Síra

Síra
 [Ne] 3s2 3p4
32S
16
 
        
        
                  
                  
                                
                                
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, čísloSíra, S, 16
Cizojazyčné názvylat. sulphur
Skupina, perioda, blok16. skupina, 3. perioda, blok p
Chemická skupinaNekovy
Koncentrace v zemské kůře260 až 900 ppm
Koncentrace v mořské vodě885 mg/l
VzhledŽlutá krystalická látka
Identifikace
Registrační číslo CAS
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost32,065
Atomový poloměr100 pm
Kovalentní poloměr105±3 pm
Van der Waalsův poloměr180 pm
Elektronová konfigurace[Ne] 3s2 3p4
Oxidační číslaVI, IV, III, II, I, −I, −II
Elektronegativita (Paulingova stupnice)2,58
Ionizační energie
První999,6 KJ/mol
Druhá2252 KJ/mol
Třetí3357 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustavaKosočtverečná
Molární objem15,53×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota2,070 g/cm3(alfa)
1,960 g/cm3(beta)
1,920 g/cm3(gama)
1,819 g/cm3(kapalná)
SkupenstvíPevné
Tvrdost2,0
Tlak syté páry100 Pa při 449K
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost0,205 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání115,2 °C (388,35 K)
Teplota varu444,6 °C (717,75 K)
Skupenské teplo tání1,713 kJ/mol
Skupenské teplo varu45 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita22,75 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost5,0×10−16 S/m
Měrný elektrický odpor2×1015 Ω·m
Standardní elektrodový potenciál−0,48 V
Magnetické chováníDiamagnetický
Bezpečnost
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
[1]
Varování[1]
R-větyR38
S-větyS2, S46
Izotopy
IV (%)ST1/2ZE (MeV)P
30Sumělý1,178 sε β+6,141 6030P
31Sumělý2,553 4 sε β+5,398 0231P
32S95,02%je stabilní s 16 neutrony
33S0,75%je stabilní s 17 neutrony
34S4,21%je stabilní s 18 neutrony
35Sumělý87,32 dníβ0,16735Cl
36S0,02%je stabilní s 20 neutrony
37Sumělý5,05 minβ4,86537Cl
38Sumělý170,3 minβ2,93738Cl
39Sumělý11,5 sβ6,64039Cl
40Sumělý8,8 sβ4,71040Cl
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
O
FosforSChlor

Se

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

Fyzikální vlastnosti

Při hoření se síra taví do krvavě rudé barvy a hoří modrým plamenem, který je nejlépe vidět za tmy.

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.

Chemické vlastnosti síry

Síra je poměrně reaktivní prvek; přímo se slučuje se všemi prvky kromě vzácných plynů, dusíku, telluru, jodu, iridia, platinyzlata. 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).

Vazebné možnosti síry

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.

Anorganické sloučeniny

Organické sloučeniny

Výskyt v přírodě

Přírodní krystalická síra
Síra sopečného původu (srážející se okolo solfatar)

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, KazachstánUSA. 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.

Produkce

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.

Využití

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 plísnímikroorganizmů.

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

Biologie a životní prostředí

Jizerské horysmrkový les zasažený kyselým deštěm

Síra je obsažena v řadě molekul, nezbytných pro fungování živých organizmů. Typické jsou esenciální aminokyseliny jako cysteinmethionin, 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 siřičitásírová, které se podílejí na vzniku kyselých dešťů, jež se podílely na zničení smrkových lesů např. JizerskýchKrušných hor. Mezi lety 19902006 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.

Biologický význam síry

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]

Odkazy

Reference

  1. a b Sulfur. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-24]. Dostupné online. (anglicky) 
  2. Sulfur production report by the United States Geological Survey
  3. Discussion of recovered byproduct sulfur
  4. Der Claus-Prozess. Reich an Jahren und bedeutender denn je, Bernhard Schreiner, Chemie in Unserer Zeit 2008, Vol. 42, Issue 6, Pages 378-392.
  5. Oxid siřičitý. vitejtenazemi.cenia.cz [online]. [cit. 2009-10-09]. Dostupné v archivu pořízeném dne 2011-07-18. 
  6. KLIMEŠOVÁ & STELZER. Fyziologie výživy. Olomouc: Univerzita Palackého v Olomouci, 2013.

Literatura

  • 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

Externí odkazy

Média použitá na této stránce

Acid rain woods1.JPG
Effects of acid rain, woods, Jizera Mountains, Czech Republic.
Sulfur-sample.jpg
A sample of sulfur
Soufresicile2.jpg
Autor: Didier Descouens, Licence: CC BY-SA 4.0
Sulphur - aragonite and celestine
Locality : Floristella Mine, Valguarnera, Enna Province, Sicily, Italy
Size : 12.5 x 10.2 cm
Burning-sulfur.png
(c) I, Johannes 'volty' Hemmerlein, CC BY-SA 3.0
When burned, sulfur melts to a blood-red liquid and emits a blue flame which is best observed in the dark.
Sulfur Spectrum.jpg
Spectral lines of sulfur. 600lpmm