| 8406202 9216 1210 912 1инениями лечили кожные заболевания. В период арабской алхимии возникла гипотеза, согласно к-рой 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 природ е. С. относится к весьма распространённым химич. элементам (кларк 4,7 х 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 св. 150 минералов С. (преим. сульфатов); широко распространены процессы окисления сульфидов до сульфатов, к-рые в свою очередь восстанавливаются до вторичного H2S и сульфидов. Эти реакции происходят при участии микроорганизмов. Мн. процессы биосферы приводят к концентрации С.-она накапливается в гумусе почв, углях, нефти, морях и океанах (8,9 х 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 атм. осадками и возвращается в океан со стоком. Источником С. в геологич. прошлом Земли служили гл. обр. продукты извержения вулканов, содержащие SO2 и H2S. Хоз. деятельность человека ускорила миграцию С.; интенсифицировалось окисление сульфидов.
Ф и з и ч. и химич. свойства. С.- твёрдое кристаллич. вещество, устойчивое в виде двух аллотропических модификаций. Ромбич. а-S лимонножёлтого цвета, плотность 2,07 г/см3, tпл 112,8 °С, устойчива ниже 95,6 °С; моноклинная В(ветта)-S медово-жёлтого цвета, плотность 1,96 г/см3, tпл119,3 °С, устойчива между 95,6 °С и темп-рой плавления. Обе эти формы образованы восьми-членными циклич. молекулами S8 с энергией связи S - S 225,7 кдж/моль.
При плавлении С. превращается в подвижную жёлтую жидкость, к-рая 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 жидко-текучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °С кольца S8 начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °С уменьшает ср. длину таких цепей.
Если расплавленную С., нагретую до 250-300 оС, влить тонкой струёй в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая С.). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в CS2 модификация наз. л(лямбда)-S, а нерастворимая - м(мю)-S. При комнатной темп-ре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую a-S. tкип С. 444,6 0С (одна из стандартных точек международной температурной шкалы). В парах при темп-ре кипения, кроме молекул S8, существуют также S6, S4 и S2. При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900 0С остаются лишь S2, к-рые 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 S2.
С.- плохой проводник тепла и электричества. В воде она практически нерастворима, хорошо растворяется в безводном аммиаке, сероуглероде и в ряде орга-нич. растворителей (фенол, бензол, дихлорэтан и др.).
Конфигурация внешних электронов атома S 3s2 Зр4. В соединениях С. проявляет степени окисления -2, +4, +6.
С. химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N2, I2, Au, Pt и инертных газов. С О2 на воздухе выше 300 0С образует окислы: SO2- сернистый ангидрид и SO3- серный ангидрид, из к-рых 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 F2, при нагревании реагирует с С12 (см. Серы фториды, Серы хлориды); с бромом С. образует только S2Br2, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150-200 °С) наступает обратимая реакция с Н2 с получением сернистого водорода. С. образует также многосернистые водороды общей формулы H2Sx;, т. н. сульфаны. Известны многочисленные сераорганические соединения.
При нагревании С. взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При темп-ре 800-900 0С пары С. реагируют с углеродом, образуя сероуглерод CS2. Соединения С. с азотом (N4S4 и N2S5) 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 произ-ва С.- коксовые, природные газы, газы крекинга нефти. Разработаны многочисленные методы переработки H2S; наибольшее значение имеют следующие: 1) H2S извлекают из газов раствором моногидротиоарсената натрия:
Na2HAsS2O2 + H2S = Na2HAsS3O + Н2О. Затем продувкой воздуха через раствор осаждают С. в свободном виде:
NaHAsS3O + 1/2O2 = Na2HAsS2O2 + S.
2) H2S выделяют из газов в концентрированном виде. Затем его осн. масса окисляется кислородом воздуха до С. и частично до SO2. После охлаждения H2S и образовавшиеся газы (SO2, N2, CO2) поступают в два последоват. конвертора, где в присутствии катализатора (активированный боксит или специально изготовляемый алюмогель) происходит реакция: 2H2S + SO2 = 3S + 2Н2О.
В основе получения С. из SO2 лежит реакция восстановления его углём или природными углеводородными газами. Иногда это произ-во сочетается с переработкой пиритных руд.
В 1972 элементарной С. в мире (без социалистических стран) произведено 32,0 млн. т; осн. масса её добывалась из природных самородных руд. В 70-е гг. 20 в. первостепенное значение (в связи с открытием крупных месторождений се-роводородсодержащих топливных газов) приобретают методы получения С. из H2S.
Сорта С. Выплавленная непосредственно из серных руд С. наз. природной комовой; полученная из Н2S и SO2 -газовой комовой. Природная комовая С., очищенная перегонкой, наз. рафинированной.
Сконденсированная из паров при темп-ре выше точки плавления в жидком состоянии и затем разлитая в формы - черенковой С. При конденсации С. ниже точки плавления на стенках конденсац. камер образуется мелкий порошок С.- серный цвет. Особо высоко дисперсная С. носит название коллоидной.
Применение. С. применяется в первую очередь для получения серной кислоты; в бум. пром-сти (для получения сульфитцеллюлозы); в с. х-ве (для борьбы с болезнями растений, гл. обр. винограда и хлопчатника); в резиновой пром-сти (вулканизующий агент); в произ-ве красителей и светящихся составов; для получения чёрного (охотничьего) пороха; в произ-ве спичек. И. К. Малина.
В мед. практике применение С. основано на её способности при взаимодействии с органич. веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия к-рых зависят кератолитические (растворяющие - от греч. keras - рог и lytikos -растворяющий), противомикробные и противопаразитарные эффекты. С. входит в состав Вилькинсона мази и др. препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осаждённую С. употребляют в мазях и присыпках для лечения нек-рых 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 органич. и неорганич. соединений С. постоянно присутствует во всех живых организмах и является важным биогенным элементом. Её ср. содержание в расчёте на сухое вещество составляет: в мор. растениях ок. 1,2%, наземных - 0,3%, в мор. животных 0,5-2%, наземных -0,5%. Биол. 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 (биотип, тиамин), глутатиона и др. Сульфгидрилъные группы (-SH) остатков цистеина играют важную роль в структуре и каталитич. активности мн. ферментов. Образуя дисуль-фидные связи (-S-S-) внутри отдельных полипептидных цепей и между ними, эти группы участвуют в поддержании пространств/ структуры молекул белков. У животных С. обнаружена также в виде органич. сульфатов и сульфокислот -хондроитинсерной кислоты (в хрящах и костях), таурохолиевой к-ты (в жёлчи), гепарина, таурина. В нек-рых железосодержащих белках (напр., ферродокси-нах) С. обнаружена в форме кислотолабильного сульфида. С. способна к образованию богатых энергией связей в мак-роэргических соединениях.
Неорганич. соединения С. в организмах высших животных обнаружены в небольших количествах, гл. обр. в виде сульфатов (в крови, моче), а также роданидов (в слюне, желудочном соке, молоке, моче). Мор. организмы богаче неорганич. соединениями С., ч |
