Свойства серы

Размещено на http://allbest.ru/

Содержание

Введение

1. Общая характеристика химической активности серы

1.1 Физические и химические свойства

1.2 Кислородные соединения серы

1.3Соли

2. Биологическая роль и формы существования серы в окружающей среде

Введение

Сера известна человечеству с древнейших времен. Встречаясь в природе в свободном состоянии, она обращала на себя внимание характерной желтой окраской, а также тем резким запахом, которым сопровождалось ее горение. Считалось также, что запах и голубое пламя, распространяющееся горящей серой, отгоняют демонов. Сернистый ангидрид - удушливый газ, образующийся при горении серы, еще в древности использовался для отбеливания тканей. При раскопках Помпеи нашли картину, на которой изображен противень с серой и приспособление для подвешивания над ним материи. Издавна употреблялась сера и ее соединения для приготовления косметических средств и для лечения кожных заболеваний. И очень давно ее начали использовать для военных целей. Так, в 670 году защитники Константинополя сожгли арабский флот с помощью “греческого огня”; это была смесь селитры, угля и серы. Те же вещества входили в состав черного пороха, применявшегося в Европе в средние века и до конца XIX в.

Серная кислота, одно из самых важных соединений серы, была открыта, по-видимому, к X в, начиная с XVIII века, ее производят в промышленных масштабах и вскоре она становится важнейшим химическим продуктом, необходимым и в металлургии, и в текстильной промышленности, и в других, самых различных отраслях. В связи с этим начались еще более интенсивные поиски месторождений серы, изучение химических свойств серы и ее соединений и совершенствование методов их извлечения из природного сырья.

Русское название элемента происходит от древне - индийского (санскритского) слова “сира” - светло-желтый. Приставка “тио”, часто применяемая к соединениям серы, происходит от греческого названия серы - “тейон” (божественный, небесный). Ведь сера издавна была символом горючести; огонь же считался достоянием богов, пока Прометей, как гласит миф, не принес его людям.

Сера в природе.

Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7?10^-2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом - много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS₂, халькопирит FeCuS₂, свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов - гипса CaSO₄·2H₂O, барита BaSO₄, в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия.

Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H&

2S и сернистый ангидрид SO₂. поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов:

2H₂S + SO₂ =3S + 2H₂O.

Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов.

Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы.

Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога - селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет - биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа ³²S, чем более тяжелого ³⁴S.

Элементарную природу серы установил А. Л. Лавуазье и включил её в список простых неметаллических тел (1789). В 1822 Э. Мичерлих обнаружил аллотропию серы.

Цель моей работы состоит в том, чтобы показать влияние серы и ее соединений на экологию в целом, на здоровье людей, состояние флоры и фауны в условиях постоянных или кратковременных выбросов их в окружающую среду. Данную тему я считаю очень актуальной, так как, в столь не благополучном в экологическом плане районе как наш город не редки выбросы сернистого газа, сероводорода, метилмеркаптана, пыли и др.

1. Общая характеристика химической активности серы

Сера (лат. Sulfur) S, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06. Природная сера состоит из четырёх стабильных изотопов: ³²S (95,02%), ³³S (0,75%), ³⁴S (4,21%), ³⁶S (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы ³¹S (T_1/2 = 2,4 сек), ³⁵S (T_1/2 = 87,1 cym), ³⁷S (T_1/2 = 5,04 мин).

1.1 Физические и химические свойства

химический сера кислотный биологический соединение

В виде простого вещества сера имеет большое число аллотропных модификаций, содержащих циклические и линейные молекулы состава Sx, где x=3-20, а по некоторым данным x=3-33.

В обычных условиях сера существует в виде циклооктасеры S₈, кристаллы которой содержат молекулы, имеющие вид короны. Наиболее изучены три модификации серы, из которых более других устойчива ?-модификация или ромбическая сера, известная своей ярко желтой окраской (? = 2,07 г/см³, Т_пл = 112,8 °C Т_кип = 444,6 °C). Природная сера практически полностью состоит из ?-модификации. Эта модификация практически нерастворима в воде, но хорошо растворима в сероуглероде CS₂ 50,4 г/_100г, бензоле C₆H₆ 2,1 г/_100г, толуоле 2,06 г/_100г и ацетоне 2,5 г/_100г (при 25°C), причем растворимость с повышением температуры увеличивается. Из растворов сера вновь кристаллизуется вновь в ?-модификацию. При температуре 95,6°C ромбическая сера энаниотропно переходит в моноклинную ?-модификацию, устойчивую между 95,6 °C и температурой плавления Т_пл = 119,3 °C. Она имеет медово - желтую окраску ? = 1,96 г/см³. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S₈ с энергией связи S - S 225,7 кДж/моль.

При плавлении сера превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °C буреет, а около 190 °C становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°C вязкость уменьшается, а при 300 °C сера вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °C кольца S₈ начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °C уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную серу, нагретую до 250-300 °C, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая сера). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в CS₂ модификация называется ?-S, а нерастворимая ?-S. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую ?-S. В парах при температуре кипения, кроме молекул S₈, существуют также S₆, S₄ и S₂. При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900°C остаются лишь S₂, которые приблизительно при 1500°C заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров серы получается устойчивая ниже - 80°C пурпурная модификация, образованная молекулами S₂.

Сера - плохой проводник тепла и электричества.

Конфигурация внешних электронов атома S 3s²3p ⁴. В соединениях сера проявляет степени окисления -2, +4, +6.

Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂, I₂, Au, Pt и инертных газов. Она горит на воздухе голубоватым пламенем:

S₈ + 8O₂ > 8SO₂

Уже на холоду сера энергично соединяется с F₂ с образованием гексафторида серы SF₆, при нагревании реагирует с Cl_2, с бромом сера образует только S₂Br₂, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) наступает обратимая реакция с H₂ с получением сульфида водорода. Сера образует также сульфаны общей формулы H₂S_x, где х=1-23. Все сульфаны представляют собой жидкости (за исключением H₂S₁) желтого цвета с удушливым запахом. Анион сульфанов S_х^2- - это изогнутая цепь связанных ?-связями атомов серы. При длительном хранении сульфаны превращаются в гомологи, более богатые серой, а при нагревании разлагаются с выделением сероводорода и сульфанов с меньшим числом атомов серы.

Парообразная сера реагирует с углеродом при температуре 800-900 °C, превращаясь в сероуглерод, а при сплавлении с фосфором образует нестехиометрические сульфиды состава P_nS_x, где х=3-7.

При нагревании сера, взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). Соединения серы с азотом (N₄S₄ и N₂S₅) могут быть получены только косвенным путём.

С концентрированными растворами серной и азотной кислот сера реагирует только при нагревании:

2H₂SO₄ + S = 3SO₂ + 2H₂O

6HNO₃ + S = H₂SO₄ + 2H₂O + 6NO₂

1.2 Кислородные соединения серы

Все кислородные соединения серы являются экзотермическими.

a) Оксиды: известны как высшие, так и низшие оксиды серы. К последним относятся такие неустойчивые оксиды, как S₂O₃ и S₂O. Например, S₂O образуется в зоне электрического разряда, проходящего в атмосфере SO₂, и тут же разлагается:

2S₂O = 3S + SO₂,

аналогично диспропорционирует и S₂O₃

2S₂O₃ = S + 3SO₂.

Из высших оксидов серы наиболее изучены SO₂ - оксид серы IV (сернистый ангидрид) и SO₃ -оксид серы VI (ангидрид серной кислоты).

Таблица 1. Строение основных оксидов серы.

Диоксид серы представляет собой бесцветный газ с резким запахом, Т_пл =-75?С, Т_кип = -10?С. Он очень термически устойчив (распадается на S и O₂ при 2800?С). Диоксид серы растворим в воде причем растворимость его при переходе температуры от 0? до комнатной понижается. При растворении происходит образование гидрата SO₂ · хН₂О, нестехиометрического по составу, обладающего свойствами слабой кислоты:

SO₂ · хН₂О + Н₂О = Н₃О⁺ + НSO₃

К_а= 1,54·10^-2 (при 25?)

Абсолютно Сера химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂, I₂, Au, Pt и инертных газов. Она горит на воздухе голубоватым пламенем:

S₈ + 8O₂ > 8SO₂

Уже на холоду сера энергично соединяется с F₂ с образованием гексафторида серы SF₆, при нагревании реагирует с Cl_2, с бромом сера образует только S₂Br₂, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) наступает обратимая реакция с H₂ с получением сульфида водорода. Сера образует также сульфаны общей формулы H₂S_x, где х=1-23. Все сульфаны представляют собой жидкости (за исключением H₂S₁) желтого цвета с удушливым запахом. Анион сульфанов S_х^2- - это изогнутая цепь связанных ?-связями атомов серы. При длительном хранении сульфаны превращаются в гомологи, более богатые серой, а при нагревании разлагаются с выделением сероводорода и сульфанов с меньшим числом атомов серы.

Парообразная сера реагирует с углеродом при температуре 800-900 °C, превращаясь в сероуглерод, а при сплавлении с фосфором образует нестехиометрические сульфиды состава P_nS_x, где х=3-7.

При нагревании сера, взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). Соединения серы с азотом (N₄S₄ и N₂S₅) могут быть получены только косвенным путём.

С концентрированными растворами серной и азотной кислот сера реагирует только при нагревании:

2H₂SO₄ + S = 3SO₂ + 2H₂O

6HNO₃ + S = H₂SO₄ + 2H₂O + 6NO₂

В большинстве реакций он проявляет восстановительные свойства:

2HNO₃ + SO₂ = H₂SO₄ + 2NO₂

NO₂ + SO₂ = SO₃ + NO; Н₂О₂ + SO₂ = H₂SO₄

Окислительные свойства диоксида серы проявляются при взаимодействии его с сероводородом и оксидом углерода (II):

2Н₂S + SO₂ = 3S + 2Н₂О;

2СО + SO₂ = S+ 2CO₂

Оксид серы (VI) существует в виде трех модификаций.

Твердый SO₃, выпускаемый промышленностью представляет собой смесь этих модификаций.

SO₃ очень гигроскопичен, он энергично поглощает воду с выделением тепла и образованием гидрата SO₃ · Н₂О, т.е молекул серной кислоты. Он хорошо поглощается серной кислотой с образованием «олеума» - смеси полисерных кислот (H₂S₂O₇, H₂S₈O₁₀ и др.)

Оксид серы (VI) проявляет только окислительные свойства:

SO₃ + KI =I₂ + K₂SO₃

b) Кислоты.

Серная кислота представляет собой маслянистую жидкость с Т_пл = 10?С и Т_кип = 280?С. Ее молекулы представлены тетраэдрами, связанными между собой атомом кислорода.

Серная кислота в водных растворах является сильной двухосновной. Концентрированная серная кислота является сильнейшим окислителем. В зависимости от вида восстановителя реакции могут заканчиваться выделением SO₂, H₂S и элементарной серы.

H₂SO_{4 (K)} + H₂S >Sv + SO₂ + H₂O

H₂SO_{4 (K)} + Cu >SO₂^ +CuSO₄ + H₂O

H₂SO_{4 (K)} + Mg > MgSO₄ + H₂S^ + H₂O

Серная кислота проявляет дегидратирующие свойства:

C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO_{4 (K)} > 12C + H₂SO₄ + 11H₂O.

Также она может взаимодействовать с оксидами азота NO₂ и N₂O₃:

H₂SO₄ + 2NO₂ > (NO)HSO₄ + HNO₃

2H₂SO₄ + N₂O₃ > 2(NO)HSO₄ + H₂O.

с образованием нитразил гидросульфата.

В обычных условиях H₂SO₄ пассивирует Fe, Cr, Co, Ni. Поэтому ее хранят и транспортируют в цистернах из стали. В основном её получают каталитическим окислением SO₂ кислородом воздуха до SO₃ с последующей абсорбцией SO₃ серной кислотой во избежание образования тумана. Окисление проводят при 500°С в присутствии катализатора V₂O₅ с добавками K₂SO₄. Дисерная кислота H₂S₂O₇ существует при обычных условиях в виде бесцветных прозрачных кристаллов (T_пл=35°С). При растворении в воде она разрушается:

H₂S₂O₇ + H₂O = H₂SO₄

Поэтому химия её водных растворов по существу является химией серной кислоты. Её получают смешением 100% H₂SO₄ с расчетным количеством SO₃, отвечающим реакции:

H₂SO₄ + SO₃ = 2H₂S₂O₇

Динадсерная кислота H₂S₂O₈ получается как промежуточный продукт при электролизе H₂SO₄ и используется для получения H₂O₂:

H₂S₂O₈ + H₂O = H₂SO₅ + H₂SO₄

H₂SO₅ + H₂O = H₂O₂ + H₂SO₄

Тиосерная кислота H₂SO₃(S) в виде бесцветной маслянистой жидкости получена только при температурах ниже -83°С в среде этилового эфира при помощи реакции присоединения:

H₂S + SO₃ = H₂SO₃(S)

когда окислительно-восстановительные процессы сильно заторможены. Молекула её представляет искаженный тетраэдр. В водных растворах проявляет свойства сильной кислоты.

1.3 Соли

Сульфиты, гидросульфиты.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в воде, некоторые из них известны только в растворе, например Ca(HSO₃)₂. сульфиты же металлов, кроме сульфитов щелочных металлов и аммония, малорастворимы в воде.

Сульфиты и гидросульфиты принадлежат к соединениям, которые, как и SO₂, могут быть восстановителями, и окислителями. В одном растворе они восстанавливаются цинковой пылью до тетраоксодисульфатов (III), а при нагревании сухих солей с такими же восстановителями, как C, Mg, Al, Zn, они переходят в сульфиды:

Na₂SO₃ + 3C = Na₂S + 3CO

В водном растворе сульфиты и гидросульфиты легко окисляются до сульфатов:

NaHSO₃ + Cl₂ + H₂O = NaHSO₄ + 2HCl

Окислителем растворенных сульфитов при нагревании может быть и сера:

SO + S = SO₃(S)^2-

Нагревание сухих сульфитов и гидросульфитов вызывает реакции соответственно диспропорционирования и конденсации:

4K₂SO₃ = 3K₂SO₄ + K₂S; 2KHSO₃ = K₂S₂O₅ + H₂O

Сульфаты, гидросульфаты, дисульфаты.

Соли серной кислоты - сульфаты и гидросульфаты - образуют многие металлы. Малорастворимыми в воде является ограниченное число сульфатов: CaSO₄, SrSO_4, BaSO₄, PbSO₄. Сульфаты металлов разлагаются при прокаливании на оксид металла и SO₃, который затем диссоциирует на SO₂ и O₂. Чем более отрицательно значение ⁰ металла, тем устойчивее к нагреванию будет его сульфат. Например, CaSO₄ плавится при 1460⁰С без разложения. Сульфаты металлов с большим положительным значением ⁰ разлагаются при прокаливании подобно сульфату ртути:

HgSO₄=Hg+SO₂+O₂

Нагревание гидросульфатов щелочных металлов до 150-200⁰С приводит к образованию дисульфатов:

2KHSO₄=K₂S₂O₇+H₂O

Выше 300⁰С дисульфаты переходят в сульфаты:

K₂S₂O₇=K₂SO₂+SO₃

Дисульфаты - соли дисерной кислоты H₂S₂O₇, существующей в обычных условиях в виде бесцветных прозрачных кристаллов (т. пл. 35⁰С), дымящих на воздухе . При растворении в воде H₂S₂O₇ и её соли разрушаются:

H₂S₂O₇+H₂O=2H₂SO₄; K₂S₂O₇+H₂O=2KHSO₄

2. Биологическая роль и формы существования серы в окружающей среде

Биологическая роль серы исключительно велика. Она входит в состав серосодержащих аминокислот - цистеина, цистина, незаменимой аминокислоты метионина, биологически активных веществ (гистамина, биотина, липоевой кислоты и др.) В активные центры молекул ряда ферментов входят SH - группы, участвующие во многих ферментативных реакциях, в том числе в создании и стабилизации нативной трехмерной структуры белков, а в некоторых случаях - непосредственно как каталитические центры ферментов.

Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача энергии: переносит электроны, принимая на свободную - орбиталь один из неспаренных электронов кислорода. Этим объясняется высокая потребность организма в данном элементе.

Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп. Она является также частью различных коэнзимов, включая коэнзим А. Большая часть серы поступает в организм в составе аминокислот, а выводится в основном с мочой в виде SO2-4. К числу наиболее опасных соединений серы как загрязнителей природной среды относятся сероводород и диоксид серы. Сероводород выбрасывают в атмосферу предприятия нефтеперерабатывающей, коксохимической, азотно-туковой промышленности.

В больших концентрациях сероводород действует как сильный яд нервно-паралитического действия. При его концентрации 1000 мг/м3 и выше у человека появляются судороги, может остановиться дыхание или наступить паралич сердца. Сероводород блокирует дыхательные ферменты в результате его взаимодействия с железом. Раздражающе действует на слизистую органов дыхания и глаз. Сероводород крайне ядовит: уже при концентрации 0,1% влияет на центральную нервную систему, сердечно-сосудистую систему, вызывает поражение печени, желудочно-кишечного тракта, эндокринного аппарата. При хроническом воздействии малых концентраций - изменение световой чувствительности глаз и электрической активности мозга, может вызывать изменения в морфологическом составе крови, ухудшение состояние сердечнососудистой и нервной систем человека.

Оксид серы (IV) поступает в воздух в результате сжигания топлива и плавки руд, содержащих серу. Основные источники загрязнения атмосферы SO2: энергетические установки, предприятия цветной металлургии и сернокислое производство. Менее значительны выбросы предприятий черной металлургии и машиностроения, угольной, нефтеперерабатывающей промышленности, производства суперфосфата, транспорта.

Выбросы SO2 загрязняют воздух на значительное расстояние от источника (на тысячу и более километров). Оксид серы (IV) считается одной из основных действующих составных частей "токсичных туманов" и одним из активных компонентов формирования смога. Сернистый ангидрид может вызывать общее отравление организма, проявляющееся в изменении состава крови, поражении органов дыхания, повышении восприимчивости к инфекционным заболеваниям, нарушение обмена веществ, повышение артериального давления у детей, ларингит, конъюнктивит, ринит, бронхопневмония, аллергические реакции, острые заболевания верхних дыхательных путей и системы кровообращения. При кратковременном воздействии - раздражение слизистой оболочки глаз, слезотечение, затруднение дыхания, тошнота, рвота, головные боли. Повышение уровней общей заболеваемости смертности. Повышенная утомляемость, ослабление мышечной силы, снижение памяти. Замедление восприятия, ослабление функциональной способности сердца, изменение бактерицидности кожи. Оксид серы (IV) может нарушать углеводный и белковый обмен, способствует образованию метгемоглобина, снижению имуннозащитных свойств организма.

Взаимодействуя с атмосферной влагой, оксиды серы образуют кислотные осадки (Ph<<4,5), которые оказывают как прямое повреждающее действие на биоту, так и косвенное, закисляя почвы и водоемы.

Установлено что при закислении почвы снижаются доступность для растений питательных элементов (Ca, Mg, Mn) и плодородие почвы. Закисление уменьшает скорость разложения органических остатков, поскольку для жизнедеятельности большинства бактерий и грибов необходима нейтральная среда, снижается продуктивность азотфиксирующих бактерий (при Ph < 5,0 азотобактер погибает), что приводит к ограничению поступления связанного азота в растения и торможению их роста.

Изменение структуры почвы (снижение грануляции, слияние частиц, уплотнение почвы и резкое уменьшение воздухопроницаемости) негативно сказывается на функционировании корневой системы растений, что наносит коллосальный вред лесным массивам.

В кислой почве увеличивается подвижность ионов тяжелых металлов, которые накапливаются в растениях. Некоторые из них, например ионы железа и марганца блокируют поступление фосфора в растения. Сероуглерод, выделяемый предприятиями неорганического синтеза, также представляет реальную угрозу жизни населения. Сам по себе он представляет жидкость не имеющую цвета, с приятным запахом, но под действием света сероуглерод начинает разлагаться. Продукты разложения предают сероуглероду желтую окраску и неприятный запах. Его пары ядовиты: вдыхание воздуха с содержанием сероуглерода 0,3% и выше может привести к респираторным заболеваниям, а при хроническом воздействии малых доз паров сероуглерода постепенно развиваются различные расстройства центральной нервной системы.

Сера представляет собой один из так называемых циклических элементов, миграция которых происходит в системе "суша - океан - атмосфера - суша". Глобальный биогеохимический цикл серы представляет собой сложную и разветвленную сеть химических и биохимических процессов, в которых принимают участие соединения серы , находящиеся в различных агрегатных состояниях. В настоящее время круговорот серы нарушается из-за промышленного загрязнения воздуха оксидом серы (IV) и сероводородом, которые в больших концентрациях тормозят процессы анаэробного восстановления сульфатов и аэробного окисления сульфидов.

Размещено на Allbest.ru