avangard-pressa.ru

Реферат Биогенная трансформация серы и железа


Федеральное агентство по образованию
Федеральное государственное образовательное учреждение
среднего профессионального образования
«Чашинский государственный аграрно-технологический колледж»
Специальность: 080110 «экономика и бухгалтерский учёт (по отраслям)»
Дисциплина: «Химия»
Учебно-исследовательская работа

Биогенная трансформация серы и железа


                                                                                                         
                                                                                                          Исполнитель:
                                                                                                          обучающаяся 104 группы
                                                                                                          Попова Виктория
                                                                                                          Руководитель:
                                                                                                          преподаватель
                                                                                                          Кокорина В. И.
Чаши 2009 г.

Содержание


Введение
1. Актуальность темы. Сера.
      1.1. Физические и химические свойства серы.
1.2. Историческая справка, нахождение в природе.
1.3. Получение, применение, биологическая роль.
1.4. Трансформация серы.
1.5. Учебно-исследовательский эксперимент:
                   Качественная реакция на сульфат-ион.
                  
                   Микробиологическое исследование накопительной культуры серобактерий.
2. Железо.
         2.1. Физические свойства железа.
         2.2. Трансформация железа.
2.3. Учебно-исследовательский эксперимент.
Заключение. Обсуждение экологических проблем.
Используемая литература.
Приложение.
                                           

Введение


Актуальность темы:


            В новое тысячелетие человечество вступило в условиях экологического кризиса. На  нашей планете Земля протекает круговорот веществ. Основу биологического круговорота, обеспечивающего жизнь на Земле, составляют энергия Солнца и хлорофилл зелёных растений. Все остальные круговороты связаны с биологическим и способствуют ему.
            В биосфере всё время совершаются круговорот воды и всех элементов, входящих в состав живых организмов. Процесс этот длится десятки миллионов лет.
            «На земной поверхности нет химической силы, более постоянно действующей, а потому и более могущественной по своим конечным последствиям, чем живые организмы, взятые в целом». (Вернадский)
            В круговороте веществ планеты Земля живое вещество, или биомасса, выполняет биогеохимические функции: газовую, концентрационную, окислительно-восстановительную и биохимическую.
            Газовая функция осуществляется зелёными растениями, которые в процессе фотосинтеза выделяют кислород, а также растениями и животными, которые при дыхании выделяют углекислый газ, многими бактериями, восстанавливающими азот, сероводород и др.
            Концентрационная функция проявляется в захвате живым веществом химических элементов (водорода, углерода, азота, кислорода, натрия, марганца, алюминия, фосфора, кремния, калия, кальция, серы, железа) и накоплении отдельными видами йода, радия и др.
Окислительно-восстановительная функция проявляется в окислении веществ с помощью организмов в почвах и гидросфере с образованием солей, оксидов и др., в восстановлении веществ (сероводород, серное железо и др.). В результате деятельности бактерий в земной коре образовались отложения известняков, бокситов, руды и др.
            Биохимическая функция связана: а) с питанием, дыханием и размножением и б) с разрушением и гниением отмерших организмов. В се эти функции проявляются в биогенной миграции атомов.
            Особое место занимает функция человеческой деятельности и созданный ею круговорот выделяемых и поглощаемых промышленностью химических элементов.
            Мы в своей работе остановились на биогенной трансформации серы и железа.

Цель исследования:


Практически выполнить лабораторные опыты, доказывающее роль микроорганизмов в химических превращениях как составной части круговорота веществ в природе.

Задачи:


  1. Изучить литературу по данной теме.
  2. Изучить качественные реакции на исследуемые соединения.
  3. Осуществить опытно-экспериментальную работу по трансформации серы и железа.
  4. Обсудить экологические проблемы.

Объект исследования:


Соединения серы и железа, автотрофные микроорганизмы.

Предмет исследования:


Настой сенной палочки (серобактерии), гетеротрофные микроорганизмы (железобактерии).

Гипотеза:


Бактериальные организмы, участвующие в трансформации серы и железа,  способствуют образованию отложений известняков, бокситов, руды и др., но они оказывают отрицательное многоплановое влияние на окружающую среду, т. е. могут приносить как пользу, так и вред.

Методы исследования:


  1. Изучение теоретических источников по теме исследования (учебники, учебные пособия, методические журналы по химии, биологии, научно-популярная литература,  интернет).
  2. Проведение опытно-экспериментальных работ.
  3. Обобщение результатов исследования.

Сроки эксперимента:


Октябрь-ноябрь-декабрь 2009 год.

Участники эксперимента:


Обучающаяся 104 группы Попова Виктория.
Руководитель работы преподаватель ЧГАТК Кокорина В. И.

База эксперимента:


Чашинский колледж, кабинет химии, биологии.
           
                                       

1. Сера


Сера(лат. Sulfur), S, химический элемент с атомным номером 16, атомная масса 32,066. Химический символ серы S произносится «эс». Природная сера состоит из четырех стабильных нуклидов: 32S (содержание 95,084% по массе), 33S (0,74 %), 34S (4,16%) и 36S (0,016 %). Радиус атома серы 0,104 нм. Радиусы ионов: иона S2– 0,170 нм (координационное число 6), иона S4+ 0,051 нм (координационное число 6) и иона S6+ 0,026 нм (координационное число 4). Энергии последовательной ионизации нейтрального атома серы от S0 до S6+ равны, соответственно, 10,36, 23,35, 34,8, 47,3, 72,5 и 88,0 эВ. Сера расположена в VIA группе периодической системы Д. И. Менделеева, в 3-м периоде, и принадлежит к числу халькогенов. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s23p4. Наиболее характерны степени окисления в соединениях –2, +4, +6 (валентности соответственно II, IV и VI). Значение электроотрицательности серы по Полингу 2,6. Сера относится к числу неметаллов.
            В свободном виде сера представляет собой желтые хрупкие кристаллы или желтый порошок.
            В природе постепенно происходит круговорот серы, подобный круговороту азота и углерода. Растения потребляют серу — ведь её атомы входят в состав белка. Растения берут серу из растворимых сульфатов, а гнилостные бактерии превращают серу белков в сероводород (отсюда — отвратительный запах гниения).
Но есть так называемые серобактерии, которым вообще не нужна органическая пища. Они питаются сероводородом, и в их организмах в результате реакции между H2S, CO2 и O2 образуются углеводы и элементарная сера. Серобактерии нередко оказываются переполнены крупинками серы — почти всю их массу составляет сера с очень небольшой "добавкой" органических веществ.

1.1. Физические и химические свойства серы


Атомы серы обладают уникальной способностью образовывать устойчивые гомоцепи, т. е. цепи, состоящие только из атомов S (энергия связи S–S составляет около 260 кДж/моль). Гомоцепи серы имеют зигзагообразную форму, так как в их образовании принимают участие электроны, расположенные в соседних атомах на взаимно перпендикулярных р-орбиталях. Эти цепи могут достигать большой длины, или, наоборот, образовывать замкнутые кольца S20, S8, S6, S4.
Поэтому сера образует несколько десятков как кристаллических, так и аморфных модификаций, отличающихся как составом молекул и полимерных цепей, так и способом их упаковки в твердом состоянии.
При нормальном давлении и температурах до 98,38°C стабильна a-модификация серы (иначе эту модификацию называют ромбической), образующая лимонно-желтые кристаллы. Ее кристаллическая решетка орторомбическая, параметры элементарной ячейки a = 1,04646, b = 1,28660, c = 2,4486 нм. Плотность 2,07 кг/дм3. Выше 95,39°C стабильна b-модификация серы (так называемая моноклинная сера). При комнатной температуре параметры элементарной ячейки моноклинной b-S a = 1.090, b = 1.096, c = 1,102 нм, t = 83,27°. Плотность b-S 1,96 кг/дм3.
В структурах как a-, так и b-модификаций серы имеются неплоские восьмичленные циклические молекулы S8. Такие молекулы немного похожи на короны.
Две эти модификации серы отличаются взаимной ориентацией молекул S8 в кристаллической решетке.
Еще одну модификацию серы — так называемую ромбоэдрическую серу — можно получить выливанием раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 в концентрированную соляную кислоту при 0°C с последующей экстракцией серы толуолом. После испарения растворителя возникают ромбоэдрические кристаллы, содержащие молекулы S6 в форме кресла.
Аморфную серу (плотность 1,92 г/см3) и резиноподобную пластическую серу получают при резком охлаждении расплавленной серы (выливая расплав в холодную воду). Эти модификации состоят из нерегулярных зигзагообразных цепей Sn. При длительном выдерживании при температурах 20-95°C все модификации серы превращаются в a-серу.
Температура плавления ромбической a-серы 112,8°С, а моноклинной b-серы 119,3°С. И в том, и в другом случае образуется легкоподвижная желтая жидкость, которая при температуре около 160°С темнеет; ее вязкость повышается, и при температуре выше 200°С расплавленная сера становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется тем, что сначала в расплаве разрушаются кольцевые молекулы S8. Возникающие фрагменты объединяются друг с другом с образованием длинных цепей S из нескольких сотен тысяч атомов. Дальнейшее нагревание расплавленной серы (выше температуры 250°C) ведет к частичному разрыву цепей, и жидкость снова становится более подвижной. Около 190°C ее вязкость примерно в 9000 раз больше, чем при 160°C.
При температуре 444,6°C расплавленная сера закипает. В зависимости от температуры в ее парах можно обнаружить молекулы S8, S6, S4 и S2. Изменение состава молекул вызывает изменение окраски паров серы от оранжево-желтого до соломенно-желтого цвета. При температуре выше 1500°C молекулы S2 диссоциируют на атомы.
Молекулы S2 парамагнитны и построены аналогично молекуле O2. Во всех других состояниях сера диамагнитна.
В воде сера практически нерастворима. Некоторые ее модификации растворяются в органических жидкостях (толуоле, бензоле) и особенно хорошо — в сероуглероде CS2 и жидком аммиаке NH3.
Сера — достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества, но и сама довольно легко окисляется кислородом и галогенами.
S + O2 = SO2; S + 3F2 = SF6,
2S + Cl2 = S2Cl2 (c примесью SCl2)
С водородом при нагревании сера образует сероводород H2S и в небольшом количестве сульфаны (соединения состава H2Sn):
H2 + S H2S.
Примеры реакций серы с металлами:
2Na + S = Na2S, Ca + S = CaS, Fe + S = FeS
Образующиеся в этих реакциях сульфиды характеризуются не постоянным, а, как правило, переменным составом. Так, состав сульфида кальция может непрерывно изменяться в границах от CaS до CaS5. Полисульфиды типа СаSn или Na2Sn при взаимодействии, например, с соляной кислотой образуют сульфаны H2Sn, причем значение n может составлять от 1 до приблизительно 10.
Концентрированная серная кислота при нагревании окисляет серу до SO2:
S + 2H2SO4 = 2H2O + 3SO2.
Царская водка (смесь азотной и соляной кислот) окисляет серу до серной кислоты.
Разбавленная азотная кислота, соляная кислота без окислителей и серная кислота на холоде с серой во взаимодействие не вступают. При нагревании в кипящей воде или растворах щелочей сера диспропорционирует:
3S + 6NaOH 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O;
Сера может присоединяться к сульфидам
Na2S + (n–1)S = Na2Sn
и к сульфитам:
Na2SO3 + S = Na2S2O3
В результате протекания данной реакции из сульфита натрия Na2SO3 образуется тиосульфат натрия Na2S2O3.
При нагревании сера реагирует почти со всеми элементами, кроме инертных газов, иода, азота, платины и золота.
Известно несколько оксидов серы. Кроме устойчивых диоксида серы SO2 [другие названия: сернистый газ, сернистый ангидрид, оксид серы (IV)] и триоксида серы SO3 [другие названия: серный газ, серный ангидрид, оксид серы (VI)], получены неустойчивые оксиды S2O (при пропускании тока SO2 через тлеющий разряд) и S8O (при взаимодействии H2S с SOCl2). Пероксиды SO4 и S2O7 образуются при пропускании SO2 в смеси с кислородом через тлеющий разряд или за счет окисления SO2 озоном.
Кислотному диоксиду серы SO2 соответствует неустойчивая кислота средней силы H2SO3 (сернистая кислота):
Н2О + SO2 H2SO3,
а кислотному триоксиду серы SO3 — сильная двухосновная серная кислота H2SO4:
SO3 + H2O = H2SO4
И сернистой кислоте H2SO3, и серной H2SO4 соответствуют по два ряда солей: кислые [соответственно гидросульфиты NaHSO3, Ca(HSO3)2 и др. и гидросульфаты КНSO4, NaНSO4 и другие] и средние [сульфиты Na2SO3, K2SO3 и сульфаты CaSO4, Fe2 (SO4)3].
Сера входит в состав многих органических соединений.

1.2. Историческая справка.
Нахождение в природе


Сера встречается в природе в свободном (самородном) состоянии, поэтому она была известна человеку уже в глубокой древности. Сера привлекала внимание характерной окраской, голубым цветом пламени и специфическим запахом, возникающим при горении (запах сернистого газа). Считалось, что горящая сера отгоняет нечистую силу. В Библии говорится об использовании серы для очищения грешников. У человека средневековья запах «серы» ассоциировался с преисподней. Применение горящей серы для дезинфекции упоминается Гомером. В Древнем Риме с помощью сернистого газа отбеливали ткани.
Издавна использовалась сера в медицине — ее пламенем окуривали больных, ее включали в состав различных мазей для лечения кожных заболеваний. В 11 в. Авиценна (Ибн Сина), а затем и европейские алхимики полагали, что металлы, в том числе золото и серебро, состоят из находящихся в различных соотношениях серы и ртути. Поэтому сера играла важную роль в попытках алхимиков найти «философский камень» и превратить недрагоценные металлы в драгоценные. В 16 в. Парацельс считал серу наряду с ртутью и «солью» одним из основных «начал» природы, «душою» всех тел.
Практическое значение серы резко возросло после того, как изобрели черный порох (в состав которого обязательно входит сера). Византийцы в 673 г., защищая Константинополь, сожгли флот неприятеля с помощью так называемого греческого огня — смеси селитры, серы, смолы и других веществ — пламя которого не гасилось водой. В средние века в Европе применялся черный порох, по составу близкий к смеси греческого огня. С тех пор началось широкое использование серы для военных целей.
Издавна было известно и важнейшее соединение серы — серная кислота. Один из создателей ятрохимии, монах Василий Валентин, в 15 веке подробно описал получение серной кислоты путем прокаливания железного купороса (старинное название серной кислоты — купоросное масло).
Элементарную природу серы установил в 1789 А. Лавуазье. В названиях химических соединений, содержащих серу, часто содержится приставка «тио» (например, применяемый в фотографии реактив Na2S2O3 имеет название тиосульфат натрия). Происхождение этой приставки связано с греческим названием серы — theion.
Сера довольно широко распространена в природе. В земной коре ее содержание оценивается в 0,05% по массе. В природе часто встречаются значительные залежи самородной серы (обычно вблизи вулканов); в Европе они расположены на юге Италии, в Сицилии. Еще большие залежи самородной серы имеются в США (в штатах Луизиана и Техас), а также в Средней Азии, в Японии, в Мексике. В природе сера встречается как россыпями, так и в виде кристаллических пластов, иногда образуя изумительные по красоте группы полупрозрачных желтых кристаллов (так называемые друзы).
В вулканических местностях часто наблюдается выделение из-под земли газа сероводорода H2S; в этих же регионах сероводород встречается в растворенном виде в серных водах. Вулканические газы часто содержат также сернистый газ SO2.
На поверхности нашей планеты широко распространены месторождения различных сульфидных соединений. Наиболее часто среди них встречаются: железный колчедан (пирит) FeS2, медный колчедан (халькопирит) CuFeS2, свинцовый блеск PbS, киноварь HgS, сфалерит ZnS и его кристалическая модификация вюртцит, антимонит Sb2S3 и другие. Известны также многочисленные месторождения различных сульфатов, например, сульфата кальция (гипс CaSO4·2H2O и ангидрит CaSO4), сульфата магния MgSO4 (горькая соль), сульфата бария BaSO4 (барит), сульфата стронция SrSO4 (целестин), сульфата натрия Na2SO4·10H2O (мирабилит) и др.
Каменные угли содержат в среднем 1,0-1,5% серы. Сера может входить и в состав нефти. Целый ряд месторождений природного горючего газа (например, Астраханское) содержат как примесь сероводород.
Сера относится к элементам, которые необходимы для живых организмов, так как она является существенной составной частью белков. Белки содержат 0,8-2,4% (по массе) химически связанной серы. Растения получают серу из сульфатов, содержащихся в почве. Неприятные запахи, возникающие при гниении трупов животных, объясняются главным образом выделением соединений серы (сероводорода: и меркаптанов), образующихся при разложении белков. В морской воде присутствует около 8,7·10-2 % серы.

1.3 Получение. Применение. Биологическая роль


Серу получают, в основном, выплавляя ее из горных пород, содержащих самородную (элементарную) серу. Так называемый геотехнологический способ позволяет получать серу без подъема руды на поверхность. Этот способ был предложен в конце 19 века американским химиком Г. Фрашем, перед которым встала задача извлечения на поверхность земли серы из месторождений юга США, где песчаный грунт резко усложнял ее добычу традиционным шахтным методом.
Фраш предложил использовать для подъема серы на поверхность перегретый водяной пар. Перегретый пар по трубе подают в подземный слой, содержащий серу. Сера плавится (ее температура плавления немного ниже 120°С) и по трубе, расположенной внутри той, по которой под землю закачивают водяной пар, поднимается наверх. Для того чтобы обеспечить подъем жидкой серы, через самую тонкую внутреннюю трубу нагнетают сжатый воздух.
По другому (термическому) методу, получившему особое распространение в начале 20 века на Сицилии, серу выплавляют, или возгоняют, из дробленной горной породы в специальных глиняных печах.
Существуют и другие методы выделения самородной серы из породы, например, экстракцией сероуглеродом или флотационными методами.
В связи с тем, что потребность промышленности в сере очень велика, разработаны методы ее получения из сероводорода H2S и сульфатов.
Метод окисления сероводорода до элементарной серы был впервые разработан в Великобритании, где значительные количества серы научились получать из остающегося после получении соды Na2CO3 по методу французского химика Н. Леблана сульфида кальция CaS. Метод Леблана основан на восстановлении сульфата натрия углем в присутствии известняка CaCO3.
Na2SO4 + 2C = Na2S + 2CO2;
Na2S + CaCO3 = Na2CO3 + CaS.
Соду затем выщелачивают водой, а водную суспензию плохо растворимого сульфида кальция обрабатывают диоксидом углерода:
CaS + CO2 + H2O = CaCO3 + H2S
Образующийся сероводород H2S в смеси с воздухом пропускают в печи над слоем катализатора. При этом за счет неполного окисления сероводорода образуется сера:
2H2S + O2 = 2H2O +2S
Аналогичный метод используют для получения элементарной серы и из сероводорода, сопутствующего природным газам.
Так как современная техника нуждается в сере высокой чистоты, разработаны эффективные методы рафинирования серы. При этом используют, в частности, различия в химическом поведении серы и примесей. Так, мышьяк и селен удаляют, обработав серу смесью азотной и серной кислот.
Использованием методов, основанных на дистилляции и ректификации, удается получить высокочистую серу с содержанием примесей 10–5 - 10–6 % по массе.
Около половины производимой серы используется на производство серной кислоты, около 25% расходуется для получения сульфитов, 10-15% — для борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур (главным образом винограда и хлопчатника) (наибольшее значение здесь имеет раствор медного купороса CuSO4·5H2O), около 10% используется резиновой промышленностью для вулканизации резины. Серу применяют при производстве красителей и пигментов, взрывчатых веществ (она до сих пор входит в состав пороха), искусственных волокон, люминофоров. Серу используют при производстве спичек, так как она входит в состав, из которого изготовляют головки спичек. Серу до сих пор содержат некоторые мази, которыми лечат заболевания кожи. Для придания сталям особых свойств в них вводят небольшие добавки серы (хотя, как правило, примесь серы в сталях нежелательна).
Сера постоянно присутствует во всех живых организмах, являясь важным биогенным элементом. Ее содержание в растениях составляет 0,3-1,2 %, в животных 0,5-2 % (морские организмы содержат больше серы, чем наземные). Биологическое значение серы определяется прежде всего тем, что она входит в состав аминокислот метионина и цистеина и, следовательно, в состав пептидов и белков. Дисульфидные связи –S–S– в полипетидных цепях участвуют в формировании пространственной структуры белков, а сульфгидрильные группы (–SH) играют важную роль в активных центрах ферментов. Кроме того, сера входит в молекулы гормонов, важных веществ. Много серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани. Неорганические соединения серы необходимы для минерального питания растений. Они служат субстратами окислительных реакций, осуществляемых распространенными в природе серобактериями.
В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 1402 г серы. Суточная потребность взрослого человека в сере — около 4.
Однако по своему отрицательному воздействию на окружающую среду и человека сера (точнее, ее соединения) стоит на одном из первых мест. Основной источник загрязнения серой — сжигание каменного угля и других видов топлива, содержащих серу. При этом около 96% серы, содержащейся в топливе, попадает в атмосферу в виде сернистого газа SO2.
В атмосфере сернистый газ постепенно окисляется до оксида серы (VI). Оба оксида — и оксид серы (IV), и оксид серы (VI) — взаимодействуют с парами воды с образованием кислотного раствора. Затем эти растворы выпадают в виде кислотных дождей. Оказавшись в почве, кислотные воды угнетают развитие почвенной фауны и растений. В результате создаются неблагоприятные условия для развития растительности, особенно в северных регионах, где к суровому климату добавляется химическое загрязнение. В результате гибнут леса, нарушается травяной покров, ухудшается состояние водоемов. Кислотные дожди разрушают изготовленные из мрамора и других материалов памятники, более того, они вызывают разрушение даже каменных зданий и изделий из металлов. Поэтому приходится принимать разнообразные меры по предотвращению попадания соединений серы из топлива в атмосферу. Для этого подвергают очистке от соединений серы нефть и нефтепродукты, очищают образующиеся при сжигании топлива газы.
Сама по себе сера в виде пыли раздражает слизистые оболочки, органы дыхания и может вызывать серьезные заболевания. ПДК серы в воздухе 0,07 мг/м3.
Многие соединения серы токсичны. Особенно следует отметить сероводород, вдыхание которого быстро вызывает притупление реакции на его неприятный запах и может привести к тяжелым отравлениям даже с летальным исходом. ПДК сероводорода в воздухе рабочих помещений 10 мг/м3, в атмосферном воздухе 0,008 мг/м3.

1.4. Трансформация серы


           
Сера – один из основных элементов питания растений. В природе она встречается в составе неорганических веществ: сульфатов, сульфидов, в молекулярном виде.
            В живых организмах серы входит в состав аминокислот, белков, алкалоидов. В трансформации серы участвуют все природные компоненты: вода, воздух, почва, а также специализированные микроорганизмы. Одни из них окисляют соединения серы во внутриклеточных реакциях с выделением энергии, а другие восстанавливают. Эти химические реакции являются источником получения энергии для бактерий.
            Микроорганизмы, участвующие в трансформации серы, относятся к хемолитотрофам, т. е. им свойственен неорганический характер окислительно-восстановительных реакций.
            Основная доступная для растений форма соединений серы – сульфат-ионы, образующиеся в почве в результате деятельности микроорганизмов. Докажем это, проведя качественную реакцию на сульфат-ион в пробах из настоя сенной палочки и накопительной культуры серобактерий.
                    

1.5.
Учебно-исследовательский эксперимент: качественная реакция на сульфат-ион, микробиологическое исследование накопительной культуры серобактерий.


Опыт 1.
            Реактивы и объекты: настой сенной палочки, накопительная серобактерий, раствор хлорида бария.
            Подготовка к опыту. Для получения накопительной культуры десульфофицирующих бактерий готовят питательную смесь (на 1 л воды): сегнетовая соль – 5 г, аспарагин – 2 г, сульфат магния – гидрофосфат калия – 1 г, сульфат железа – следы. Смесь наливают в высокие конические колбы до самой пробки, заражают почвой и настаивают 7-10 суток при температуре 25-30 С.
            В высокий цилиндр наливают воду, прибавляют туда свежеосаждённый гидроксид железа (III), небольшое количество ила из водоёма и немного сена, предварительно вываренного в большом количестве воды. Содержимое сосуда настаивают при комнатной температуре и через несколько дней наблюдают появление на стенках ржавых пятен, которые постепенно разрастаются и образуют сплошной «войлок», состоящий преимущественно из бактерий.
            Отберите пробы из выданных склянок и докажите содержание в них сульфат-ионов. Запишите сокращённое ионное уравнение реакции.
            В ходе дальнейшего круговорота эта форма иона восстанавливается. Сульфатредуцирующие бактерии, которые в результате своей жизнедеятельности образуют атомарный водород, осуществляют этот процесс по схеме:
SO + 8H – S + 4H2O + Q.
S + 8е – S
H - 1e – H
            При ассимиляции (у растений) и иммобилизации (у микроорганизмов) часть серы усваивается и фиксируется в организме:
 SO4 – S (орг.).
            Дальнейший процесс связан с минерализацией органических соединений, содержащих серу. Происходит восстановление серы не специализированными гетеротрофными микроорганизмами:
S (орг.) – H2S,
и, таким образом, конечным продуктом восстановления сульфат-иона оказывается сероводород. Процесс восстановления серы получил название десульфофикации.
            В природе этот процесс имеет немаловажное значение: он лежит в основе формирования в толщах морей и океанов слоёв, содержащих в высоких концентрациях сероводород. Так, в Чёрном море сероводородные воды занимают около 90% объёма. В бассейне Солёного озера (США) бактерии образуют в год до 10 т серы в виде сероводорода. Иловые отложения, содержащие сероводород, используют для лечения остеохондроза.
            Трансформация предусматривает и обратный процесс – окисление образующегося сероводорода до сульфат-иона. Этот процесс осуществляют специализированные группы автотрофных микроорганизмов – серобактерии (бесцветные – аэробно, пурпурные и зелёные – анаэробно).
            Сущность процесса сульфофикации:
2H2S + O2 – 2S + 2H2O + Q;
2S + 2H2O +3O2 – 2H2SO4 + Q.
Серобактерии могут запасать молекулярную серу. Энергию, получаемую от окисления, бактерии используют для восстановления углекислого газа. В условиях недостатка сероводорода в среде они переходят к окислению серы, запасённой в клетке, и окисляют её до серной кислоты. Последняя вступает во взаимодействие с гидрокарбонатом кальция с образованием гипса:
H2SO4 + Ca(HCO3)2 = CaSO4 + H2O +CO2.
Круговорот серы связан с круговоротом фосфора: когда в среде образуются сульфат-ионы, фосфор из нерастворимой формы переходит в растворимую и становится доступным к переработке:
FeHPO4 + S – FeS +HPO4.  
Опыт 2.
            Обсушиваем предметное стекло, обезжиренное в смеси Никифорова (спирт:эфир=1:1). Микробиологической петлёй, предварительно прокалённой, делаем мазок. Высушиваем его и фиксируем в пламени спиртовки. Окрашиваем в течении 2-3 мин (генциан-виолет, фуксин, метиловая синь) и смываем краситель. Готовый препарат высушиваем на воздухе. Изучаем его под микроскопом с объективом МИ-90, используя иммерсионное масло. Делаем рисунок и даём морфологическую характеристику обнаруженных форм.
            В накопительной культуре чаще всего встречается Spirillum desulfuricans – вибрионоподобная палочка извилистой формы.
            Другая распространённая форма этой группы, Vibrio desulfuricans – подвижный вибрион с одним или несколькими жгутиками, обычно обитает в шлаках и грязях.

2.
Железо


Желе́зо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, атомный номер 26. Обозначается символом Fe (лат. Ferrum). Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия).
Простое вещество железо (CAS-номер: 7439-89-6) — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью: железо быстро корродирует при высоких температурах или при высокой влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе.
На самом деле железом обычно называют его сплавы с малым содержанием примесей (до 0,8%), которые сохраняют мягкость и пластичность чистого металла. Но на практике чаще применяются сплавы железа с углеродом: сталь (до 2% углерода) и чугун (более 2% углерода), а так же нержавеющая (легированная) сталь с добавками легирующих металлов (хром, марганец, никель и др.). Совокупность специфических свойств железа и его сплавов делают его «металлом № 1» по важности для человека.
В природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железо-никелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al[2]). Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.

2.1. 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 и свойствами ферромагнетика (769 °C ≈ 1043 K — точка Кюри для железа)
в температурном интервале 769—917 °C существует β-Fe, который отличается от α-Fe только параметрами объёмноцентрированной кубической решётки и магнитными свойствами парамагнетика
в температурном интервале 917—1394 °C существует γ-Fe (аустенит) с гранецентрированной кубической решёткой
выше 1394 °C устойчив δ-Fe с объёмоцентрированной кубической решёткой
Металловедение не выделяет β-Fe, как отдельную фазу, и рассматривает её как разновидность α-Fe. При нагреве железа или стали выше точки Кюри (769 °C ≈ 1043 K) тепловое движение ионов расстраивает ориентацию спиновых магнитных моментов электронов, ферромагнетик становится парамагнетиком — происходит фазовый переход второго рода, но фазового перехода первого рода с изменением основных физических параметров кристаллов не происходит.
Для чистого железа при нормальном давлении, с точки зрения металловедения, существуют следующие устойчивые модификации:
            От абсолютного нуля до 910 ºC устойчива α-модификация с объёмноцентрированной кубической (ОЦК) кристаллической решёткой. Твёрдый раствор углерода в α-железе называется ферритом.
            От 910 до 1400 ºC устойчива γ-модификация с гранецентрированной кубической (ГЦК) кристаллической решёткой. Твёрдый раствор углерода в γ-железе называется аустенитом.
            От 910 до 1539 ºC устойчива δ-модификация с объёмноцентрированной кубической (ОЦК) кристаллической решеткой. Твёрдый раствор углерода в δ-железе (так же, как и в α-железе) называется ферритом. Иногда различают высокотемпературный δ-феррит и низкотемпературный α-феррит (или просто феррит), хотя их атомные структуры одинаковы.
Наличие в стали углерода и легирующих элементов существенным образом изменяет температуры фазовых переходов (см. фазовую диаграмму железо-углерод).
В области высоких давлений (свыше 104 МПа, 100 тыс. атм.) возникает модификация ε-железа с гексагональной плотноупакованной (ГПУ) решёткой.
Явление полиморфизма чрезвычайно важно для металлургии стали. Именно благодаря α- γ переходам кристаллической решетки происходит термообработка стали. Без этого явления железо, как основа стали не получило бы такого широкого применения.
Железо тугоплавко, относится к металлам средней активности. Температура плавления железа 1539 °C, температура кипения — около 3200 °C.
                  
               

2.2. Трансформация железа


                Многие составные части пищевых цепей интенсивно накапливают железо, например водная флора (сине-зелёные водоросли, тростник хвощ), бактерии, являющиеся кормом для малощетинковых червей. Далее осуществляется передача его по трофическим цепям к более высокоорганизованным существам. Интенсивна деятельность железобактерий приводит к тому, что железо в водоёмах  не рассеивается, а окисляется и концентрируется в донных отложениях.
                Нитчатые формы железобактерий являются обитателями поверхности вод. Железобактерии, как геологические агенты, участвуют в образовании железистых отложений, формируя осадочные железные руды.
                В основе деятельности железобактерий лежит процесс окисления  Fe до Fe. Так, минерал сидерит под воздействием железобактерий превращается в Fe(OH):
4FeCO3 + 6H2O +O2 = 4Fe(OH)3 + 4CO2
Fe +1e – Fe
O2 + 4e – 2O
                Выделяют две группы железобактерий . Первую – сравнительно небольшую группу – составляют ацидофильные «истинные» железобактерии. Процесс окисления у этих железобактерий протекает в кислой среде. Живут они в кислых источниках, озёрах, но в наибольших масштабах их деятельность проявляется в рудных месторождениях, торфяниках, Процесс можно записать следующим образом:
4FeSO4 + O2 + 2HSO4 = 2Fe(SO)3 + 2H2O +Q
                Вторую – более обширную группу – составляют микроорганизмы, окисляющие ионы Fe в нейтральной или щелочной среде. С их деятельностью связано образование железомарганцевых конкреций в пресноводных и морских водоёмах. Железобактерии выделяют в окружающую среду пероксид водорода, под действием которого окисление осуществляется по схеме:
2Fe + H2O2 + H – 2Fe +2H2O.
                Кроме того, окисление ионов Fe до Fe происходит и самопроизвольно, без непосредственного участия микроорганизмов, но в присутствии железобактерий скорость этого процесса резко возрастает, т.е. железобактерии играют роль катализаторов.
                В природе в анаэробных условиях могут происходить микробиологические процессы восстановления железа при сопряжённом окислении органических веществ гетеротрофными микроорганизмами (например, клостридиумом).
2.3

. Учебно-исследовательский эксперимент


Опыт 3
                Реактивы и объективы: растворы хлорида железа (II), гидроксида натрия, гексацианоферрата (II) калия; накопительная культура железобактерий.
                Получите гидроксид железа (II) реакцией обмена. Оставив его для окисления, наблюдайте за происходящими изменениями.
                У вас на столах есть накопительная культура железобактерий. Докажите, что железо в обоих случаях имеет степень +3, проведя качественную реакцию на этот ион. Запишите уравнения химических реакций в ионном виде.
                Интересные работы по морфологии и распространению железобактерий провёл Н. Г. Холодный. Ему удалось доказать, что в течение почти 100 лет исследователи за тело железобактерий принимали футляр из гидроксида железа (III). Он сумел получить эти микроорганизмы без футляра.
                Проведём микробиологическое изучение культуры железобактерий.
Опыт 4
                Готовим препарат (по общей схеме), микроскопируем его. Делаем рисунок и даём морфологическую характеристику форм железобактерий.
                Среди железобактерий имеются кокковидные, палочковидные и нитчатые формы. За последнее время выяснилось, что большинство форм железобактерий не принадлежит к автотрофам или являются факультативными автотрофами.

Обсуждение экологических проблем


            Бактериальные организмы, участвующие в трансформации серы, могут приносить как пользу, так и вред. Например, установлено, что сульфатредуцирующие бактерии разрушают материалы, не устойчивые к воздействию сероводорода. Подсчитано, что 50% ущерба от коррозии подземных трубопроводов вызвано активной жизнедеятельностью бактерий этой группы. Накопление сероводорода в почве и водоёмах оказывает сильное токсилогическое воздействие на организмы животных и растений и нередко приводит к гибели.
            В то же время сульфатредуцирующие бактерии, восстанавливая сульфаты, являются продуцентами сероводорода и, следовательно, играют существенную роль на первом этапе геологического процесса образования месторождений серы и сульфидных руд.
            Помимо биологического цикла соединений серы в атмосфере происходит трансформация серосодержащих газов. Сернистый газ и сероводород выделяют в атмосферу при извержении вулканов, но это явление происходит сравнительно редко и не относится к факторам, вызывающим загрязнение атмосферы.
            Более серьёзную опасность представляют выбросы промышленных предприятий, работающих на высокосернистых сортах угля и нефти. Окисление сернистого газа в атмосфере сопровождается образованием серной кислоты, которая с осадками выпадает на почву, вызывая сильное закисление почв и гибель растительности вблизи промышленных комплексов. Кроме того, сжигание ископаемого топлива повышает содержание в воздухе токсичного оксида серы (IV). При загрязнении атмосферного фоздуха оксидами азота, углеводородами под воздействием ультфиолетового излучения оксид серы (IV) превращается в оксид серы (IV), образующий с парами воды аэрозоль серной кислоты, которая снижает продуктивность зелёных растений (угнетает процесс фотосинтеза). В свою очередь, это приводит к нарушениям в общей цепи круговорота серы.
            Жизнедеятельность железобактерий наносит большой вред трубопроводам водоснабжения и канализации. Установлено, что даже при наличии в воде двухвалентного железа (а оно присутствует практически всегда) железобактерии начинают развиваться.
            В протоплазме своих клеток они превращают двухвалентное железо в нерастворимый гидроксид железа (III). В результате вода растворяет всё новые и новые порции железа. Гидроксид железа (III) выделяется на поверхности клеток микроорганизмов, что со временим всё больше затрудняет в них обмен веществ. Поэтому у железобактерий время от времени происходит своеобразная «линька» - сбрасывание годкоксида железа (III), который придаёт воде ржавый цвет и мутный вид. Эта ржавчина откладывается в застойных зонах водопроводных систем и становится пищей для других бактерий, продукт жизнедеятельности которых – серная кислота. В свою очередь, это вещество вызывает интенсивную электролитическую коррозию трубопровода. Например, в результате деятельности микроорганизмов вида тиобацилус ферроксиданс происходит следующий процесс:
4FeS2 +6H2O + 15O2 = 4Fe(OH)SO4 +4H2SO4.
            Вода, вытекающая из заброшенных железорудных шахт, может иметь pH 2 и больше и тем самым создавать угрозу кислотного загрязнения расположенных поблизости водоёмов. В то же время известно, что присутствие железобактерий приводит к катастрофическим последствиям в результате разрушения технического оборудования из кислоупорных сталей и алюминиевых сплавов.