. В соединениях с металлами и водородом сера проявляет отрицательную степень окисления элементов -2, в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – положительные +2, +4, +6. Сера – типичный неметалл, в зависимости от типа превращения может быть окислителем и восстановителем.

Сера встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные соединения серы:

FeS₂ — железный колчедан или пирит,

ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит),

PbS — свинцовый блеск или галенит,

HgS — киноварь,

Sb₂S₃ — антимонит.

Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах, в природных водах (в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды). Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.

Аллотропия — это способность одного и того же элемента существовать в разных молекулярных формах (молекулы содержат разное количество атомов одного и того же элемента, например, О₂ и О₃, S₂ и S₈, Р₂ и Р₄ и т.д).

Сера отличается способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны  S₈,  образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество жёлтого цвета.

Открытые  цепи имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета, которая получается при резком охлаждении расплава серы (пластическая сера уже через несколько часов становится хрупкой, приобретает жёлтый цвет и постепенно превращается в ромбическую).

1) ромбическая — S₈

t°пл. = 113°C; r = 2,07 г/см³

Наиболее устойчивая модификация.

2)     моноклинная — темно-желтые иглы

t°пл. = 119°C; r = 1,96 г/см³

Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.

3)     пластическая — коричневая резиноподобная (аморфная) масса

Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую

1. Промышленный метод — выплавление из руды с помощью водяного пара.
2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода):

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

3. Реакция Вакенродера:

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Окислительные свойства серы
(S⁰ + 2ē → S^-2)

1)      Сера реагирует со щелочными металлами без нагревания:

2Na + S → Na₂S

c остальными металлами (кроме Au, Pt) — при повышенной t°:

2Al + 3S  –→  Al₂S₃

Zn + S  –→  ZnS

2)     С некоторыми неметаллами сера образует бинарные соединения:

H₂ + S → H₂S

2P + 3S → P₂S₃

C + 2S → CS₂

Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями:
(S — 2ē → S⁺²; S — 4ē → S⁺⁴; S — 6ē → S⁺⁶)

3)     c кислородом:

S + O₂  –^t° →  S⁺⁴O₂

2S + 3O₂  –^t°;pt →   2S⁺⁶O₃

4)     c галогенами (кроме йода):

S + Cl₂→ S⁺²Cl₂

S + 3F₂→ SF₆

Со сложными веществами:

5)     c кислотами — окислителями:

S + 2H₂SO₄(конц) → 3S⁺⁴O₂ + 2H₂O

S + 6HNO₃(конц) → H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Реакции диспропорционирования:

6)     3S⁰ + 6KOH → K₂S⁺⁴O₃ + 2K₂S^-2 + 3H₂O

7)     сера растворяется в концентрированном растворе сульфита натрия:

S⁰ + Na₂S⁺⁴O₃ → Na₂S₂O₃ тиосульфат натрия

Онлайн урок: Сера по предмету Химия 8 класс

Серная кислота  H₂SO₄ – важный ресурс для химической промышленности и её продукт.

Серную кислоту активно использовали ещё алхимики как «купоросное масло».

Купоросное, потому что сульфаты тяжелых металлов издавна называют купоросами.

А масло, потому что чистая серная кислота:

• тяжелая (в 2 раза тяжелее воды) маслянистая жидкость
• без запаха
• не летучая
• гигроскопичная (быстро поглощает пары воды из воздуха)

Она смешивается с водой в любых отношениях, причем при смешении выделяется большое количество тепла.

Например, если в концентрированную серную кислоту влить немного воды, то выделяющегося тепла достаточно для её закипания, и вода может тут же разбрызгаться вместе с кислотой.

Поэтому при разбавлении серной кислоты никогда не льют воду в кислоту, а только кислоту в воду, небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Вспомните об этом, если вам придется разбавить электролит для аккумулятора.

Серная кислота образуется при реакции оксида серы (VI) с водой.

 Оксид серы (VI) SO₃– бесцветная летучая жидкость, ниже 17 °С превращается в прозрачную хлопьевидную массу, кипит при 44 °С.

Это типичный кислотный оксид и проявляет все свойства кислотных оксидов, реагирует с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, образуя сульфаты – соли серной кислоты.

Свойства разбавленной и концентрированной серной кислоты различаются.

За счет того, что сера находится в максимальной степени окисления +6, серная кислота – окислитель.

Однако её окислительные свойства проявляются только в концентрированном виде.

Разбавленная серная кислота является сильной кислотой, хорошо растворяет большинство металлов с выделением водорода, реагирует с основными и амфотерными оксидами, основаниями с образованием сульфатов.

Концентрированная серная кислота является окислителем и растворяет гораздо больше металлов, чем разбавленная, но уже с выделением оксида серы (IV) SO₂, серы S или сероводорода H₂S (чем активнее металл, тем меньше степень окисления серы в продукте реакции).

Но также концентрированная серная кислота реагирует и с неметаллами (серой, фосфором, углеродом), окисляя их до оксидов или кислот.

Концентрированная серная кислота гигроскопична, то есть поглощает пары воды, поэтому её используют как осушитель.

Газы, которые не вступают с ней в реакцию, сушат пропусканием через склянки с концентрированной серной кислотой.

Этот способ подходит для осушения углекислого газа CO₂, хлороводорода HCl, хлора Cl₂, водорода H₂.

А, например, аммиак NH₃ с серной кислотой немедленно образует сульфат аммония:

Гигроскопичность серной кислоты проявляется в том, что она обугливает органические вещества.

Например, если её добавить к истолчённому сахару, смесь сразу же чернеет – кислота отнимает от сахара воду, оставляя углерод.

Это свойство серной кислоты объясняет то, что при попадании на кожу она вызывает сильные ожоги.

В лабораториях, где часто работают с концентрированной серной кислотой, под рукой всегда держат раствор питьевой соды. Именно этим раствором и большим количеством воды и смывают кислоту с кожи.

Серная кислота относится к продуктам основного химического производства.

С ней вы наверняка сталкиваетесь почти каждый день: электролит в свинцово-кислотных аккумуляторах представляет собой 30 % серную кислоту.

Но, кроме этого, она также используется при производстве удобрений, при обработке руд для получения редкоземельных металлов, в химическом производстве красителей, взрывчатых веществ, в легкой промышленности для обработки тканей, восстановления наполнителей фильтров для воды.

Серная вода — Повторная публикация в Википедии // WIKI 2

Вода Сильно загрязнена серой

Серная вода (или серная вода ) — это состояние, при котором вода подвергается воздействию сероводорода, что дает отчетливый запах «тухлого яйца». Это состояние имеет разные цели в культуре, в зависимости от здоровья и последствий для водопровода.

Энциклопедия YouTube

• ✪ SO2 + h3O Диоксид серы и вода המסת גופרית דו חמצנית במים

• ✪ Attica NY Well Water Water IRON / Sulfur Bacteria Знаки в туалете

• ✪ Фильтр для очистки воды Soft Centuri от железа и серы

Содержание

Химический состав

Серная вода состоит из растворенных минералов, содержащих сульфат.К ним относятся барит (BaSO ₄ ), эпсомит (MgSO ₄ 7H ₂ O) и гипс (CaSO ₄ 2H ₂ 0). ^[1] Сообщается, что заметное изменение вкуса воды обнаруживается иначе, чем тип сульфата, влияющего на воду. Для сульфата натрия от 250 до 500 мг / л, с сульфатом кальция от 250 до 1000 мг / л и сульфатом магния от 400 до 600 мг / л. Исследование, проведенное Zoeteman, показало, что наличие 270 мг сульфата кальция и 90 мг сульфата магния на самом деле улучшило вкус воды.

Здоровье

Купание в воде с высоким содержанием серы или других минералов из-за предполагаемой пользы для здоровья известно как бальнеотерапия. Говорят, что они дарят купающемуся в воде нестареющую красоту и избавляют от болей и болей. ^[2]

Хотя люди смогли со временем адаптироваться к более высоким уровням концентраций, было обнаружено, что некоторые эффекты приема серной воды оказывают катарсическое действие на людей, потребляющих воду с концентрацией сульфатов 600 мг / литр, согласно исследование Министерства здравоохранения США в 1962 году.Некоторые побочные эффекты, которые были обнаружены, включают обезвоживание с избыточным количеством сульфата натрия или магния в рационе людей, согласно исследованию 1980 года, при этом некоторые группы населения, такие как дети и пожилые люди, рассматриваются как группы повышенного риска.

Обследование было проведено в Северной Дакоте, США, чтобы лучше определить, есть ли прямая причина слабительного эффекта от наличия серы в питьевой воде. ^[3]

Из этих данных был сделан вывод, что вода, содержащая более 750 мг сульфата на литр, имеет слабительное действие, а менее 600 — нет. ^[4]

Проблемы

По данным Агентства по охране окружающей среды (EPA) и Центров по контролю и профилактике заболеваний (CDC), питьевая вода с высоким содержанием сульфатов может вызвать диарею, особенно у младенцев. ^[5]

Культурное значение

Сельское хозяйство

Крупный рогатый скот в Вайоминге

В Университете Вайоминга в Америке изучалась серная вода, чтобы увидеть, какое влияние она может иметь на продуктивность бычков, соблюдающих кормовой рацион.Поскольку сера необходима живым существам, поскольку она содержит незаменимые аминокислоты, которые используются для создания белков, серная вода, которая обычно встречается в западных штатах Америки, является основным источником серы в рационе стада. Однако, если стадо пьет воду с высоким содержанием серы, жвачные животные могут заразиться серной полиоэнцефаломаляцией (sPEM), которая является неврологическим заболеванием. Благодаря этому открытию, в исследовании была предпринята попытка найти пищевую добавку, которая могла бы использоваться для противодействия негативному воздействию на здоровье бычков.

Чтобы уменьшить излишки серы в рационе жвачных, рубцовые бактерии расщепляют избыток, в результате чего образуется сероводород, растворимый в воде, но при повышении температуры растворимость уменьшается, что приводит к повторному улавливанию сероводорода газообразным сероводородом. животное, вызывающее полиэнцефаломаляцию, вызванную серой. В исследовании была предпринята попытка решить эту проблему путем введения клиноптилолита в рацион стада, но были получены неубедительные доказательства, требующие дополнительных исследований влияния клиноптилолита на метаногенез и биогидрогенизацию.

Серные источники

Подробнее:

→ Минеральный источник

Серный источник в Фермопилах

Также считается, что серная вода приносит большую пользу для здоровья, при этом источники серной воды являются обычным явлением во многих культурах. Такие источники можно найти во многих странах, таких как Новая Зеландия, Япония и Греция. Эти серные источники часто возникают из-за местной вулканической активности, которая способствует нагреву близлежащих водных систем.Это связано с тем, что вулканы испускают водяной пар, сильно покрытый металлами, в том числе диоксид серы.

В Новой Зеландии Северный остров приобрел известность в 1800-х годах благодаря тому, что ванны нагреваются естественным путем от вулкана недалеко от города Роторуа. Есть 28 спа-бассейнов с горячей водой, в которых посетители могут купаться вместе с ваннами с серной грязью.

Еще один известный источник — это источники в Греции, Фермопилы, что означает «горячие источники». Получил свое название от своих источников, так как считалось, что это вход в Аид. ^[6]

Причина и лечение

Состояние указывает на высокий уровень сульфатредуцирующих бактерий в системе водоснабжения. Это может быть связано с использованием колодезной воды, плохо очищенной городской воды или загрязнения водонагревателя.

Существуют различные методы обработки серы в воде. Эти методы включают

1. Фильтрация воды с использованием угольного фильтра (используется для очень малых количеств сероводорода)
2. Фильтрация воды через канистру с зеленью, покрытой оксидом марганца
3. Аэрация воды
4. Хлорирование воды (может использоваться для обработки большого количества сероводорода)

Уровни содержания серы в воде во всем мире

Глобальная система мониторинга окружающей среды для пресной воды (GEMS / Water) заявила, что обычная пресная вода содержит около 20 мг / литр серы и может колебаться от 0 до 630 мг / литр в реках, от 2 до 250 мг / литр в озерах и От 0 до 230 мг / л в грунтовых водах. ^[7]

Концентрация сульфатов в дожде в Канаде в 1980 году была обнаружена в диапазоне 1,0 и 3,8 мг / л, что было обнаружено в исследовании Франклина, опубликованном в 1985 году. ^[8] Западная Канада в реках варьировала от 1 до 3040 мг / литр, с большинством концентраций ниже 580 мг / литр согласно результатам Министерства охраны окружающей среды Канады в 1984 году. В Центральной Канаде уровни были такими же высокими в Саскачеване, медианные уровни составляли 368 мг / литр в питьевой воде из подземных источников и 97 мг / литр в поверхностных водах с диапазоном 32170 мг / литр.

Исследование, проведенное в Канаде ^[9] , показало, что количество обработок для снижения содержания серы в питьевой воде фактически увеличилось. Это было проведено в Онтарио, где средний уровень серы составлял 12,5 мг / литр при отсутствии лечения и 22,5 мг / литр после лечения.

В подземных источниках водоснабжения Нидерландов концентрация серной воды ниже 150 мг / л. По данным исследования, проведенного Dijk-Looijaard & Fonds в 1985 году, 65% водоочистных сооружений сообщили, что уровень серы в питьевой воде был ниже 25 мг / литр. ^[10]

В 1970 году в США была Служба общественного здравоохранения для измерения уровней сульфатов в источниках питьевой воды в девяти различных географических областях. По результатам был сделан вывод, что во всех отобранных пробах 106 поверхностных вод присутствовал сульфат, а также в 645 из 658 проверенных отложений подземных вод. Обнаруженный уровень серы колебался от менее 1 мг / л до 770.

Окружающая среда

Из-за того, что сульфаты используются в промышленных продуктах, они часто попадают в водные ресурсы в окружающую среду.Сюда входят шахты, текстильные фабрики и другие промышленные процессы, в которых используются сульфаты. Сульфаты, такие как магний, калий и натрий, все хорошо растворимы в воде, которая создает серную воду, в то время как другие сульфаты на основе металлов, такие как кальций и барий, менее растворимы. Атмосферный диоксид серы также может инфицировать поверхностные воды, а триоксид серы может соединяться с водяным паром в воздухе и создавать сернистый водяной дождь, или то, что в просторечии известно как кислотный дождь. ^[11]

Список литературы

1. ^ «Гроув, (Уильям) Деннис, (23 июля 1927–11 апреля 2004), председатель North West Water Group, 1989–93», Who Was Who , Oxford University Press, 2007-12- 01, дата обращения 05.06.2020
2. ^ Хини, Керри (2018-07-15). Delisle CE, Schmidt JW (1977) Влияние серы на воду и водную жизнь в Канаде. В: Сера и ее неорганические производные в окружающей среде Канады. Оттава, Онтарио, Национальный исследовательский совет Канады (NRCC № 15015).

Эта страница последний раз была отредактирована 6 августа 2020 в 21:38

.

серной воды — это … Что такое серная вода?

.

Сера в воде — Culligan

Сера в воде

Под серной водой обычно понимается вода с содержанием растворенного сероводорода или серными бактериями. Эта конкретная проблемная вода чаще всего затрагивает дома или предприятия, использующие колодезную воду, те, которые находятся в районах, где водоснабжение может быть легко нарушено, или в районах, которые могут плохо или нерегулярно обрабатываться и контролироваться. Если локализована сернистая вода, это также может быть признаком загрязненного водонагревателя.

Проблемы с сернистой водой

Хотя содержание сероводорода и серных бактерий в воде само по себе не опасно, мало кто поспорит, что это приятно. Сера в воде также может образовывать слизь, которая приводит к росту в воде других бактерий, таких как железобактерии. Присутствие этих бактерий может привести к проблемам с водопроводом и приборами, что в конечном итоге приведет к коррозии труб и арматуры.

Определение серы в воде

Обратите внимание на следующие знаки вокруг вашего дома, которые могут указывать на некоторый уровень серных бактерий или сероводорода в вашей воде:

• Неприятный запах тухлых яиц.
• Запах от источников горячей воды сильнее или сильнее.
• Неприятный вкус.

Различные уровни серы могут вызывать различную степень запаха и вкуса. Если у вас есть какие-либо вопросы об уровне серы в вашей воде, обратитесь к местному специалисту компании Culligan по воде.

Запланировать тест бесплатной воды

Очистка воды с содержанием серы

Несмотря на то, что существуют химические средства для изолированного загрязнения серой, наиболее распространенным и эффективным способом решения этой проблемы в вашем доме является установка фильтра для воды.

Большинство фильтров для воды работают, пропуская загрязненную воду через несколько слоев материала, например угольные фильтры и наши уникальные фильтры, задерживающие сероводород и другие агрессивные химические вещества. Каждый слой носителя ориентирован на определенный размер или конкретную частицу растворенного вещества, поэтому остается вода, которая чище, вкуснее и удобнее для вашего дома.

Освежите воду растворами серы компании Culligan

Компания Culligan предлагает широкий выбор фильтров для очистки воды от серы.Наши современные фильтрующие продукты, такие как высокоэффективный серный фильтр для воды, экономично и с минимальным обслуживанием устраняют воздействие серы. Мы также предлагаем решения для смягчения и очистки воды, которые одновременно решают несколько проблем с водой, например, наш высокоэффективный кондиционер для воды.

.

Серная вода | определение серной воды по Медицинскому словарю

В парке Уэйд Хаур обитают многие виды диких животных, а также древние археологические и серные воды в регионе Айн Фарах.

Резюме: Муниципалитет Умм-Аль-Кувейн начал расследование после того, как в онлайн-видео утверждалось, что серная вода была обнаружена в колодце.

Дубай: Власти северного эмирата Умм-Аль-Кувейн ответили на утверждения о том, что серная вода присутствует в колодце.

Хотя нет убедительных медицинских исследований относительно преимуществ замачивания в серной воде, исследования в Японии, на Ближнем Востоке и в Европе показали, что замачивание в серной воде убивает микробы и вирусы.Первая — это пресная вода, а вторая — это серная вода, которая находится в 2 километрах от первой в море ». Айн-аль-Манзаф отличается серной водой, которую жители и некоторые туристы посещают для лечения некоторых кожных заболеваний, таких как прыщи. и аллергии и других, купаясь и умываясь в его воде, так как есть группа небольших бассейнов, где вода накапливается, а затем стекает в долину. Под холмом от бара находятся две области, обе с хижинами для переодевания. Справа от вас находятся знаменитые Ти Квен кадки.Серия бамбуковых труб направляет теплую серную воду прямо в 3 уютные ванны, расположенные рядом с пресноводной рекой. Прямо над ваннами находится бассейн большего размера, наполненный устойчивым потоком серной воды, которая переливается на дальнем конце вниз к реке внизу. Мы сидели в этой воде, папа и я, с сосульками, свисающими с моих волос и с бороды отца, потому что у него не было волос, позволяя горячей серной воде впитывать всю грязь и стресс на нас и внутри. Хотя некоторые люди утверждали, что серная вода очень питательна и полезна (я действительно знал человека, которому хорошо нравилась его сера! ), большинство людей считают запах и вкус серы непривлекательными.Ключевые слова: серная вода; Хондроциты; Остеоартроз; Сероводород; Антиоксидантные серные воды, в частности, обладают противовоспалительным, кератопластическим и противозудным действием.
.