Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон ве­ков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное практи­ческое 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.

Добыча серы. Гравюра из книги Г. Агриколы «О горном деле и металлургии». Издание 1557 г. Руду, содержащую серу, нагревают в широких глиняных горшках А с длинными клювообразными носиками, опущенными в специальные отверстия в приёмнике B,  закрытом крышкой C.  Расплавленную серу черпают из приёмника ковшами и разливают в формы.

Ромбическая сера.

Из расплава кристаллизуется моноклинная модификация серы.

Пластическая сера эластична, как резина.

Главным поставщиком серы была Италия. 

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, при вулканизации каучука, в органическом синтезе. Порошок серы применяют в медицине в каче­стве наружного дезинфицирующего средства. 

Сера образует несколько алло­тропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромби­ческая серя представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа СНCl₃ или из сероуглерода CS₂ она выделяется в виде прозрачных кри­сталлов октаэдрической формы. Ром­бическая сера состоит из цикличе­ских молекул S₈, имеющих форму короны. При 113 °С она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвиж­ную жидкость. При дальнейшем на­гревании расплав загустевает, так как в нём образуются длинные полимер­ные цепочки. А если нагреть серу до 445 °С, она закипает. Выливая кипя­щую серу тонкой струйкой в холод­ную воду, можно получить пласти­ческую серу — резиноподобную модификацию, состоящую из поли- 

мерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются тёмно-жёлтые игольчатые кристаллы моноклинной серы (t_пл=119°С). Подобно ромбической сере, эта мо­дификация состоит из молекул S₈. При комнатной температуре пласти­ческая и моноклинная сера неустой­чивы и самопроизвольно превраща­ются в порошок ромбической серы. 

При нагревании сера реагирует со многими металлами (железом, алюми­нием, ртутью) и неметаллами (кисло­родом, галогенами, водородом). «При­рода серы огненная, горючая... [Сера] нацело сгорает, улетучиваясь в дым», — записано в одном алхимическом трак­тате. Действительно, при горении серы на воздухе или в кислороде об­разуется оксид серы(IV), или серни­стый газ, SO₂, содержащий примесь (около 3% по объёму) высшего оксида серы, или серного ангидрида, SO₃,. Сернистый газ SO₂ — бесцветный газ с удушливым резким запахом. При растворении его в воде (при 0 °С 1 объём воды растворяет более 70 объ­ёмов SO₂) образуется сернистая кисло­та H₂SO₃, которая известна только в растворах. Однако её соли — сульфи­ты (например, Na₂SO₃) и гидросульфи­ты (NaHSO₃) — легко могут быть вы­делены в твёрдом виде. 

В лабораторных условиях для по­лучения SO, действуют на твёрдый сульфит натрия концентрированной серной кислотой: Na₂SO₃+2H₂SO₄=2NaHSO₄+SO₂­+H₂O.

Строение молекулы SO₂

Строение серы: 

1  — ромбической и моноклинной, S₈; 

2  — пластической, S_n

*Вулканизация — про­цесс превращения каучука в резину путём образования сульфидных «мостиков» между отдельными молеку­лами полимера. Получа­ющийся сшитый» полимер обладает пространственной структурой и характеризу­ется повышенной механи­ческой прочностью. 

В промышленности SO₂  получают при обжиге сульфидных руд, например пирита: 4FeS₂+11O₂=2Fe₂O₃+8SO₂, или при сжигании серы. Сер­нистый газ является полупродуктом в производстве серной кислоты. Его ис­пользуют также (вместе с гидросуль­фитами натрия NaHSO₃ и кальция Ca(HSO₃)₂) для выделения целлюлозы из древесины. Этим газом окуривают деревья и кустарники, чтобы уничто­жать вредителей сельского хозяйства.  

Серный ангидрид SO₃ при комнат­ной температуре представляет собой бесцветную легко летучую жидкость (t_кип=45 °С), которая со временем пе­реходит в асбестовидную модифика­цию, состоящую из блестящих шелко­вистых кристаллов. Волокна серного ангидрида устойчивы лишь в запаян­ном сосуде. Поглощая влагу воздуха, они превращаются в густую бесцвет­ную жидкость — олеум (от лат. oleum — «масло»). Хотя формально олеум можно рассматривать как раст­вор SO₃ в H₂SO₄, на самом деле он представляет собой смесь различных пиросерных кислот: H₂S₂O₇, H₂S₃O₁₀ и т. д. С водой SO₃ взаимодействует очень энергично: при этом выделяется так много теплоты, что образующи­еся мельчайшие капельки серной кис­лоты создают туман. Работать с этим веществом нужно крайне осторожно.

Строение асбестовидной модификации серного ангидрида.

Асбестовидная модификация SO₃.

Сернистый газ проявляет сильное отбеливающее действие: красная роза, опушенная в колбу с SO₂, теряет свой цвет.

Серная кислота H₂SO₄ — тяжёлая маслянистая бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой в любых пропорциях. При 10 °С она затверде­вает, образуя прозрачную стекловид­ную массу. При нагревании 100-про­центная серная кислота легко теряет серный ангидрид до тех пор, пока её концентрация не составит 98 %. Имен­но такую кислоту обычно и использу­ют в лабораториях (концентриро­ванная серная кислота, t_кип=338 °С).

Помните, что вливать кислоту в во­ду нужно тонкой струйкой при посто­янном перемешивании. Ни в коем случае нельзя лить воду в кисло­ту! Из-за сильного разогрева вода за­кипит, и горячие брызги раствора серной кислоты могут попасть в лицо.

Разбавленная серная кислота про­являет все свойства неорганических кислот: взаимодействует с основными оксидами, основаниями и активными металлами с выделением водорода. H₂SO₄ относится к сильным кислотам, в водном растворе кислоты её молекул

Строение (SO₃)₃.

*Асбестовидный SO₃ (t_пл=32 °С) представляет со­бой кристаллическую полисерную кислоту, состоящую из длинных цепочек HO—(S(O)₂—O—)_n—OH. Однако фактически это чистый серный ангидрид, так как длина такой цепи (n) составляет 10⁵  т. е. два атома водорода приходятся на 10⁵ атомов серы. Жидкая при комнатной температу­ре модификация серного ангидрида (t_пл=17 °С), состоит из циклических молекул (SO₃)₃.

не существует: они распадаются на ионы водорода и гидросульфат-ионы (HSO^-₄), которые диссоциируют толь­ко при сильном разбавлении.

Концентрированная серная кис­лота — сильный окислитель. Она реа­гирует как с активными металлами, так и со стоящими в ряду напряжений правее водорода — медью, серебром, ртутью. Металл окисляется, а серная кислота восстанавливается до серы, сероводорода (при реакции с цинком, магнием) или до сернистого газа, как это происходит при взаимодействии с неактивным металлом — медью:

Cu+2H₂SO₄=CuSO₄+SO₂­+2Н₂О.

Крепкая (50—70-процентная) сер­ная кислота легко окисляет железо:

2Fe+6H₂SO₄=Fe₂(SO₄)₃+3SO₂­+6H₂O.

В то же время на холоде олеум не реа­гирует с железом и алюминием.

Концентрированная серная кисло­та способна обугливать многие орга­нические вещества (сахар, бумагу, ва­ту). При случайном попадании H₂SO₄ на кожу необходимо тут же смыть её струёй воды, а затем обработать мес­то ожога слабым раствором соды.

Упоминания о серной кислоте впервые встречаются у арабских и ев­ропейских алхимиков. Её получали, прокаливая на воздухе железный купорос (витриол, или гидратированный сульфат железа(II), FeSO₄•7Н₂О):

2FeSO₄=Fe₂O₃+SO₃­+SO₂­ либо смесь серы с селитрой: 6KNO₃+5S=3K₂SO₄+2SO₃­+3N₂­, а выделяю­щиеся пары серного ангидрида кон­денсировали. Поглощая влагу, они превращались в олеум. В зависимости от способа приготовления H₂SO₄ на­зывали купоросным маслом (oleum vitrioli) или серным маслом (oleum sulfuris). В 1595 г. алхимик Андреас Либавий (1550—1616) установил тож­дественность обоих веществ.

Долгое время купоросное масло не находило широкого применения. Интерес к нему сильно возрос после того, как в XVIII в. был открыт процесс получения из индиго индигокармина — устойчивого синего красителя. Первую фабрику по производству сер­ной кислоты основали недалеко от Лондона в 1736 г. Процесс осуществ­ляли в свинцовых камерах, на дно ко­торых наливали воду. В верхней час­ти камеры сжигали расплавленную смесь селитры с серой, затем туда за­пускали воздух. Процедуру повторяли до тех пор, пока на дне ёмкости не об­разовывалась кислота требуемой кон­центрации. При этом происходили следующие химические превращения:

S+О₂=SO₂ 2KNO₃+S=K₂SO₄+2NO

2NO+О₂=2NO₂ NO₂+SO₂+H₂O=H₂SO₄+NO.

В XIX в. способ усовершенствова­ли: вместо селитры стали использо­вать азотную кислоту (она при разло­жении в камере даёт NO₂). Чтобы возвращать в систему нитрозные га­зы были сконструированы специаль­ные башни, которые и дали название всему процессу — башенный процесс. Заводы, работающие по башенному методу, существуют и в наше время.

Однако сейчас для производства серной кислоты применяют в основ­ном контактный метод, разрабо­танный в 1831 г. По этому методу окисление SO₂ до SO₃

(2SO₂+О₂ «2SO₃) осуществляется на катализа­торе — оксиде ванадия(V) V₂O₅.



Установка для получения серной кислоты сжиганием серы в присутствии селитры.

Середина XVIII в. Приготовленную заранее смесь серы с селитрой загружают в печь (1), разогреваемую углями.

Образующиеся газы достигают стеклянного сосуда (2), где они взаимодействуют С парами воды. Получающийся при этом олеум собирают в колбы (3).

Минерал пирит FeS₂ представляет собой дисульфид железа, соль слабой кислоты H₂S₂, построенной аналогично пероксиду водорода Н₂О₂.