Сера возможные свойства в таблице менделеева. Сера в продуктах питания

18.07.2020

Сера – химический элемент, располагается в периодической системе Менделеева под номером 16 и обозначается символом S (от лат. sulfur). Элементарная природы серы была установлена в 1777 году французским ученым и химиком Антуаном Лавуазье. Сера закипает при температуре в 444 градусов по Цельсию. При плавке переходит из твердого состояния в жидкое, меняя постепенно свой окрас, в зависимости от градации температуры плавления. К примеру, достигая отметки в 160 градусов Цельсия, этот химический элемент меняет свой окрас из желтого цвета в бурый, а нагреваясь до отметки в 190 градусов – цвет изменяется на темно-коричневый. Достигая температурного режима в 190 градусов, сера утрачивает вязкость структуры, понемногу становясь более жидкой. Окончательно жидкотекучим элемент становится при нагреве его до 300 градусов.

Помимо возможности переходить из твердого состояния в жидкое сера имеет ряд иных интересных особенностей. Так, она имеет отрицательную теплопроводимость и совершенно не проводит электрический ток. Абсолютно не растворяется в воде, однако отлично растворяется в жидкостях, не имеющими в своей структуре молекул воды (например, в аммиаке). Хорошо взаимодействует с растворителями и сероуглеродом, которые характеризуются органической природой. Также, к описанию сульфура можно добавить ее химическую изюминку. По своей природе, сера активна и может отлично вступать в химическую реакцию при нагреве с любым химическим элементом. Может взаимодействовать с такими веществами как:

– при комнатной температуре, вступает с ней в реакцию;
с металлами – создает сульфиды и является в то же время окислителем;
кислород – нагреваясь до температурной отметки в 280 градусов Цельсия, образовывает объединения оксидов;
фтор – в тандеме с этим веществом, сера показывает себя как восстановитель;
фосфор или углерод – в условиях отсутствия подачи воздуха, сера показывает себя как окислитель.

Исторические сведения

Химический элемент сера в своем самородном состоянии или в виде сернистых соединений, была известна человечеству еще много тысяч лет назад. Её уникальные свойства упоминаются не только на священных страницах Библии и Торы, но в поэмах Гомера и других источниках. Благодаря своим свойствам, серу использовали при всевозможных ритуальных и религиозных обрядах. Сера была одним из немаловажных компонентов «священных» курений, которые использовали как для изгнания духов, так и для их призыва. Ее использовали чтобы «одурманивать пришедших», используя серу в соединении со ртутью, древние шаманы полагали, что в горящем состоянии она способна отталкивать и изгонять демонов, духов и прочую нечистую силу.

Сера стала неотъемлемой частицей в создании и использовании «греческого огня», применяемого в создании зажигательных смесей для военных целей. В Китае, около 8 века, серу использовали как пиротехническое средство, ее точную формулу держали под запретом, ее распространение каралось смертной казнью.

Бытовало мнение, что сера (как начало горючести) и ртуть (как символ начала металличности) являются основными составляющими всех металлов. Такая гипотеза имела место в арабской алхимии.

Кроме того, Серой длительное время лечили кожные заболевания, считая такой метод наиболее эффективным в медицине.

Применение серы

Сфера применения серы достаточна многогранна и разнообразна. В первую очередь, сера используется в химической промышленности для создания серной кислоты; в сельском хозяйстве (для создания средств, помогающих в борьбе с вредителями и болезнями растений, в основном винограда и хлопчатника). Нашла свое применение сера также в производстве резины, она используется при изготовлении спичек, входит в состав красителей и люминесцентных составов. В медицине серу используют в грязевых ваннах; так называемая бальнеотерапия (от латинского «замачивать в воде») – помогает в лечении артрита и кожных заболеваний. Научно не доказано, но также серу применяют для лечения астмы, хотя многие ученые полагают, что именно пары серы способны провоцировать появление заболеваний дыхательных путей.

Сера в продуктах питания

Серой богаты такие продукты, как например:

крыжовник,
виноград,
хлебобулочные изделия,
чеснок,
спаржа,
капуста,
постная говядина,
куриные яйца,
молочные продукты,
злаковые культуры и т.д.

Недостаток серы в организме

Недостаток серы в человеческом организме (при суточной норме потребления в 4-6 мг) проявляется в виде таких заболеваний как:

выпадение волос или полное облысение,
болезни почек,
различные аллергии,
тусклость и ломкость волос,
боли в суставах,
запоры,
ломкость ногтей,
тахикардия.

Интересные и познавательные факты о сере

Сера является важнейшим элементом в организме человека, так как принимает участие в строении клеток, хрящевой ткани, нервных волокон. Также участвует в обменных процессах. Показывает себя как отличный стабилизатор работы и координации нервной системы. Сульфур уравновешивает уровень сахара в крови, что очень полезно для людей страдающих от диабета.

Сера уменьшает боли в суставах и хрящах, помогает выводить желчь. Также оказывает на организм противовоспалительный эффект, используется для регенерации тканей. Помогает укреплению мышечной ткани растущего организма.

Сама по себе сера не имеет запаха, однако при соединении с другими компонентами выделяет запах протухших яиц.

Как мы можем видеть, такая незаметная и обыденная на первый взгляд сера является незаменимым компонентом в полноценной жизни человека благодаря своему широкому спектру применения. Без серы, наша жизнь утратила свои блага, здоровье стало б не столь крепким.

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 (см. Сульфиды природные , Сульфаты природные , Сульфидные руды ). 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 °C, устойчива ниже 95,6°C; моноклинная b-S медово-жёлтого цвета, плотность 1,96 г/см 3 , t пл 119,3 °C, устойчива между 95,6 °C 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 °C буреет, а около 190 °C становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°C вязкость уменьшается, а при 300 °C С. вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °C кольца S 8 начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °C уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную С., нагретую до 250-300 °C, 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 °C (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°C остаются лишь S 2 , которые приблизительно при 1500°C заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров С. получается устойчивая ниже - 80°C 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 3s 2 3p 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. СO 2 на воздухе выше 300 °C образует окислы: SO 2 - сернистый ангидрид и SO 3 - серный ангидрид , из которых получают соответственно сернистую кислоту и серную кислоту , а также их соли сульфиты и сульфаты (см. также Тиокислоты и Тиосульфаты ). Уже на холоду S энергично соединяется с F 2 , при нагревании реагирует с Cl 2 (см. Серы фториды , Серы хлориды ); с бромом С. образует только S 2 Br 2 , иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 - 200 °C) 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 °C 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. см. Серные руды . 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 SO 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.

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:

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.

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

При нагревании С. взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800-900 °C пары С. реагируют с углеродом, образуясероуглерод CS 2 . Соединения С. с азотом (N 4 S 4 и N 2 S 5) могут быть получены только косвенным путём.

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.

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O.

Возможно это вас заинтересует:

Загрузка... Барий (лат. Baryum), Ba, химический элемент II группы периодической системы Менделеева, атомный номер 56, атомная масса 137,34; серебристо-белый металл. Состоит из смеси 7 стабильных...

Загрузка... Торий (лат. Thorium), Th, радиоактивный химический элемент, первый член семейства актиноидов, входящих в III группу периодической системы Менделеева; атомный номер 90, атомная масса 232,038;...

Загрузка... Фосфор (лат. Phosphorus), Р, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 15, атомная масса 30,97376, неметалл....

Загрузка... Фтор (лат. Fluorum), F, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403; при нормальных условиях (0...

Загрузка... Теллур (лат. Tellurium), Te, химический элемент VI группы главной подгруппы периодической системы Менделеева; атомный номер 52, атомная масса 127,60, относится к редким рассеянным элементам....

Сера - S, химический элемент с атомным номером 16, атомная масса 32,066. Химический символ серы S произносится «эс».

Природная сера состоит из четырех стабильных нуклидов: 32S (содержание 95,084% по массе), 33S (0,74 %), 34S (4,16%) и 36S (0,016 %).

Радиус атома серы 0,104 нм. Радиусы ионов: иона S2- 0,170 нм (координационное число 6), иона S4+ 0,051 нм (координационное число 6) и иона S6+ 0,026 нм (координационное число 4). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома серы от S0 до S6+ равны, соответственно, 10,36, 23,35, 34,8, 47,3, 72,5 и 88,0 эВ.

Сера расположена в VIA группе периодической системы Д. И. Менделеева, в 3-м периоде, и принадлежит к числу халькогенов. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s23p4. Наиболее характерны степени окисления в соединениях -2, +4, +6 (валентности соответственно II, IV и VI). Значение электроотрицательности серы по Полингу 2,6.

Сера относится к числу неметаллов.

Физические свойства серы

Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера -- хрупкое вещество жёлтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав 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). Формулу серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. В воде сера нерастворима, некоторые её модификации растворяются в органических растворителях, например сероуглероде, скипидаре. Плавление серы сопровождается заметным увеличением объёма (примерно 15 %). Расплавленная сера представляет собой жёлтую легкоподвижную жидкость, которая выше 160 °C превращается в очень вязкую тёмно-коричневую массу. Наибольшую вязкость расплав серы приобретает при температуре 190 °С; дальнейшее повышение температуры сопровождается уменьшением вязкости и выше 300 °C расплавленная сера снова становится подвижной. Это связано с тем, что при нагревании серы она постепенно полимеризуется, увеличивая длину цепочки с повышением температуры. При нагревании серы свыше 190 °С полимерные звенья начинают рушиться. Сера может служить простейшим примером электрета. При трении сера приобретает сильный отрицательный заряд.

Сера занимает почетное 16 место в таблице Менделеева , обозначается "S" - sulfur , что в переводе с латинского означает "жир, горючее вещество". Известно данное вещество еще с древнейших времен.

Представляем интересные факты о сере.

Оно имеет жуткий запах и обладает удушающим действием на человека. Жрецы использовали ее для проведения разных обрядов и священных курений, а военные добавляли в состав различных горючих смесей.

Функции в организме

Ни один процесс в организме не может обойтись без серы. Она является одним из главных составляющих всех существующих белков. Функции, которые возлагаются на работу серы в человеческом организме огромны. Начиная от стабильной работы нервных клеток, уравновешивания сахара в крови и общего повышения иммунитета, заканчивая ранозаживляющими и противовоспалительными действиями.

Заболевания. Сера применяется обязательно при болезнях:

чесотка
аллергия
артрит и остео артроз
экзема

"Чудо"-сера входит в состав лекарств и используется в чистом виде для лечения.

Питание

Кому-то покажется странным, а кто-то об этом давным давно знает, однако сера содержится в массе продуктов, которые мы используем ежедневно, даже на подозревая об этом. К этому числу относятся: все бобовые, злаки и крупы, а также хлебобулочные изделия (!); лук, чеснок и капуста; яблоки, виноград и крыжовник; молочные продукты; рыба.

Неудивительно, что до сегодняшнего дня зафиксированных случаев с дефицитом серы, ничтожно мало. Ведь что-то из перечисленного мы в любом случае употребляем в рацион питания.

Вот еще интересные факты о сере. Чего-то мы точно не знаем.

например, когда мы режем лук и "плачем" - должны сказать "спасибо" именно сере, которая впитывается в почву, где он растет.
в провинции Индонезии существует вулкан, полностью заполненный серой, который носит название Кава Иджен. Она оседает на трубах, после чего рабочие сбивают ее арматурой и несут на взвешивание. Там таким образом они зарабатывают себе на жизнь.

гигиенические "продукты" на основе серы созданы специально для чистки проблемной кожи от угрей и сыпи.
ушная сера , которую нас приучили удалять еще с детства ватными тампонами, "отравляет" нашу жизнь с благородными намерениями. В ней содержатся особые ферменты лизозимы; именно они "не пускают" в наш организм все инородно - бактериальное.

Как видим, сера присутствует в человеческой жизни и его организме непосредственно постоянно. Дефицит, как и избыток, всегда плохо. Следите за своим образом жизни и тогда, такой макроэлемент, как "сульфур ", т е сера будет идти вам на пользу, как внешне, так и внутренне.

Ну конечно и наш стандартный способ получения огня основан на той же сере.