Сера известна человеку со времен глубокой древности. Слово «сера», по-видимому, произошло от санскритского« сира», что значит «светло -желтый».
Самородная сера, особенно в вулканических местностях, легкодоступна, и поэтому ее свойства были изучены детально. Греческие ученые, а позже алхимики придавали большое значение сере. Ее горючесть, резкий запах и удушающие свойства продуктов горения наводили на мысли о таинственной силе, скрытой в этом веществе, и о возможном сверхъестественном его происхождении. Арабские алхимики считали, что сера входит в состав всех металлов. Серу использовали и в военных целях. Она представляла главную составную часть «греческого огня», а позже ее стали применять для изготовления пороха.
Добыча серы
Для добычи серы в тех местах, где она залегает на небольшой глубине, используют открытые карьеры или шахты. Сырой продукт
tочищают перегонкой. Для извлечения серы с больших глубин применяют другой метод. Он заключается в плавлении серы непосредственно в месте залегания посредством горячей воды (160° С), накачиваемой в буровую скважину под давлением. Жидкая чистая сера по системе концентрических труб поступает на поверхность, где и затвердевает, образуя большие блоки. Отсюда сера может быть сразу отправлена к месту потребления.
Физические и химические свойства серы
Сера — твердое и хрупкое вещество желтого цвета, являющееся диалектиком. Молекула серы содержит восемь атомов и имеет циклическую форму. Пары серы, по-видимому, состоят из молекул, среди которых встречаются S8, S6, S4иS2. При высоких температурах (1200° С) пары серы в основном состоят из двухатомных молекул S2.
В зависимости от пространственного расположения, молекулы серы S8 образуют ромбические или моноклинические кристаллы. Ромбическая сера устойчива при температурах ниже 95,5° С и плавится (при быстром нагревании) при 112,8° С; моноклиническая сера, образующая игольчатые кристаллы, устойчива при температурах выше 95,5° С и плавится при 119° с Обе формы серы находятся в отношениях энантиотропии, т.е. каждая имеет свою температурную область устойчивости. Моноклинические кристаллы при низких температурах медленно распадаются на ромбические кристаллики, а ромбическая сера выше точки перехода (95,5° С) постепенно превращается в моноклиническую. Эту форму легко получить, если, расплавив серу в тигле, дать ей охладиться настолько, чтобы на поверхности образовалась корочка; пробив корочку, можно заметить внутри тигля длинные и тонкие кристаллы моноклинической разновидности.
Плавление серы сопровождается изменением состава ее молекулы и соответственно изменением свойств. При температуре около 120° С сера плавится, образуя жидкость янтарного цвета; при 160° С цвет меняется на красно-коричневый, вязкость начинает расти, достигая максимума при 200° с. В этом состоянии сера уже настолько вязка, что ее нельзя вылить из сосуда, где производится плавление. Полагают, что по мере нагревания разрываются кольца молекулы S8 и образуются цепеобразные полимерные молекулы, имеющие характер радикалов (на их концах находятся атомы с неспаренными электронами). Длина таких цепей при 200° С может достигать нескольких сотен тысяч атомов. Вопрос о состоянии и составе молекул в жидкой сере еще нельзя считать окончательно решенным. Рентгено-структурный анализ показал (Ю. Г. Полтавцев и Ю. В. Титепко), что до 130° С в жидкой сере содержатся молекулы S8, от 130 до 170°С — молекулы S8, S3 и S2.
Разрушение колец и образование димеров и тримеров приводит к увеличению внутреннего трения. При 170— 200° С завершается процесс разрыва циклических молекул — возникает неупорядоченная структура и трение достигает максимума. При повышении температуры до 250° С из молекул S3 и S2 образуются цепи и замкнутые макромолекулы, а, кроме того, сохраняются и остатки низкомолекулярных форм. Трение начинает уменьшаться. При дальнейшем нагревании сера разжижается и закипает при 444,4° С. Резкое охлаждение расплавленной серы, нагретой до температуры выше 200° С, позволяет фиксировать полимерные структуры. Удобнее всего просто вылить горячую серу в воду. При этом она застывает в эластичную каучукоподобную массу, которая, однако, довольно быстро твердеет.
Известны и другие модификации серы. При смешивании раствора тиосульфата натрия с соляной кислотой выделяется сера Sρ, которая может быть очищена и получена в виде гексагональных кристалликов, содержащих циклические шестиатомные молекулы серы. Разновидность эта неустойчива и превращается в смесь ромбической серы и полимеров с различной длиной цепи.
При очень высоком давлении (порядка сотен тысяч атмосфер) сера приобретает металлические свойства — «металлизация» серы. Металлоидный характер у серы выражен менее отчетливо, чем у кислорода. В отличие от атома кислорода атом серы более склонен образовывать ковалентные связи; ионные связи скорее исключение, хотя они и встречаются в соединениях серы с типичными металлами. Меньшую роль в химии серы играют и водородные связи; это одна из причин того, почему сероводород по своим физическим свойствам столь сильно отличается от воды.
Атомы серы проявляют тенденцию к образованию длинных цепей — это свойство у кислорода, селена и теллура отсутствует и составляет индивидуальную черту серы.
Химически сера довольно активна. Со многими простыми веществами и соединениями она реагирует непосредственно или при участии катализаторов. Так, ртуть вступает с ней в реакцию уже при простом растирании смеси этих веществ. Смесь порошков серы и железа, смоченная водой, быстро обнаруживает признаки реакции — разогревается, затем раскаляется и превращается в сульфид железа. Цинковая пыль, смешанная с серой, вспыхивает от тлеющей лучинки. Нагревание серы с углеводородами (например, с минеральными маслами) приводит к выделению сероводорода, причем происходит дегидрирование углеводорода. Сера, добавленная к каучуку, вступает в реакцию с молекулами полиолефинов, содержащими двойные связи, и соединяет отдельные полимерные цепи, «сшивая» их в поперечном направлении.
В результате каучук, подвергнутый обработке серой, приобретает ценные механические свойства: теряет липкость, присущую сырому продукту. Этот процесс — вулканизация — сыграл решающую роль в развитии технологии каучука. В настоящее время для вулканизации расходуют значительные количества серы и ее соединений (хлорид серы).
С водородом сера соединяется при температуре ее кипения, образуя сероводород H2S — газообразный и очень токсичный гидрид с отвратительным запахом. Обычно его получают, действуя соляной кислотой на сульфид железа:
FeS + 2HCl = H2S + FeCl2
Сероводород содержит ковалентные связи, но, растворяясь в воде, дает слабую сероводородную кислоту (концентрация ее при насыщении воды сероводородом при комнатной температуре и давлении в 1 атм около 0,1 м). Диссоциация происходит по двум ступеням:
H2S + Н2О = Н3О⁺ + HS⁻ и HS⁻ + Н2О = Н3O⁺ + S2⁻
Константы диссоциации сероводородной кислоты равны: для первой ступени К 1 — 10⁻⁷ и для второй К2 — 10⁻¹⁴.
Растворимость некоторых сульфидов столь мала, что в растворах сероводорода соли таких металлов дают осадки средних сульфидов, например:
Cd(CH3COO)2 + H2S = CdS↓ + 2Сh3COOH
NiCl2 + H2S = NiS↓ + 2HCl
Pb(NО3)2 + H2S = PbS↓ + 2HNO
Яркая и разнообразная окраска сульфидов, различная растворимость их в кислотах и другие индивидуальные свойства позволили разработать удобные аналитические методы определения металлов, основанные на применении сероводорода и сульфида аммония. При этом всегда приходится принимать во внимание условия осаждения .
Раствор сульфида аммония при рН 7—9 взаимодействует с солями алюминия, титана (IV), хрома (III), бериллия, лантана, церия, иттрия, гафния, тория, актиния с образованием осадков гидроксидов. Сульфиды этих металлов подвергаются практически полному гидролизу. Ионы марганца (II), железа (II и III), кобальта, никеля, цинка, галлия и индия дают в этих условиях осадки сульфидов. В кислой среде при рН = 0,5 сероводород осаждает сульфиды всех остальных катионов. К ним относятся серебро, ртуть (I), свинец, медь (I), золото (I), таллий (I). Сульфиды ртути (II), меди (II), висмута, кадмия, таллия (III) и палладия (II) осаждаются также в нейтральной и щелочной средах (сульфидом или полисульфидом аммония). Характерной особенностью сульфидов олова (II и IV), мышьяка (III и V), золота (III), германия, рения (IV), иридия (IV) и платины (IV) является их способность растворяться в полисульфиде аммония.
Полисульфидом аммония называют раствор, состав которого близок к (NH4)2S2. Полисульфид превращает сульфиды мышьяка, олова и др. в растворимые соли тиокислот.
Тиокислотами называют продукты замещения кислородных атомов в анионах кислородных кислот на атомы серы. Сера является аналогом кислорода и дает ряд соединений, похожих по типу строения и некоторым свойствам на соответствующие кислородные. Так мышьяковой кислоте Н3AsO 4 отвечает тиомышьяковая Н3AsS 4, мышьяковистой HAsО2 —тиомышьяковистая HAsS2, неизвестные в свободном состоянии, но полученные в виде солей (тиосоли), которые вполне устойчивы.
As2S3 + 2(NH4)2S2 → As2S5 + 2(NH4)2S
As2S5 + 3(NH4)2S → 2(NH4)3AsS4
Мышьяк в этой реакции окисляется
As⁺2³S⁻3² + 2S⁻2² → As⁺2⁵S⁻5² + 2S⁻²
При подкислении растворов тиосолей выделяется сероводород и выпадает осадок сульфида. В насыщенном водном растворе сероводорода сульфиды металлов образуют комплексные ионы с различной степенью устойчивости. Так очень прочным является ион AgS⁻. Реакция Ag⁺ + S⁻² ⇄ AgS⁻ соответствует рК = 23,9; равновесие AgS + Н⁺ ⇄ AgSH отвечает меньшему значению константы: рК = 5,28. Для соединений ртути получены значения:
HgS(TB.) + S⁻² ⇄ HgS⁻2², рК = 0,58
HgS⁻2² + 2Н⁺ ⇄ Hg(SH)2, рК = 7,0
Кристаллы сульфидов часто не имеют строго стехиометрического состава, из-за наличия пустот в кристаллической решетке. Считают даже, что сульфиды нельзя рассматривать как определенные соединения, а скорее как смеси фаз различного состава. Один из наиболее распространенных сульфидов — сульфид железа имеет формулу, приблизительно отвечающую составу: Fe0,85 S¹
Типичные щелочные металлы дают ионные растворимые в воде сульфиды, но вообще в сульфидах связи имеют более ковалентный характер, чем в оксидах. В сульфидах тяжелых металлов часть электронов не фиксирована за определенным атомом, а свободно передвигается в кристаллической решетке, обусловливая ее повышенную электропроводность. Такие сульфиды являются полупроводниками (СuS, NiS, ZnS и др.). Электропроводность их растет с повышением температуры, что вообще характерно для полупроводников.
Кипячением сульфидов с серой можно получить полисульфиды, например: BaS3, BaS4 и др.
Анионы S²3⁻ и S²4⁻имеют сложную форму:
S S
/ \ / \
S S S S - S
В кристаллах пирита FeS2 группы S2 занимают узлы решетки подобно тому, как ионы хлора в гранецентрированной решетке хлорида натрия.
Сероводород менее прочен, чем вода, и легко окисляется. При поджигании он сгорает на воздухе синим пламенем. При этом получаются оксид серы (IV) и вода:
H2S + 2О= SО2+ Н2О
Сера, как следует из уравнения реакции, изменяет при этом степень окисления от —2 до +4, в действительности связи и в исходном, и в конечном ее соединениях ковалентны, но сдвиг электронной плотности от серы к кислороду, несомненно, происходит. При внесении в пламя горящего сероводорода холодного предмета (фарфорового шпателя) температура пламени снижается и окисление сероводорода доходит только до образования свободной серы:
2H2S + О = 2S + 2H2О
Растворы сероводорода на воздухе быстро окисляются и выделяют серу. Восстановительные свойства гидрида серы выражены вполне отчетливо и составляют важное отличие серы от кислорода. Сродство молекулы H2S к электрону равно 109 кдж/моль.
При реакции сероводорода с сернистым газом в растворе выделяется сера: 2Н2S + SO2 = 3S +2Н2О— и получаются тионовые кислоты H2S4О6и H2S5О6 , а же тиосерная кислота H2S2О.
Кроме сероводорода, сера образует еще несколько соединений с водородом — сульфаны, в которых атомы серы соединены друг с другом: H2S2 H2S4 и т. д. Сульфаны получают, действуя соляной кислотой на полисульфиды натрия или сероводородом на соединения серы с хлором. Выделенные в чистом виде, они содержат цепочку не более чем из шести атомов серы. Это маслообразные жидкости желтого цвета, очень активные и неустойчивые.
Сера соединяется с галогенами, фосфором, азотом и другими элементами. Взрывчатый нитрид (S4N4) получается при пропускании хлорида (S2Cl2) серы над хлоридом аммония при слабом нагревании. В его молекуле, имеющей циклическое строение, по-видимому, электроны делокализованы, и, таким образом, все кольцо представляет единую электронную систему.
Известны многочисленные фториды и хлориды серы. С фтором сера дает SF6 гексафторид — газ, отличающийся химической инертностью. «Мягкое» фторирование с применением фторида серебра позволяет получить фторид S2F2. Из двухлористой серы и фторида натрия получают тетрафторид SF 4, применяемый для получения различных фтористых соединений. Контраст между активным тетрафторидом и инертным гексафторидом, вероятно, объясняется тем, что координационная сфера серы в гексафториде полностью насыщена, причем молекула этого фторида неполярна.
Изучены также очень ядовитый дисульфодекафторид S2F10 и ряд замещенных фторидов, играющих большую роль в быстро развивающейся химии фтора. Энергия связи атома серы с атомами галогенов убывает от фтора к иоду. Газообразная SFe очень прочна и химически инертна, хлориды серы (жидкости) менее прочны и активны, бромиды неустойчивы, а иоди-ды получить не удалось.
С углеродом сера образует сероуглерод CS2. Это соединение получается при пропускании паров серы над раскаленным углем. Сероуглерод — бесцветная, легколетучая и очень ядовитая жидкость с неприятным запахом — применяется в качестве хорошего растворителя для смол, масел и жиров. Характерной чертой структуры молекулы сероуглерода является наличие двойной связи между серой и углеродом: S = С = S. Большое практическое значение имеют соединения серы с кислородом.
Известны следующие оксиды серы: S2O, SO, SO2 и SO3. Первый из них образуется в зоне электрического разряда, происходящего в газообразной двуокиси серы. В тлеющем разряде из SO 2 и S2 можно выделить непрочные SO4 и S2O7. Низший оксид имеет строение: S = S = О и очень непрочен. SO— радикал, отличающийся высокой химической активностью и возникающий только как промежуточный продукт в различных газовых цепных реакциях. Значение этих оксидов невелико по сравнению с той ролью, которую играют оксиды SO2 и SO3, получаемые и используемые в одной из наиболее важных ветвей химической индустрии — сернокислотной промышленности.
Оксид серы (IV) (двуокись) образуется при сгорании серы и сульфидов на воздухе или в кислороде. Оксид серы (VI) при этом получается в очень малых количествах. Реакция окисления до трехокиси более экзотермична, чем окисление до двуокиси. Тепловой эффект образования двуокиси — 298,2 кдж/моль. Окисление двуокиси до трехокиси дает еще —197,4 кдж/моль кислорода.
При горении серы равновесие смещается в сторону образовани наименее экзотермичного продукта, в данном случае оксида серы (IV) — двуокиси.
Термодинамически оба оксида в широком интервале температуры
имеют АG° благоприятное для окисления серы. Это на самом деле так и есть, но большая энергия активации настолько замедляет реакцию, что при комнатных температурах сера заметно не окисляется. Можно ускорить этот процесс с помощью катализаторов. Именно на каталитическом окислении SO2 и основано производство серной кислоты. Сернистый ангидрид — газ, сгущающийся в жидкость при —10° С. Жидкий SO 2 растворяет многие органические и неорганические соединения.
Растворяясь в воде, SO2 образует комплексы SO2 • 2Н2O, в которых сохраняется химическая индивидуальность оксида; часть этих, комплексов превращается в молекулы и ионы слабой сернистой кислоты Н 2SO з, неизвестной в свободном виде.
Сернистая кислота проявляет восстановительные свойства, так как сера стремится перейти от степени окисления +4 к степени окисления +6; например, легко протекает реакция с бромом:
H2SO3 + Вr2 + Н2O = H2SO4 + 2НВr
Но, реагируя с сероводородом, сернистая кислота действует уже как окислитель, присоединяя электроны:
H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O
Уравнение выражает только преобладающий процесс, фактически наряду с ним идут и другие более сложные реакции (см. выше).
Растворы сернистой кислоты окисляются на воздухе так, что получается серная кислота. Катализатором процесса окисления, протекающего по цепному механизму, являются ионы металлов с переменной валентностью, особенно ионы меди. Галогены, перманганаты и другие сильные окислители быстро окисляют сернистую кислоту в серную.
Растворы солей сернистой кислоты, именно кислая кальциевая соль Ca(HSO3)2, растворяют лигнин (образуется лигнинсульфокислоты). На этом свойстве бисульфита кальция основано его применение в производстве бумаги. Растворяя лигнин, бисульфит способствует отделению друг от друга волокон древесной массы.
Сернистый ангидрид легко (на свету) соединяется с хлором, образуя хлорангидрид серной кислоты SO2Cl2:
Сl2 + SO2 = SO2Cl2
Это вещество относится к классу галоидангидридов — производных кислот, которые можно рассматривать как продукты замещения гидроксильных групп в молекуле кислоты на атомы хлора .
Хлорангидрид, или хлористый сульфурил, является ковалентным соединением — это бесцветная жидкость, медленно (при нагревании быстро) взаимодействующая с водой. В результате этого (гидролиза) получаются кислоты — серная и соляная:
SO2Cl2 + 2Н2O = 2НСl + H2SO4
Реакция между серным ангидридом и НСl дает хлорсульфоновую кислоту — неполный хлорангидрид серной кислоты.
Это вещество также представляет собой жидкость, но с водой оно реагирует гораздо энергичнее, чем хлористый сульфурил, образуя те же конечные продукты.
Оксид серы (VI) (трехокись серы, или серный ангидрид) представляет собой прочное вещество, существующее в форме газа, жидкости и твердых модификаций. В силу малой длины связей между кислородом и серой можно предполагать, что, кроме обычных связей, в молекуле серного ангидрида имеются дативные связи, подученные за счет перекрывания заполненных pπ-орбиталей кислорода и пустых d-орбиталей серы. Молекулы SO3 в газе имеют плоскую треугольную структуру.
Но так как двойная связь может соединять с атомом серы любой атом кислорода, то таких крайних случаев может быть три, а фактическое распределение электронов отвечает «наложению» всех трех возможных структур.
Жидкий серный ангидрид представляет собой жидкость, кипящую при 44,8° С и состоящую из смеси мономера и тримера (SO 3) 3.
Твердый серный ангидрид известен и существует в нескольких формах.
Цепи, соединенные в слои, представляют собой наиболее устойчивую разновидность твердого серного ангидрида.
Окисление сернистого ангидрида в серный осуществляют с помощью катализаторов. В нитрозном способе получения серной кислоты функции катализаторов выполняют оксиды азота, в контактном — активированные оксиды ванадия. Образцы активных промышленных катализаторов, содержащих оксиды ванадия, получены в СССР (работы Г. К. Борескова и сотрудников). Источником получения сернистого ангидрида является сжигание пирита:
4FeS2 + 11О2 = 8SО2 + 2Fe2О3
Схема реакций нитрозного способа:
NО2 + SО2 = SО3 + NO
SО3 + H2О = H2SО4 2NО + О2 = 2NО2
т. е. переносчиком кислорода является оксид азота (II).
Окисление сернистого ангидрида в серную кислоту фактически представляет сложный процесс, в котором принимает участие неустойчивое промежуточное соединение — HSNO5 — нитрозилсерная кислота. Она получается из оксидов азота и серной кислоты:
NО + NО2 ⇄ N2О3
N2О3 + 2H2SО4 ⇄ 2HSNО5 + Н2О
Гидролиз этого соединения дает азотистую кислоту:
HSNО5 + Н2О = HNО2 + H2SО4
а уже азотистая кислота в жидкой среде окисляет сернистую кислоту в серную:
SО2 + H2О = H2SО3 H2SО3 + 2HNО2 = H2SО4 + 2NО + H2О
a NO затем снова окисляется в NО2.
В контактном способе смесь сернистого газа и воздуха проходит через слой катализатора, и полученный серный ангидрид растворяют в концентрированной серной кислоте, так что промышленной продукцией контактных заводов является раствор серного ангидрида в серной кислоте, так называемый олеум (содержание свободного серного ангидрида в олеуме от 20 до 40%).
Серная кислота в концентрированном состоянии и при нагревании проявляет окислительные свойства. Так, медь окисляется ею, образуя оксид, который, реагируя дальше, дает соль:
Сu + H2SO4 = СuО + Н2O + SO2
СuО + H2SO4 = CuSO4 + Н2O
Восстановление серной кислоты в этом случае связано с присоединением двух электронов. В других случаях восстановление приводит к образованию нейтральной серы и даже сероводорода. При кипячении концентрированной серной кислоты с цинком сначала выделяется сера, а затем — сероводород. Несколько упрощенно эти реакции можно выразить уравнениями:
H2SO4 + 3Zn → S + 3ZnO + H2O
H2SO4 + 4Zn → H2S + 4ZnO
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
Серная кислота проявляет сильное водоотталкивающее действие в лабораториях ее используют для высушивания веществ.
Поглощение воды связано с образованием гидратов серной кислоты Н 2SO 4 • Н 2O, Н 2SO 4 • 2Н 2O и др. Это можно наблюдать и в тех случаях, когда вещество, подвергающееся действию серной кислоты, содержит не молекулы воды, а лишь группы Н и ОН, расположенные рядом. Так, сахар (сахароза Cl2H22O11) при соприкосновении с концентрированной серной кислотой быстро обугливается, хотя молекулы его воду не содержат; обугливание сопровождается частичным окислением и выделением углекислого газа, двуокиси серы и паров воды. Электронная структура серной кислоты и иона SO4 , по-видимому, имеет много общего с тетраэдрическими анионами кремниевой, хлорной и ортофосфорной кислот. Ион SO4 представляет собой правильный тетраэдр (в молекуле серной кислоты он слегка искажается), в центре которого находится атом серы. Предполагают, что кислород соединен с серой за счет s- и р-электронов, образующих σ-связи.
Однако измерение длин связей показало, что они короче, чем это соответствует простой связи. Поэтому предполагают, что р-орбиталь кислорода перекрывается с d-орбиталями (вакантными) серы и за счет этого возникает кратная связь.
Из олеума можно получить кристаллы пиросерной кислоты H2S2O7.
Соли этой кислоты называются пиросульфатами. Их можно получить нагреванием бисульфатов. Электролиз растворов бисульфатов,
например KHSO4, при котором на аноде разряжаются анионы HSO⁻4, ведет к образованию надсерной кислоты H2S2O8:
2HSO⁻4 - 2ē = H2S2O8
Эта кислота и ее соли — персульфаты — проявляют резко выраженные окислительные свойства. Катализатором, ускоряющим реакции окисления надсерной кислотой, является ион серебра.
При действии на эту кислоту перекисью водорода получается мо-нонадсерная кислота (кислота Каро) H2SO 5. Ее можно рассматривать как результат замещения в серной кислоте одного гидроксила в молекуле на перекисную группу О — О — Н.
Это вещество является столь сильным окислителем, что с некоторыми органическими соединениями, например с бензолом, оно реагирует со взрывом. Надсерная кислота ведет себя как одноосновная кислота, ее соли очень непрочны и легко разлагаются. Разложение мононадсерной кислоты водой дает перекись водорода; на этой реакции основан и один из промышленных методов получения перекиси.
Электролизом концентрированной и охлажденной серной кислоты получают надсерную кислоту. Она, взаимодействуя с водой, образует мононадсерную, а мононадсерная, в свою очередь реагируя с водой, превращается в серную кислоту и перекись водорода. Таким образом, эта система кислот в сущности действует как катализатор окисления воды при электролизе.
Серная кислота необходима для основной химической промышленности (производство соляной кислоты, сульфата аммония, фосфорной кислоты, удобрений и т. д.), для тонкой химической технологии (производство спирта из олефинов и др.), для нефтеперерабатывающей промышленности, производства синтетических материалов (волокон, пленок, клеев и др.), взрывчатых веществ, фармацевтических препаратов, красителей и т. д.
Круговорот серы. Биологические функции серы
В почве существуют бактерии (серобактерии), способные ускорять окисление сероводорода с выделением серы. Энергия, освобождающаяся при этом (266,7 кдж/г-атом серы), используется бактериями для биохимических синтезов, а свободная сера откладывается в теле бактерии и в случае недостатка сероводорода окисляется кислородом воздуха в серную кислоту. Серная кислота, реагируя с карбонатами, образует сульфаты, частично переходящие в растворенное состояние. Таким путем сульфаты попадают в воды рек и морей или образуют залежи различных минералов (например, гипса). Нагревание сульфатов в недрах земли может привести к их восстановлению за счет действия органических веществ и образованию сероводорода. Известны также и бактерии, способные восстанавливать сульфаты до H2S. Сера, следовательно, снова возвращается в состояние двухзарядного отрицательного иона. Эти превращения представляют химические стадии одного из путей круговорота серы в природе (в количественном отношении этот круговорот не полон: сульфаты образуются в большем количестве, чем восстанавливаются в сульфиды).
Сера входит в состав важных аминокислот цистеина, глютатиона и др. Цистеин, являющийся составной частью белковых молекул, содержит группу сульфгидрильную SH.
При окислении этой аминокислоты происходит отщепление водорода от сульфгидрильных групп двух молекул цистеина, а остатки соединяются, образуя молекулу цистина, содержащую дисульфидную связь S — S. Дисульфидные связи очень распространены и играют большую роль в поддержании определенной конфигурации белковых молекул. Переходы от сульфгидрильных связей к дисульфидным обратимы и осуществляются в процессах переноса водорода в клетках. Кроме того, дисульфидные и сульфгидрильные группы способны бло-кировать свободные радикалы Н или ОН, возникающие при радиационном воздействии на организм из молекул воды. Таким путем осуществляется химическая защита клеток от облучения.