Síra

Síra
[Ne] 3s2 3p4 32 S 16
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, číslo	Síra, S, 16
Cizojazyčné názvy	lat. sulphur
Skupina, perioda, blok	16. skupina, 3. perioda, blok p
Chemická skupina	Nekovy
Koncentrace v zemské kůře	260 až 900 ppm
Koncentrace v mořské vodě	885 mg/l
Vzhled	Žlutá krystalická látka
Identifikace
Registrační číslo CAS	7704-34-9
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	32,065
Atomový poloměr	100 pm
Kovalentní poloměr	105±3 pm
Van der Waalsův poloměr	180 pm
Elektronová konfigurace	[Ne] 3s2 3p4
Oxidační čísla	VI, IV, III, II, I, −I, −II
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	2,58
Ionizační energie
První	999,6 KJ/mol
Druhá	2252 KJ/mol
Třetí	3357 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Kosočtverečná
Molární objem	15,53×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	2,070 g/cm3(alfa) 1,960 g/cm3(beta) 1,920 g/cm3(gama) 1,819 g/cm3(kapalná)
Skupenství	Pevné
Tvrdost	2,0
Tlak syté páry	100 Pa při 449K
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	0,205 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	115,2 °C (388,35 K)
Teplota varu	444,6 °C (717,75 K)
Skupenské teplo tání	1,713 kJ/mol
Skupenské teplo varu	45 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita	22,75 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	5,0×10−16 S/m
Měrný elektrický odpor	2×1015 Ω·m
Standardní elektrodový potenciál	−0,48 V
Magnetické chování	Diamagnetický
Bezpečnost
GHS07 [1] Varování[1]
R-věty	R38
S-věty	S2, S46
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 30S umělý 1,178 s ε β+ 6,141 60 30P 31S umělý 2,553 4 s ε β+ 5,398 02 31P 32S 95,02% je stabilní s 16 neutrony 33S 0,75% je stabilní s 17 neutrony 34S 4,21% je stabilní s 18 neutrony 35S umělý 87,32 dní β− 0,167 35Cl 36S 0,02% je stabilní s 20 neutrony 37S umělý 5,05 min β− 4,865 37Cl 38S umělý 170,3 min β− 2,937 38Cl 39S umělý 11,5 s β− 6,640 39Cl 40S umělý 8,8 s β− 4,710 40Cl
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
O ⋏ Fosfor ≺ S ≻ Chlor ⋎ Se

Síra (chemická značka S, latinsky sulphur) je nekovový chemický prvek žluté barvy, poměrně hojně zastoupený v přírodě. Patří do skupiny chalkogenů.

(c) I, Johannes 'volty' Hemmerlein, CC BY-SA 3.0

Síra má celkem 4 stabilní izotopy: ³²S, ³³S, ³⁴S a ³⁶S a dalších 20 izotopů které jsou nestabilní.

Pevná síra se vyskytuje v několika alotropických modifikacích:

• Kosočtverečná (α) je stálá modifikace, na kterou postupně přecházejí ostatní modifikace, žlutá látka nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v sirouhlíku, v ethanolu nebo etheru. Je dobrý elektrický a tepelný izolant, molekula je monocyklická, oktaatomická.
• Při teplotě 95,3 °C přechází na modifikaci jednoklonnou (β), připraví se krystalizací kapalné síry při teplotě 100 °C a rychlým ochlazením na teplotu přibližně 20 °C.
• Jednoklonná (γ), které se také říká perleťová, se připravuje pomalým ochlazováním taveniny síry z teploty nad 150 °C, její molekuly jsou cyklické oktaatomické – uspořádání je těsnější než u β-modifikace a pomalu přechází na formu α.
• Homocyklické formy jsou tvořeny kruhy, které obsahují 6 až 20 atomů – tato polysíra se vyskytuje v mnoha formách – kaučukovitá síra, plastická síra, vláknitá síra, polymerní síra, nerozpustná síra, bílá síra, supersublimovaná síra a tyto metastabilní alotropické směsi se připravují srážením síry z roztoků nebo ochlazením horké kapalné síry z teploty okolo 400 °C.

Obsahují šroubovice, cyklickou oktasíru (S₈) a další molekulové formy, všechny tyto formy přecházejí na Sα.

• Rychlým ochlazením par síry vzniká sirný květ.

Síra taje při teplotě 114 °C za vzniku žluté průhledné kapaliny, kapalné síry. Při zvýšení teploty nad 160 °C kapalina hnědne, stává se viskóznější a při teplotě 444,5 °C vře a uvolňuje oranžové páry, které jsou tvořeny z osmi- a šestiatomových molekul, které se s rostoucí teplotou rozpadají na čtyř- a dvouatomové a při teplotě 860 °C existují v parách z větší části dvouatomové molekuly, samostatné atomy se vyskytují až při teplotě 2 000 °C.

Síra je poměrně reaktivní prvek; přímo se slučuje se všemi prvky kromě vzácných plynů, dusíku, telluru, jodu, iridia, platiny a zlata. Při teplotě 120 °C velmi pomalu reaguje s vodíkem, v atmosféře plynného fluoru se vznítí za vzniku SF₆, reakce s dalšími halogeny probíhá při normální teplotě klidně. S čistým kyslíkem síra za normální teploty nereaguje, stejně jako s dusíkem. Ostatní nekovy reagují se sírou až za zvýšené teploty. Přechodné prvky, lanthanoidy a aktinoidy reagují se sírou živě za vzniku podvojných sulfidů.

Síra hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého SO₂ a v malém množství i oxidu sírového SO₃.

Reaguje s kyselinami, které mají oxidační vlastnosti:

S + 2 HNO₃ → H₂SO₄ + 2 NO

Reakcí s hydroxidy vzniká thiosíran a sulfid:

4 S + 6 KOH → K₂S₂O₃ + 2 K₂S + 3 H₂O

Ve sloučeninách nejčastěji zaujímá oxidační číslo -II (v sulfidech), IV a VI. Méně obvyklá jsou oxidační čísla -I (disulfidy a okrajové atomy síry u polysulfidů), 0 (vnitřní atomy síry v polysulfidech), I (např. chlorid sirný), III (kyselina dithioničitá a její soli) a V (kyselina dithionová a další polythionové kyseliny a jejich soli).

Na rozdíl od kyslíku může síra zasahovat do orbitalu d. Atomy síry mohou existovat v excitovaném stavu prvního stupně S* (čtyřvazný s oxidačním číslem +IV) a druhého stupně S** (šestivazný s oxidačním číslem +VI). Síra nejčastěji tvoří kovalentní vazby (jednoduché, dvojné), v organických látkách je významná vazba koordinačně-kovalentní, ve které atomy síry mají roli donoru (dárce). Iontová vazba je u síry též možná, ale vzhledem ke střední elektronegativitě síry je tato možnost vzácnější – sloučeniny síry s iontovou vazbou jsou například: K₂S, Li₂S nebo Na₂S.

• S²⁻, sirovodík (sulfan) H₂S je velmi jedovatý (smrtelně toxická koncentrace ve vzduchu 0,15 %) plyn silně zapáchající po zkažených vejcích. Chová se jako slabá kyselina, soli odvozené od této kyseliny jsou sulfidy.
• (formální náboj) S²⁺ mají soli odvozené od kyseliny thiosírové H₂S₂O₃, například thiosíran sodný jako hlavní složka fotografického ustalovače (proto byly thiosírany – thiosulfáty dříve nazývány sirnatany).
• S⁴⁺ oxid siřičitý SO₂, kyselina siřičitá H₂SO₃ a její soli siřičitany (neboli sulfity)
• S⁶⁺ oxid sírový SO₃, kyselina sírová H₂SO₄ a její soli sírany (neboli sulfáty).

• thioly (merkaptany), obsahující skupinu -SH
• thioethery, obsahující skupinu -C–S–C-
• thioketony, obsahující skupinu C=S
• disulfidy, obsahující skupinu -C-S-S-C-
• sulfoxidy, sulfony, sulfonamidy a další oxidované formy
• sulfonové kyseliny se skupinou -SO₃H
• aminokyseliny, obsažené v bílkovinách – methionin, cystein a cystin (tedy dvě molekuly cysteinu spojené disulfidickým můstkem)
• heterocyklické sloučeniny jako například thiofen, thiazol apod.

Síra tvoří přibližně 0,03–0,09 % zemské kůry, v mořské vodě se její koncentrace pohybuje kolem 900 mg/l. Ve vesmíru připadá jeden atom síry přibližně na 60 000 atomů vodíku.

Jako čistý prvek se vyskytuje především v oblastech s bohatou vulkanickou činností nebo v okolí horkých minerálních pramenů. Hlavní oblasti těžby síry jsou Polsko, Povolží, Kazachstán a USA. Podrobněji viz síra (minerál).

Velmi významný je výskyt síry v různých rudách na bázi sulfidů. K nejznámějším patří sulfid zinečnatý – sfalerit, disulfid železnatý – pyrit, sulfid olovnatý – galenit, sulfid rtuťnatý – cinabarit (rumělka) a chalkopyrit – směsný sulfid mědi a železa. Nejznámějším minerálem na bázi síranů je sádrovec – dihydrát síranu vápenatého.

Síra se v poměrně značném množství vyskytuje i v horninách organického původu – v uhlí a ropě.

V atmosféře je síra přítomna ve formě svých oxidů, především siřičitého, ale i sírového. Způsobuje to především nekontrolované spalování fosilních paliv s vysokým obsahem síry, ale i vulkanická činnost: při erupci sopek dochází k emisi značných množství sloučenin síry.

Síra je podstatnou složkou organických materiálů a vyskytuje se v různých bílkovinách jako aminokyselina cystein či metionin, přítomných prakticky ve všech živých organizmech. Dále tvoří v proteinech Fe-S struktury, je součástí koenzymu A a různých vitamínů. Vyskytuje se v glutathionu, který dokáže inaktivovat různé toxiny. Glutathion je složkou fytochelatinů, které dokážou vyvazovat z půdy těžké kovy. Zajímavostí je, že glutathion nevzniká běžným procesem proteosyntézy na ribosomech, ale činností speciálních enzymů, aktivovaných těžkými kovy. Existují bakterie, které jako zdroj energie využívají sloučeniny síry namísto kyslíku.

Rostliny přijímají síru z půdy ve vodném roztoku jako síranový anion SO₄²⁻ symportem se třemi protony H⁺. Tyto protony musí být poté zase vyčerpány ATPásovými pumpami ven z buňky za investice ATP, aby se udržela jejich optimální koncentrace v buňce. Příjem síry je pro rostlinu energeticky náročný. Síra je po rostlině transportována buď ve formě SO₄²⁻, nebo jako redukovaný (pro redukci je třeba ATP a redukovaný feredoxin) sulfid S²⁻, nebo vázaná v aminokyselinách či sulfolipidech.

Naprostá většina ze světové roční produkce (64 milionů tun síry v roce 2005) vzniká jako vedlejší produkt při odsiřování ropy a zemního plynu.^[2][3][4] Využívá se při tom především tzv. Clausova procesu a jeho modifikací. Přírodní elementární síra se používá především pro speciální účely, např. farmacie.

Síra byla známa již v dávnověku a např. ve starověké Číně sloužila jako jedna ze složek střelného prachu. Jako součást různých výbušnin a zábavní pyrotechniky se síra používá dodnes, i když po vynálezu dynamitu význam těchto směsí značně poklesl.

V chemickém průmyslu se elementární síra používá především pro vulkanizaci kaučuku. Množství síry přidané do směsi pak určuje tvrdost získaného produktu. Dále je elementární síra základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové.

Síra je významnou složkou různých fungicidů, tedy prostředků působících proti růstu hub a plísní. Síření sklepů i sudů pro uchovávání vína či piva efektivně brání množení nežádoucích plísní a mikroorganizmů.

Dříve se používala pro výrobu zápalek. Tuto surovinu však vytlačily jiné chemikálie.

Síra je obsažena v řadě molekul, nezbytných pro fungování živých organizmů. Typické jsou esenciální aminokyseliny jako cystein a methionin, které tvoří součást bílkovin, přítomných prakticky ve všech živých organizmech.

Před rokem 1989 byl oxid siřičitý hlavním problémem kvality ovzduší, především v důsledku masivního spalování uhlí s vysokým obsahem síry. Reakcí s vodní parou obsaženou v atmosféře vznikají kyseliny siřičitá a sírová, které se podílejí na vzniku kyselých dešťů, jež se podílely na zničení smrkových lesů např. Jizerských a Krušných hor. Mezi lety 1990 až 2006 došlo v České republice k poklesu emisí SO₂ téměř o 90 % v důsledku instalaci účinných odsiřovacích zařízení, většinou za použití alkalických sorbentů (mletý vápenec nebo magnezit). V posledních letech stoupají emise SO₂ z malých zdrojů.^[5]

V současnosti představují emise oxidů síry problém hlavně v zemích třetího světa jako Čína nebo Indie.

Do organismu se dostává nejčastěji v potravě bohaté na bílkoviny (sýry, vejce). "Síra je složkou dvou esenciálních aminokyselin (cysteinu a methioninu). Nachází se ve všech buňkách lidského těla, ve vyšších koncentracích ji najdeme v kůži, nehtech a ve vlasech ". Nedostatek síry v našich podmínkách nehrozí. Denní doporučená dávka 0,5–1 g.^[6]

• Cotton F. A., Wilkinson J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
• Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
• N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

• Obrázky, zvuky či videa k tématu síra na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo síra ve Wikislovníku
• (česky) Chemický vzdělávací portál
• Crystalline, liquid and polymerization of sulphur on Vulcano Island, Italy
• Sulfur and its use as a pesticide