ИСТОРИЯ

ЗАЙМЕМСЯ
ХИМИЕЙ


Название: Сера (sulfur)
Порядковый номер: 16
Группа: vi
Период: 3
Электронное строение: 3s2 3p4
Атомная масса: 32,066
Электроотрицательность: 2,58
Температура плавления: 115,21?С
Температура кипения: 444,6?С
Плотность (г/см3): 2,07
Характерные степени окисления: -2 +6
Цвет: Лимонно-жёлтый
Кем открыт: неизвестно
Год открытия: до н. э.
Страна открытия: неизвестно
Кристалическая структура:
орторомбическая

Сера (лат. sulfur) s, химический элемент vi группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06. Природная С. состоит из четырёх стабильных изотопов: 32 s (95,02%), 33 s (0,75%), 34 s (4,21%), 36 s (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы 31 s ( t 1/2 = 2,4 сек ), 35 s ( t 1/2 = 87,1 cym ), 37 s ( t 1/2 = 5,04 мин ).

Историческая справка. С. в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времён. Она упоминается в Библии, поэмах Гомера и др. С. входила в состав «священных» курений при религиозных обрядах; считалось, что запах горящей С. отгоняет злых духов. С. давно стала необходимым компонентом зажигательных смесей для военных целей, например «греческого огня» (10 в. н. э.). Около 8 в. в Китае стали использовать С. в пиротехнических целях. Издавна С. и её соединениями лечили кожные заболевания. В период арабской алхимии возникла гипотеза, согласно которой С. (начало горючести) и ртуть (начало металличности) считали составными частями всех металлов. Элементарную природу С. установил А. Л. Лавуазье и включил её в список неметаллических простых тел (1789). В 1822 Э. Мичерлих обнаружил аллотропию С.

Распространение в природе. С. относится к весьма распространённым химическим элементам (кларк 4,7 · 10 -2 ); встречается в свободном состоянии ( сера самородная ) и в виде соединений — сульфидов, полисульфидов, сульфатов. Вода морей и океанов содержит сульфаты натрия, магния, кальция. Известно более 200 минералов С., образующихся при эндогенных процессах. В биосфере образуется свыше 150 минералов С. (преимущественно сульфатов); широко распространены процессы окисления сульфидов до сульфатов, которые в свою очередь восстанавливаются до вторичного h 2 s и сульфидов. Эти реакции происходят при участии микроорганизмов. Многие процессы биосферы приводят к концентрации С. — она накапливается в гумусе почв, углях, нефти, морях и океанах (8,9 · 10 -2 %), подземных водах, в озёрах и солончаках. В глинах и сланцах С. в 6 раз больше, чем в земной коре в целом, в гипсе — в 200 раз, в подземных сульфатных водах — в десятки раз. В биосфере происходит круговорот С.: она приносится на материки с атмосферными осадками и возвращается в океан со стоком. Источником С. в геологическом прошлом Земли служили главным образом продукты извержения вулканов, содержащие so 2 и h 2 s. Хозяйственная деятельность человека ускорила миграцию С.; интенсифицировалось окисление сульфидов.

Физические и химические свойства. С. — твёрдое кристаллическое вещество, устойчивое в виде двух аллотропических модификаций. Ромбическая a -s лимонно-жёлтого цвета, плотность 2,07 г/см 3 , t пл 112,8 °С, устойчива ниже 95,6°С; моноклинная b -s медово-жёлтого цвета, плотность 1,96 г/см 3 , t пл 119,3 °С, устойчива между 95,6 °С и температурой плавления. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами s 8 с энергией связи s — s 225,7 кдж/моль .

При плавлении С. превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °С буреет, а около 190 °С становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°С вязкость уменьшается, а при 300 °С С. вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °С кольца s 8 начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °С уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную С., нагретую до 250—300 °С, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая С.). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в cs 2 модификация называется l -s, а нерастворимая — m -s. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую a -s. t kип С. 444,6 °С (одна из стандартных точек международной температурной шкалы). В парах при температуре кипения, кроме молекул s 8 , существуют также s 6 , s 4 и s 2 . При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900°С остаются лишь s 2 , которые приблизительно при 1500°С заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров С. получается устойчивая ниже — 80°С пурпурная модификация, образованная молекулами s 2 .

С. — плохой проводник тепла и электричества. В воде она практически нерастворима, хорошо растворяется в безводном аммиаке, сероуглероде и в ряде органических растворителей (фенол, бензол, дихлорэтан и др.).

Конфигурация внешних электронов атома s 3 s 2 3 p 4 . В соединениях С. проявляет степени окисления -2, +4, +6.

С. химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением n 2 , i 2 , au, pt и инертных газов. С o 2 на воздухе выше 300 °С образует окислы: s o 2 — сернистый ангидрид и s o 3 — серный ангидрид , из которых получают соответственно сернистую кислоту и серную кислоту , а также их соли сульфиты и сульфаты. Уже на холоду s энергично соединяется с f 2 , при нагревании реагирует с c l 2; с бромом С. образует только s 2 b r 2 , иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 — 200 °С) наступает обратимая реакция с h 2 с получением сернистого водорода . С. образует также многосернистые водороды общей формулы h 2 s x , т. н. сульфаны. Известны многочисленные сераорганические соединения .

При нагревании С. взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800—900 °С пары С. реагируют с углеродом, образуя сероуглерод cs 2 . Соединения С. с азотом ( n 4 s 4 и n 2 s 5 ) могут быть получены только косвенным путём.

Получение. Элементарную С. получают из серы самородной, а также окислением сернистого водорода и восстановлением сернистого ангидрида. О способах добычи С. Источник сернистого водорода для производства С. — коксовые, природные газы, газы крекинга нефти. Разработаны многочисленные методы переработки h 2 s; наибольшее значение имеют следующие: 1) h 2 s извлекают из газов раствором моногидротиоарсената натрия:

na 2 hass 2 + h 2 s = na 2 hass 3 o + h 2 o .

Затем продувкой воздуха через раствор осаждают С. в свободном виде:

nahass 3 o + 1/2 o 2 = na 2 hass 2 o 2 + s.

2) h 2 s выделяют из газов в концентрированном виде. Затем его основная масса окисляется кислородом воздуха до С. и частично до so 2 . После охлаждения h 2 s и образовавшиеся газы (so 2 , n 2 , co 2 ) поступают в два последовательных конвертора, где в присутствии катализатора (активированный боксит или специально изготовляемый алюмогель) происходит реакция:

2h 2 s + so 2 = 3s + 2h 2 o.

В основе получения С. из so 2 лежит реакция восстановления его углём или природными углеводородными газами. Иногда это производство сочетается с переработкой пиритных руд.

В 1972 элементарной С. в мире (без социалистических стран) произведено 32,0 млн. т ; основная масса её добывалась из природных самородных руд. В 70-е гг. 20 в. первостепенное значение (в связи с открытием крупных месторождений сероводородсодержащих топливных газов) приобретают методы получения С. из h 2 s.

Сорта С. Выплавленная непосредственно из серных руд С. называется природной комовой; полученная из h 2 s и s o 2 — газовой комовой. Природная комовая С., очищенная перегонкой, называется рафинированной. Сконденсированная из паров при температуре выше точки плавления в жидком состоянии и затем разлитая в формы — черенковой С. При конденсации С. ниже точки плавления на стенках конденсационных камер образуется мелкий порошок С. — серный цвет. Особо высокодисперсная С. носит название коллоидной.

Применение. С. применяется в первую очередь для получения серной кислоты: в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения чёрного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.

И. К. Малина.

В медицинской практике применение С. основано на её способности при взаимодействии с органическими веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические (растворяющие — от греч. k e ras — рог и lytik o s — растворяющий), противомикробные и противопаразитарные эффекты. С. входит в состав Вилькинсона мази и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную С. употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и др.); в порошке — при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах — для пиротерапии прогрессивного паралича и др.

Сера в организме. В виде органических и неорганических соединений С. постоянно присутствует во всех живых организмах и является важным биогенным элементом . Её среднее содержание в расчёте на сухое вещество составляет: в морских растениях около 1,2%, наземных — 0,3%, в морских животных 0,5—2%, наземных — 0,5%. Биологическая роль С. определяется тем, что она входит в состав широко распространённых в живой природе соединений: аминокислот ( метионин , цистеин ), и следовательно белков и пептидов; коферментов ( кофермент А, липоевая кислота ), витаминов ( биотин , тиамин ), глутатиона и другие Сульфгидрильные группы (— sh) остатков цистеина играют важную роль в структуре и каталитическая активности многих ферментов. Образуя дисульфидные связи (— s — s —) внутри отдельных полипептидных цепей и между ними, эти группы участвуют в поддержании пространственной структуры молекул белков. У животных С. обнаружена также в виде органических сульфатов и сульфокислот — хондроитинсерной кислоты (в хрящах и костях), таурохолиевой кислоты (в жёлчи), гепарина , таурина . В некоторых железосодержащих белках (например, ферродоксинах) С. обнаружена в форме кислотолабильного сульфида. С. способна к образованию богатых энергией связей в макроэргических соединениях .

Неорганические соединения С. в организмах высших животных обнаружены в небольших количествах, главным образом в виде сульфатов (в крови, моче), а также роданидов (в слюне, желудочном соке, молоке, моче). Морские организмы богаче неорганическими соединениями С., чем пресноводные и наземные. Для растений и многих микроорганизмов сульфат (so 4 2- ) наряду с фосфатом и нитратом служит важнейшим источником минерального питания. Перед включением в органические соединения С. претерпевает изменения в валентности и превращается затем в органическую форму в своём наименее окисленном состоянии; т. о. С. широко участвует в окислительно-восстановительных реакциях в клетках. В клетках сульфаты, взаимодействуя с аденозинтрифосфатом (АТФ), превращаются в активную форму — аденилилсульфат:

АТФ + сульфат ---сульфурилаза---> аденилсульфат + пирофосфат

Катализирующий эту реакцию фермент — сульфурилаза (АТФ: сульфат — адснилилтрансфераза) широко распространён в природе. В такой активированной форме сульфонильная группа подвергается дальнейшим превращениям — переносится на др. акцептор или восстанавливается.

Животные усваивают С. в составе органических соединений. Автотрофные организмы получают всю С., содержащуюся в клетках, из неорганических соединений, главным образом в виде сульфатов. Способностью к автотрофному усвоению С. обладают высшие растения, многие водоросли, грибы и бактерии. (Из культуры бактерий был выделен специальный белок, осуществляющий перенос сульфата через клеточную мембрану из среды в клетку.) Большую роль в круговороте С. в природе играют микроорганизмы — десульфурирующие бактерии и серобактерии . Многие разрабатываемые месторождения С. — биогенного происхождения. С. входит в состав антибиотиков ( пенициллины , цефалоспорины ); её соединения используются в качестве радиозащитных средств , средств защиты растений.

Л. И. Беленький.

Лит.: Справочник сернокислотчика, под ред. К. М. Малина, 2 изд., М., 1971; Природная сера, под ред. М. А. Менковского, М., 1972; Некрасов Б. В., Основы обшей химии, 3 изд., т. 1, М., 1973; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1972; Янг Л., Моу Д ж., Метаболизм соединений серы, пер. с англ., М., 1961; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Биохимия растений, пер. с англ., М., 1968, гл. 19; Торчинский Ю. М., Сульфгидрильные и дисульфидные группы белков, М., 1971; Дегли С., Никольсон Д., Метаболические пути, пер. с англ., М., 1973.

cкачать реферат по теме: "Сера".

Назад



(С) Дистанционный творческий конкурс-проект "Моя Веб-страница", 2005
(С) Хмелев Алексей, 2005
http://www.eidos.ru/project/all/web/index.htm