Какими свойствами обладают сера и какими железо
Сера,
её физические и химические свойства. Биологическое значение серы, её применение
(демеркуризация).СЕРА S
Cера в природе
Самородная сера
Сульфиды
PbS – свинцовый блеск
Cu2S – медный блеск
ZnS – цинковая обманка
FeS2 – пирит, серный колчедан, кошачье золото
H2S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе)
Белки
Сульфаты
CaSO4 * 2H2O – гипс
MgSO4 * 7H2O – горькая соль (английская)
Na2SO4 *10H2O – глауберова соль (мирабилит)
Физические свойства
Твердое кристаллическое вещество желтого цвета, нерастворима в воде, водой не смачивается (плавает на поверхности), t°кип = 445°С.
Одно из особенных физических свойств серы – флотация, способность мелкого порошка серы всплывать, тогда, как ее крупные кристаллы тонут в воде. Дело в том, что сера не смачивается водой, и ее частички держатся на поверхности воды за счет прилипших к ним мелких пузырьков воздуха. Это свойство используют при отделении самородной серы от примесей. Руду размалывают, заливают водой, а снизу продувают воздухом, сера всплывает, а примеси остаются на дне.
Аллотропия
Для серы характерны несколько аллотропных модификаций, но наиболее известные видоизменения: ромбическая (кристаллическая), моноклинная (игольчатая) и пластическая.
Ромбическая (a – сера) – S8
t°пл. = 113°C; ρ = 2,07 г/см3. Наиболее устойчивая модификация.
Моноклинная (b – сера) – S8
темно-желтые иглы, t°пл. = 119°C; ρ = 1,96 г/см3. Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую.
Пластическая Sn
коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую.
ПОЛУЧЕНИЕ ПЛАСТИЧЕСКОЙ СЕРЫ
Взаимопревращение аллотропных модификаций серы
Строение атома серы
Размещение электронов по уровням и подуровням
Основное состояние
1s22s22p63s23p4
Размещение электронов по
орбиталям (последний слой)Степень
окисленияВалентность
-2
В основном состоянии
II
+4
Первое возбуждённое состояние
IV
+6
Второе возбуждённое состояние
VI
Получение серы
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
Химические свойства серы
Сера – окислитель S0 + 2ē→ S-2 | Сера – восстановитель: S – 4ē → S+4; S – 6ē →S+6 |
1. Взаимодействие серы со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром без нагревания: 2Na + S → Na2S ОПЫТ S + Hg = HgS Ртуть обладает высокой летучестью. Её пары ядовиты. Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания ртути, например из разбитого медицинского термометра. Места, из которых нельзя извлечь капельки ртути, засыпают порошком серы. Сера и ртуть вступают в реакцию при соприкосновении. В результате образуется химически инертное и безвредное вещество. Этот процесс называется демеркуризацией 2. Взаимодействие серы c остальными металлами (кроме Au,Pt) при повышенной t°: 2Al + 3S t→ Al2S3 Zn + S t°→ ZnS ОПЫТ Cu + S t→ CuS ОПЫТ 3.Взаимодействие серы с некоторыми неметаллами с образованием бинарных соединений: H2 + S → H2S 2P + 3S→ P2S3 C + 2S → CS2 | 1. Взаимодействие серы c кислородом: S + O2 t°→ S+4O2 2S + 3O2 t°;pt→ 2S+6O3 2. Взаимодействие серы c галогенами (кроме йода): S + Cl2 → S+2Cl2 **Взаимодействие серы с кислотами – окислителями: S + 2H2SO4(конц) → 3S+4O2 + 2H2O S + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O **Реакции диспропорционирования: 4. 3S0 + 6KOH→ K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O |
Тренажёр №1 – Характеристика серы по её положению в периодической системе Д. И. Менделеева
Тренажёр №2 – Химические свойства серы
Тренажёр №3 – Взаимодействие серы с металлами
Применение
Вулканизация каучука, получение эбонита, производство спичек, пороха, в борьбе с вредителями сельского хозяйства, для медицинских целей (серные мази для лечения кожных заболеваний), для получения серной кислоты и т.д.
Применение серы и её соединений
Домашнее задание параграф 21; упражнения 1, 3, 4 стр. 99-100.
Дополнительные зхадания
Закончите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель.
- S + O2
- S + Na
- S + H2
№2. Осуществите превращения по схеме:
Это интересно…
- Содержание серы в организме человека массой 70 кг – 140 г.
- В сутки человеку необходимо 1 г серы.
- Серой богаты горох, фасоль, овсяные хлопья, пшеница, мясо, рыба, плоды и сок манго.
- Сера входит в состав гормонов, витаминов, белков, она есть в хрящевой ткани, в волосах, ногтях. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость ногтей и костей, выпадение волос.
Следите за своим здоровьем!
Знаете ли вы..
- Соединения серы могут служить лекарственными препаратами;
- Сера – основа мази для лечения грибковых заболеваний кожи, для борьбы с чесоткой. Тиосульфат натрия Na2S2O3 используется для борьбы с нею.
- Многие соли серной кислоты содержат кристаллизационную воду: ZnSO4×7H2O и CuSO4×5H2O. Их применяют как антисептические средства для опрыскивания растений и протравливания зерна в борьбе с вредителями сельского хозяйства.
- Железный купорос FeSO4×7H2O используют при анемии.
- BaSO4 применяют при рентгенографическом исследовании желудка и кишечника.
- Алюмокалиевые квасцы KAI(SO4)2×12H2O – кровоостанавливающее средство при порезах.
- Минерал Na2SO4×10H2O носит название «глауберова соль» в честь открывшего его в VIII веке немецкого химика Глаубера И.Р.Глаубер во время своего путешествия внезапно заболел. Он ничего не мог есть, желудок отказывался принимать пищу. Один из местных жителей направил его к источнику. Как только он выпил горькую соленую воду, сразу стал есть. Глаубер исследовал эту воду, из нее выкристаллизовалась соль Na2SO4×10H2O. Сейчас ее применяют как слабительное в медицине, при окраске хлопчато- бумажных тканей. Соль также находит применение в производстве стекла.
- Тысячелистник обладает повышенной способностью извлекать из почвы серу и стимулировать поглощение этого элемента с соседними растениями.
- Чеснок выделяет вещество – альбуцид, едкое соединение серы. Это вещество предотвращает раковые заболевания, замедляет старение, предупреждает сердечные заболевания.
Источник
Железо – химический элемент четвертого периода и побочной подгруппы VIII группы периодической системы. Атом железа содержит восемь валентных электронов, однако в соединениях железо обычно проявляет степени окисления (+2) и (+3), редко – (+6). Имеются сообщения о получении соединений восьмивалентного железа.
Степень окисления +3 для железа является наиболее устойчивой. Соединения железа(III) могут быть восстановлены только под действием сильных восстановителей, таких как водород в момент выделения, сероводород. Эти реакции проводят в кислой среде:
$Fe_2(SO_4)_3 + H_2S = 2FeSO_4 + S + H_2SO_4$
Железо широко распространено в природе – это самый распространенный металл, после алюминия. Существует гипотеза о том, что внутреннее ядро Земли – целиком состоит из железа с примесью никеля и серы, а возможно и других элементов.
В природе железо встречается в виде руд – оксидов Fe$_2$O$_3$ (гематит, красный железняк) и Fe$_3$O$_4$ (магнетит, магнитный железняк), гидратированного оксида Fe$_2$O$_3 cdot$H$_2$O (лимонит, бурый железняк), карбоната FeCO$_3$ (сидерит), дисульфида FeS2 (пирит), редко встречается в виде самородков, попадающих на землю с метеоритами. Такое метеоритное железо было известно людям издревле. Освоение получения железа из железной руды послужило началом железного века.
Получение железа
В настоящее время железную руду восстанавливают коксом в доменных печах, при этом расплавленное железо частично реагирует с углеродом, образуя карбид железа Fe3C (цементит), а частично растворяет его. При затвердевании расплава образуется чугун. Чугун, используемый для получения стали, называют передельным.
Запомнить! Сталь, в отличие от чугуна, содержит меньшее количество углерода.
При получении стали, лишний углерод, содержащийся в чугуне, необходимо выжечь. Этого добиваются, пропуская над расплавленным чугуном воздух, обогащенный кислородом. Существует и прямой метод получения железа, основанный на восстановлении окатышей магнитного железняка природным газом:
Fe$_3$O$_4$ + CH$_4$ = 3Fe + CO$_2$ + 2H$_2$O
Физические свойства
Железо – серебристо-белый, ковкий и пластичный тугоплавкий (т. пл. 1535°C, т. кип. 2870°C) металл, при температурах ниже 769°C притягивается магнитом, то есть обладает ферромагнетизмом. Ферромагнитные свойства вызваны наличием в структуре металла отдельных зон – доменов, магнитные моменты которых под действием внешнего магнитного поля ориентируются в одну и ту же сторону. Железо существует в форме нескольких полиморфных (аллотропных) модификаций. При температурах ниже $910^0C$ устойчиво железо с объемно-центрированной кристаллической решеткой ($alpha$-Fe, немагнитное α-железо существующее при $769 – 910^0C$ называют β-Fe), в интервале температур $910 – 1400^0C$ – более плотная модификация с кубической гранецентрированной ($gamma$-Fe), а выше этой температуры и вплоть до температуры плавления вновь становится устойчивой структура с объемно-центрированной ячейкой (δ-Fe).
Химические свойства железа
Запомнить!
Степень окисления +2 железо проявляет при взаимодействии со слабыми окислителями: серой, йодом, соляной кислотой, растворами солей.
Степень окисления +3 железо проявляет при взаимодействии с сильными окислителями: хлором, бромом.
Смешанную степень окисления железо проявляет при взаимодействии с кислородом, водяным паром.
1) с кислотами. На влажном воздухе окисляется, покрываясь коричневой коркой гидратированного оксида Fe$_2$O$_3 cdot $H$_2$O, ржавчины. Железо легко растворяется в разбавленных кислотах:
Fe + 2HCl = FeCl$_2$ + H$_2$
но пассивируется в холодных концентрированных растворах кислот-окислителях – серной и азотной.
2) с солями.Будучи металлом средней химической активности, железо вытесняет другие, менее активные металлы из растворов их солей:
Fe + CuSO$_4$ = FeSO$_4$ + Cu
При этом, как и при растворении в кислотах, образуются соли двухвалентного железа.
3) с парами воды.При температуре белого каления железо реагирует с водой. Пропуская перегретый водяной пар через раскаленный на жаровне чугунный пушечный ствол, Лавуазье получил водород:
3Fe + 4H$_2$O = Fe$_3$O$_4$ + 4H$_2$.
4) с кислородом.В кислороде железо сгорает с образованием черyого порошка железной окалины – оксида железа(II, III) Fe$_3$O$_4$,имеющей тот же состав, что и природный минерал магнитный железняк^
3Fe + 2O$_2$ = Fe$_3$O$_4$
Искры, вырывающиеся при заточке стальных ножей или при резке стальных листов ацетилено-кислородным пламенем , также представляют собой раскаленные куски железной окалины.
5) с неметаллами. Степень окисления железа в образующихся соединениях зависит от силы окислителя – неметалла. Так, при взаимодействии с хлором образуется хлорид FeCl$_3$:
2Fe + 3Cl$_2$ = 2FeCl$_3$,
с серой – сульфид FeS:
Fe + S = FeS.
Соединения железа(II)
Запомнить! Оксид и гидроксид железа(II) обладают основными свойствами.
Соединения железа(II) являются сильными восстановителями и на воздухе легко окисляются до соединений трехвалентного железа:
4FeSO$_4$ + O$_2$ + 2H$_2$O = 4Fe(OH)SO$_4$.
Белый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)2, образующийся при действии на соли железа(II) растворов щелочей, на воздухе мгновенно зеленеет, образуя «зеленую ржавчину» – смешанный гидроксид железа(II) и железа(III), который лишь через некоторое время приобретает характерный для Fe$_2$O$_3 cdot$H$_2$O ржавый цвет.
Соединения железа(III)
Гидроксид железа(III) выпадает в виде коричневого осадка при действии растворов щелочей, сульфидов, карбонатов на соли железа(III):
2FeCl$_3$ + 3Na$_2$CO$_3$ + 6H$_2$O = 2Fe(OH)$_3^-$ +3CO$_2$+ 6NaCl
Запомнить! Оксид и гидроксид железа(III) являются слабо амфотерными, с преобладанием основных свойств.
Так, при растворении гидроксида железа(III) в кислотах образуются соли железа(III), а при сплавлении оксида с оксидами активных металлов – ферриты (ферраты(+3)):
2Fe(OH)$_3$ + 2H$_2$SO$_4$ = Fe$_2$(SO$_4$)$_3$ + 3H$_2$O,
Fe$_2$O$_3$ + CaO = CaFe$_2$O$_4$.
В концентрированных щелочах Fe(OH)$_3$ медленно растворяется, образуя гидроксоферраты, например, Na$_3$[Fe(OH)$_6$]:
$Fe(OH)_3 + 3NaOH_{textrm{водн.}} =Na_3[Fe(OH)_6]$
При действии недостатка кислот они разлагаются в образованием осадка гидроксида железа(III):
$Na_3[Fe(OH)_6] + 3HCl_{textrm{нед.}} =3NaCl + Fe(OH)_3downarrow +3H_2O$
$Na_3[Fe(OH)_6] + 6HCl_{textrm{изб.}} =3NaCl + FeCl_3 +6H_2O$
При пропускании углекислого газа они разлагаются на гидроксид железа(III) и карбонат натрия:
$2Na_3[Fe(OH)_6] + 3CO_2uparrow=3Na_2CO_3 + 2Fe(OH)_3downarrow +3H_2O$
Запомнить! Соли железа(III) и некоторых слабых кислот, например, сернистой и угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного необратимого гидролиза
$2FeCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O = 2Fe(OH)_3 +3CO_2uparrow + 6NaCl$
О протекании реакции судят по выделению газа и образованию коричневого осадка гидроксида железа(III).
Окисление Fe(OH)3 бромом в щелочной среде приводит к образованию вишневых растворов ферратов (+6):
2Fe(OH)$_3$ + 3Br$_2$ + 10KOH = 2K$_2$FeO$_4$ + 6KBr + 8H$_2$O.
Запомнить! Ферраты содержат железо в степени окисления (+6), и являются сильными окислителями.
Применение железа
В виде чугуна и стали железо находит широкое применение в народном хозяйстве. Хлорид железа(III) используется при травлении медных плат, а сульфат железа(III) – в качестве хлопьеобразователя (коагулянта) при очистке воды. Ферриты двухвалентных металлов (магния, цинка, кобальта, никеля) со структурой шпинели применяют в радиоэлектронике, вычислительной технике.
Соли железа(III) образуют желто-коричневые растворы, цвет которых объясняется гидролизом, приводящим к образованию коллоидного раствора гидроксида железа(III). Многие из них, например, хлорид FeCl3×6H2O («хлорное железо») сильно гигроскопичны, и при хранении в неплотно закрытых склянках, отсыревают.
Качественные реакции на катионы железа
На ионы железа существуют удобные качественные реакции. Если к раствору соли железа(III) прибавить разбавленный раствор роданида калия KCNS, то образуется интенсивно-красное окрашивание, вызванное образованием роданида железа(III):
$FeCl_3 + 3KSCN= Fe(SCN)_3 + 3KCl$
Другим реагентом на ионы железа(III) служит комплексное соединение гексацианоферрат(II) калия $K_4[Fe(CN)_6]$, часто называемый также “желтая кровяная соль”. Такое странное на первый взгляд название связано с тем, что раньше эту соль получали нагреванием крови с поташом и железными опилками. С солями железа(III) она дает синий коллоидный раствор «берлинской лазури» или “турнбуллева синь”:
$K_4[Fe(CN)_6] + FeCl_3 = KFe[Fe(CN)_6] downarrow + 3KCl$
.
Аналогичное синие окрашивание осадка того же состава можно получить при взаимодействии ионов железа(II) с раствором “красной кровяной соли” – гексацианоферрат(III) калия $K_3[Fe(CN)_6]$:
$K_3[Fe(CN)_6] + FeCl_2 = KFe[Fe(CN)_6] downarrow + 2KCl$
.
Таким образом, красная кровяная соль служит реактивом на соли двухвалентного железа. При более высоких концентрациях растворов выделяется нерастворимая в воде форма «берлинской лазури» состава $Fe_4[Fe(CN)_6]_3$. Именно это вещество долгое время использовали при крашении тканей. При работе с кровяными солями следует помнить об их токсичности.
Источник
Голосование за лучший ответ
Магистр
Мастер
(2034)
11 лет назад
Физические свойства
Природный сросток кристаллов самородной серы
Сера существенно отличается от кислорода способностью образовывать устойчивые цепочки и циклы из атомов серы. Наиболее стабильны циклические молекулы S8, имеющие форму короны, образующие ромбическую и моноклинную серу. Это кристаллическая сера — хрупкое вещество желтого цвета. Кроме того, возможны молекулы с замкнутыми (S4, S6) цепями и открытыми цепями. Такой состав имеет пластическая сера, вещество коричневого цвета. Формулу пластической серы чаще всего записывают просто S, так как она, хотя и имеет молекулярную структуру, является смесью простых веществ с разными молекулами. Химические свойства
Горение серы
При комнатной температуре сера реагирует со фтором и хлором, проявляя восстановительные свойства:
S + 3F2 = SF6
S + Cl2 = SCl2
С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании, окисляясь:
S + 6HNO3(конц. ) = H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O
S + 2H2SO4(конц. ) = 3SO2 ↑ + 2H2O
На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом:
S + O2 = SO2
С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.[2]
При взаимодействии с металлами образует сульфиды. 2Na + S = Na2S При нагревании сера реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, водородом:
C + 2S = CS2 (сероуглерод)
Сера при нагревании растворяется в щелочах — реакция диспропорционирования
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Физические свойства
Железо — типичный металл, в свободном состоянии — серебристо-белого цвета с сероватым оттенком. Чистый металл пластичен, различные примеси (в частности — углерод) повышают его твёрдость и хрупкость. Обладает ярко выраженными магнитными свойствами. Часто выделяют так называемую «триаду железа» — группу трёх металлов (железо Fe, кобальт Co, никель Ni), обладающих схожими физическими свойствами, атомными радиусами и значениями электроотрицательности.
Для железа характерен полиморфизм, он имеет четыре кристаллические модификации:
до 769 °C существует α-Fe (феррит) с объёмноцентрированной кубической решёткой
в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами кристаллической решётки и магнитными свойствами
в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой
выше 1394 °C устойчив δ-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — около 3200 °C.
Химические свойства
Основные степени окисления железа — +2 и +3.
При хранении на воздухе при температуре до 200 °C железо постепенно покрывается плотной пленкой оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую формулу можно записать как Fe2О3·хН2О.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe3О4, при сгорании в чистом кислороде — оксид Fe2О3. Если кислород или воздух пропускать через расплавленное железо, то образуется оксид FeO. При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно записать как FeS.
Источник
Сера (Sulfur, S) – химический элемент и макроэлемент для организма, участвующий в синтезе коллагена, кератина, а также входящий в состав меланина. Таким образом, сера непосредственно поддерживает формирование и здоровье соединительной ткани, хрящей, сухожилий, волос, ногтей, кожного покрова.
В связи с этим, главными признаками дефицита серы является частые переломы и другие травмы опорно-двигательного аппарата, ухудшение внешнего вида и здоровья волос, ногтей, развитие различных дерматитов и дерматозов.
Наиболее известным применением серы в быту является – спички, благодаря которой они, собственно, и зажигаются.
Самородная сера в природе имеет вид кристаллоподобных прозрачных или полупрозрачных образований желтого цвета с маслянистым блеском. При нагревании измельченный порошок от желтого цвета меняется до оранжевого и темно-красного, постепенно преобразовываясь в жидкое состояние.
Количество серы в коре Земли (кларк) по одним из последних данных за 1964 г1 составляет 260 мг/кг, причем еще 25 годами ранее, правда другой автор — Ферсман А. Е. писал, что в 1939 г кларк серы составлял 1000 мг на 1 кг. Собственно, учитывая 2ю мировую и развитие индустриализации, в которых серы выступала значимым элементом во многих сферах жизнедеятельности человека уменьшение объемов этого ископаемого вполне логична.
В связи с особенностью образования серы – вулканические извержения, разложение гипсовых пород, выветривание сульфидов и прочие физико-химические действия, основные природные источники вещества находятся в местах вулканической активности, добычи природного газа, скопления сероводорода.
Наиболее часто встречающиеся соединения серы – пирит (FeS2), халькопирит (CuFeS2), киноварь (HgS), сфалерит (ZnS), галенит (PbS), ковеллин (CuS) и прочие. Ее частицы также находятся в составе нефти, природном газе, угле, сланце, природных минеральных водах. Кстати, именно сульфур придает многим «минералкам» жесткость.
Свое наименование «Sulfur» (сульфур) сера получила от латинского слова «sulpur», которое предположительно связывают с индоевропейским корнем «*swelp», в переоде означающего «гореть». По теории же русско-немецкого лингвиста Макса Фасмера старословянское «сѣра» произошло от латинского «сera», означающего в переводе «воск». Как бы то ни было, по физикохимическим свойствам этого вещества и «swelp» и «сera» неплохо его характеризуют.
История – краткая справка
Первые упоминания в использовании серы датированы задолго до Рождения Иисуса Христа. Так, еще древнегреческий поэт Гомер, живший в 9-8 ст. до н.э. описывал применение серы в военном деле – в качестве зажигательных смесей. Для изготовления пороха и других пиротехнических горючих смесей сульфур использовали и китайцы, причем уже в 8 веке по Рождеству.
Сульфур также применялся древними жрецами для различных религиозных ритуалов.
Во втором тысячелетии S нашел широкое применение в алхимии, его также считали одной из обязательных основ любого металла.
Естественную природу серы и ее свойства с помощью различных опытов и сжиганию уже установил французский химик-естествоиспытатель Антуан Лоран Лавуазье (1743—1794 гг.)
Общие данные
Расположение в периодической таблице Д.И. Менделеева: в старой версии — III период, III ряд, VI группа, в новой версии таблицы – 16 группа, 3 период.
- Атомный номер – 16
- Атомная масса – 32,059 а. е. м.
- Электронная конфигурация – [Ne] 3s2 3p4
- Температура плавления (°С) – 112,85 (386 K)
- Температура кипения (°С) – 444,67 (717,824 К).
- CAS: 7704-34-9.
Физико-химические свойства. Чистая сера – желтые прозрачные и полупрозрачные кристаллы, которые без особого труда легко измельчить в состояние порошка. При наличии примесей может иметь оранжевый, желто-коричневый, бурый и даже черный цвета. Обычно в ней присутствуют добавки глины, сульфатов, карбонатов, битумов и прочих веществ. Блеск маслянистый, жирный.
В природе представлена 2мя формами – α-сера и β-сера. Альфа характеризуется ромбическим видом кристаллов и стойкую структуру при температуре до 96 °С. При воздействии более высоких температур альфа-сера перерождается в бета-серу, которая уже имеет моноклинные кристаллы и становится устойчивой к более высоким температурам. Плотность минерала — 2,05 -2,08 г/см3.
В воде сульфур за счет гидрофобных свойств не тонет, хотя этот минерал и тяжелее H2O. Однако при добавлении немного спирта или ацетона опускается на дно. Кстати, из-за того, что сульфур находится в составе многих солей и кислот, они также плохо растворяются водой. Сера хорошо растворима в керосине, скипидаре, сероуглероде и канадском бальзаме.
При нагревании S постепенно плавится, преобразовываясь в желтую подвижную жидкость, и при дальнейшем увеличении температуры нагревания до 160 °С желтый цвет сменяется оранжевым, после темно-красным, далее, при 190 °С немного загустевает и через время, при 300 °С снова становится подвижным.
Биологическая роль и функции серы в организме
Для чего нужна сера организму? S играет важную роль в формировании, развитии и поддержании жизнедеятельности многих органов и систем живых организмов, а также представителей растительного мира.
Особенно важна сера для синтеза коллагена – фибриллярного белка, являющегося одной из основ соединительной ткани организма, и соответственно, сухожилий, хрящей, костей, дермы, кровеносных сосудов, мягких тканей, глаз и даже нервных волокон, а также прочих составляющих тело человека и животных. Таким образом обеспечивается эластичность и прочность этих компонентов. Количество коллагена в организме составляет от 25 до 45% всех белков.
Участвует в синтезе кератина – еще одно семейство фибриллярных белков, которые за счет достаточно высокой механической прочности входя в состав эпителиальных клеток, кожного покрова, ногтей, волос, а у животных клювы, рога, копыта, перья, панцири, паутина и т.д. передают им свою крепость. Кератин в симбиозе с коллагеном и эластином придают коже упругость.
Участвует в синтезе меланина – группа высокомолекулярных пигментов, придающих цвет коже, глаз, волос. Помимо функции окраса, меланины обладают свойство поглощать ультрафиолетовые лучи, тем самым защищая организм от солнечного лучевого облучения. Замечен и антиоксидантный эффект меланинов.
Количество серы в организме взрослого среднестатистического человека колеблется в пределах 1,6-2,5 г на 1 кг массы тела (0,16-0,25%). Основная масса макроэлемента присутствует в крови, кожном покрове, суставах, волосах и ногтях.
Сера выполняет и множество других полезных функций, среди которых:
- Участие в синтезе инсулина – гормона, вырабатываемого поджелудочной железой и участвующих во многих обменных процессах, прежде всего, утилизации глюкозы, синтезе белков и жиров;
- Участие в синтезе гемоглобина, который помимо окрашивания крови в красный цвет обладает транспортной функцией в газообмене и переносе кровью питательных веществ ко всем органам и системам;
- Входит в состав различных аминокислот – метионина, цистеина;
- Входит в состав некоторых витаминов – витамина В1 (тиамина), витамина В7 (биотина), липоевой кислоты (синоним витамина N);
- Обладает мощным антиоксидантным действием – тормозит преждевременное окисление полезных веществ в организме, тем самым предотвращает их разложение до того, как произойдет превращение и оказание полезного действия этих веществ на организм;
- Участвует в функционировании и поддержании нормальной работы головного мозга и других элементов нервной системы;
- Обладает антигистаминным, т.е. противоаллергическим действием;
- Очень важен для формирования и роста костей, суставов, ногтей, волос, собственно, как мы уже и говорили;
- Очищает лимфатическую и кровеносную системы от токсинов и других вредных веществ;
- Подавляет выработку в организме медиаторов воспаления, за счет чего помогает ему лучше справляться с воспалительными заболеваниями различных органов;
- Участвует в репродуктивной функции;
- Тормозит старение организма.
Применение серы в других сферах человеческой жизни
- В медицинской практике – для лечения заболеваний кожи и опорно-двигательного аппарата, в качестве слабительного;
- В промышленности – для изготовления серной кислоты, вулканизации каучука, изготовления серных ламп;
- В быту – применяется для изготовления спичек, бумаги, а также обеззараживания помещений (фунгицид) и растений от вредителей;
- В строительстве – для изготовления серобетона;
- Военное дело – для изготовления взрывчатых веществ;
- Для изготовления минеральных удобрений.
Сера в чистом виде – пожароопасное вещество, которое приводило не одно десятилетие к большим пожарам по всему миру, особенно на производственных предприятиях и складах по ее хранению.
Сера — суточная потребность
Суточная потребность в S до конца не изучена, поэтому диетологи рекомендуют усредненную дозировку, безопасную для различных группы населения. Такой дозой является от 500 до 1300 мг, что зависит главным образом от веса человека – 500 мг при 15-30 кг массы тела и 1300—1500 мг при 120 кг.
В методических рекомендациях Федеральной службы по надзору в сфере защиты прав потребителей и благополучия человека №2.3.1.1915-04 от 02.07.2004 г суточная норма серы также не указана.
Суточная доза серы повышается при высоких физических нагрузках на организм – при занятии спортом, поднятии тяжестей и других высоко энергозатратных действиях.
Терапевтическими дозами серы являются от 3,5 до 3 мг в сутки. Замечена эффективность дополнительного приема макроэлемента при артритах, артрозах, амилоидозе, сенной лихорадке.
Нехватка серы — симптомы
Дефицит S может вызывать следующие нарушения в работе организма:
- Побледнение кожи, появление на кожном покрове пигментных пятен (развитие витилиго) и склонность к заболеваниям кожи – дерматитам, дерматозам, экземе и псориазу;
- Потускнение, сечение и выпадение волос;
- Склонность к расслоению и ломкости ногтей;
- Расстройство со стулом в виде периодических запоров;
- Со стороны сердечно-сосудистой системы могут наблюдаться тахикардия и повышенное артериальное давление;
- Склонность к аллергическим реакциям;
- Дискомфортные ощущения, хруст и боль в суставах (артралгия) и мышцах (миалгия), особенно при физическим нагрузках;
- Предрасположенность к травмам опорно-двигательного аппарата и развитие патологий в позвоночнике в виде патологических лордоза и кифоза, а также остеохондроза, сколиоза;
- Повышение уровня сахара в крови (гипергликемия) и появление риска на сахарный диабет;
- Снижение функции печени, вплоть до развития жировой дистрофии;
- Нарушения со стороны функционирования нервной системы – повышенная раздражительность, ухудшение умственной деятельности, предрасположенность к стрессам и неврозам, апатии, развитие вегето-сосудистой дистонии.
- Осложнением при длительном дефиците серы может свидетельствовать атрофия печени, ломкость кровеносных сосудов, множественные внутренние кровотечения, нарушения обмена белков и углеводов.
Причины нехватки S
- Недостаточное питание, жесткие диеты, голодовки, употребление некачественных продуктов питания, особенно на фоне тяжелого физического труда;
- Прием повышенных доз селена (Se), молибдена (Mo) и бария (Ba).
Применение серы в медицине
Применение S целесообразно в следующих случаях:
- При запорах — в качестве слабительного средства;
- Для лечения заболеваний кожи – экземы, дерматитов, чесотки;
- Для борьбы с некоторыми видами паразитов, например — гельминтов;
- Лечение подагры – в составе гарлемского бальзама;
- Профилактика заболеваний опорно-двигательного аппарата.
Избыток серы
Передозировка серой в случае употребления продуктов питания маловероятна и медицинскими специалистами практически нигде не описана. Иногда встречаются факты избыточного скопления внутри серы в следствие злоупотребления сульфитами, т.е. серосодержащие вещества, которых большое количество в пиве и других алкогольных напитках, копченостях, уксусе, некоторых свежих овощах (картофель и др.).
Особенно тяжело протекают отравления летучими серосодержащими веществами — сероводородом, серным ангидридом, сернистым газом и прочими.
Отравление серой сопровождается следующими симптомами:
- Со стороны кожного покрова – кожный зуд, появление крапивницы и других видов сыпи, развитие фурункулеза;
- Со стороны нервной системы – головные боли, головокружения, судороги, ухудшение мыслительной функции, психозы, в плоть до потери сознания (при остром отравлении);
- Со стороны органов зрения – покраснение глаз, светобоязнь, боль в глазах, развитие конъюнктивита, чувство инородных предметов в глазах, повышенное слезотечение, повреждение роговицы;
- Со стороны ЖКТ – тошнота, диарея, снижение аппетита;
- Общие – снижение массы тела, слабость, ухудшение слуховой функции, анемия.
В случае вдыхания сероводорода в течение нескольких минут у человека появляются признаки удушья и потеря сознания, судороги и паралич, вплоть до остановки дыхания.
При тяжелых поражениях серой человек может умереть.
Причины переизбытка S в организме
- Злоупотребление препаратами, в которых содержится это вещество;
- Нарушение метаболизма серы;
- Пренебрежение правилами безопасности при работе с летучими серными веществами – отсутствие приспособлений индивидуальной защиты (респираторов, масок и прочих).
Источники серы
<