SULF: ISTORIC, PROPRIETĂȚI, STRUCTURĂ, OBȚINERE, UTILIZĂRI - CHIMIE - 2025

Sulful este un element de nemetalici conduce, sub oxigen, grupul de calcogen din tabelul periodic. Este localizat în mod specific în grupa 16 cu perioada 3 și este reprezentat de simbolul chimic S. Dintre izotopii naturali, ³² S este de departe cel mai abundent (aproximativ 94% din totalul atomilor de sulf).

Este unul dintre cele mai abundente elemente de pe Pământ, reprezentând aproximativ 3% din masa sa totală. Cu alte cuvinte, dacă s-ar lua tot sulful de pe planetă, s-ar putea construi două luni galbene; ar fi trei sateliți în loc de unul. Poate adopta diferite stări de oxidare (+2, -2, +4 și +6), astfel încât sărurile sale sunt numeroase și îmbogățesc scoarța și miezul pământului.

Cristale de sulf. Sursa: Pixabay.

Sulful este sinonim cu galben, mirosuri rele și iad. Motivul principal al mirosurilor sale rele se datorează compușilor derivați; în special sodele și cele organice. Dintre restul, mineralele sale sunt solide și au culori care includ galben, gri, negru și alb (printre altele).

Este unul dintre elementele care prezintă cel mai mult un număr mare de alotrope. Acesta poate fi găsit ca molecule mici, discrete de S ₂ sau S ₃ ; sub formă de inele sau cicluri, fiind sulful ortoromic și monoclinic S ₈ cel mai stabil și abundent dintre toate; și ca lanțuri elicoidale.

Nu se găsește numai în scoarța terestră sub formă de minerale, ci și în matricile biologice ale corpului nostru. De exemplu, este în aminoacizi cistină, cisteină și metionină, în proteine ​​de fier, cheratină și în unele vitamine. Este prezent și în usturoi, grapefruit, ceapă, varză, broccoli și conopidă.

Chimic este un element moale, iar în absența oxigenului formează minerale sulfate și sulfați. Arde cu o flacără albăstruie și poate apărea ca un solid amorf sau cristalin.

Deși este esențial pentru sinteza acidului sulfuric, o substanță extrem de corozivă și având mirosuri neplăcute, este de fapt un element benign. Sulful poate fi depozitat în orice spațiu fără precauții majore, atât timp cât se evită incendiile.

Istoric sulf

În Biblie

Sulful este unul dintre cele mai vechi elemente din istoria omenirii; atât de mult, încât descoperirea ei este incertă și nu se știe care dintre civilizațiile antice au folosit-o pentru prima dată (cu 4000 de ani înainte de Hristos). În chiar paginile Bibliei, el poate fi găsit însoțind focul iadului și iadul.

Se presupune că mirosul de sulf din iad este legat de erupțiile vulcanice. Primul său descoperitor trebuie să fi întâlnit cu siguranță mine de acest element, cum ar fi terenuri de praf sau cristale galbene în vecinătatea unui vulcan.

Antichitate

Acest solid gălbui a demonstrat curând efecte remarcabile de vindecare. De exemplu, egiptenii foloseau sulf pentru a trata inflamația pleoapelor. De asemenea, a ameliorat scabia și acneea, o aplicație care poate fi văzută astăzi în săpunuri cu sulf și alte articole dermatologice.

Romanii foloseau acest element în ritualurile lor, ca fumigant și înălbitor. Când arde, eliberează SO ₂ , un gaz care a inundat încăperile, amestecându-se cu umiditatea și oferind un mediu antibacterian capabil să omoare insectele.

Romanii, la fel ca grecii, au descoperit combustibilitatea ridicată a sulfului, motiv pentru care a devenit sinonim cu focul. Culoarea flăcărilor sale albăstrui trebuie să fi luminat circurile romane. Se crede că grecii, la rândul lor, au folosit acest element pentru a crea arme incendiare.

Chinezii, la rândul lor, au aflat că, amestecând sulful cu saltpeterul (KNO ₃ ) și cărbunele, au creat pulberea neagră materială care a stabilit o întorsătură istorică și asta a stârnit mari cereri și interes pentru acest mineral în națiunile vremii.

Timpuri moderne

Ca și cum praful de pușcă nu ar fi fost suficient de motiv pentru a râvni sulful, acidul sulfuric și aplicațiile sale industriale au apărut curând. Și cu toiagul de acid sulfuric, cantitatea de bogăție sau prosperitate a unei țări a fost măsurată în raport cu nivelurile sale de consum ale acestui compus.

Abia în 1789, genialul chimist Antoine Lavoisier a fost capabil să recunoască sulful și să-l clasifice ca element. Apoi, în 1823, chimistul german Eilhard Mitscherlich a descoperit că sulful poate cristaliza predominant în două moduri: romboedric și monoclinic.

Istoria sulfului a urmat același curs al compușilor și aplicațiilor sale. Cu enorma importanță industrială a acidului sulfuric, a fost însoțit de vulcanizarea cauciucurilor, sinteza penicilinei, exploatarea minelor, rafinarea petrolului brut bogat în sulf, alimentația solurilor etc.

Proprietăți

Aspectul fizic

Solid solid sub formă de pulbere sau cristal. Culoarea sa este de culoare galbenă de lămâie, este lipsită de gust și nu are miros.

Aspect lichid

Sulful lichid este unic prin faptul că culoarea sa galbenă inițială devine roșiatică și se intensifică și se întunecă dacă este supusă la temperaturi ridicate. Când arde, emite flăcări albastre strălucitoare.

Masă molară

32 g / mol.

Punct de topire

115,21 ° C.

Punct de fierbere

445 ° C.

punct de aprindere

160 ° C.

Temperatură de autoaprindere

232 ° C.

Densitate

2,1 g / ml. Cu toate acestea, alte alotrope pot fi mai puțin dense.

Capacitate termică molară

22,75 J / mol K

Raza covalentă

105 ± 3 pm.

electronegativitate

2.58 pe scara Pauling.

Polaritate

Legăturile SS sunt apolare, deoarece ambii atomi de sulf au aceeași electronegativitate. Aceasta face ca toate alotropele sale să fie nepolare; și, prin urmare, interacțiunile sale cu apa sunt ineficiente și nu pot fi solubilizate în ea.

Cu toate acestea, sulf poate fi dizolvat în solvenți nepolari , cum ar fi disulfura de carbon, CS ₂ , și compuși aromatici (benzen, toluen, xilen, etc.).

Ion

Sulful poate forma diverși ioni, de obicei anioni. Cel mai cunoscut dintre toate este sulful, S ^2- . S ^2- se caracterizează prin faptul că este voluminos și are o bază moale Lewis.

Deoarece este o bază moale, teoria afirmă că va tinde să formeze compuși cu acizi moi; cum ar fi cationii metalelor de tranziție, inclusiv Fe ²⁺ , Pb ²⁺ și Cu ²⁺ .

Structura și configurația electronică

Coroana de sulf

Molecula S8, cel mai stabil și abundent alotrop de sulf. Sursa: Benjah-bmm27.

Sulful poate apărea într-o mare varietate de alotrope; iar acestea la rândul lor au structuri cristaline care sunt modificate sub diferite presiuni și / sau temperaturi. Prin urmare, sulful este un element bogat în alotrope și polimorfe, iar studiul structurilor sale solide reprezintă o sursă nesfârșită de lucrări teoretico-experimentale.

De ce o asemenea complexitate structurală? Pentru început, legăturile covalente din sulf (SS) sunt foarte puternice, fiind depășite doar de cele ale carbonului, CC și ale hidrogenului, HH.

Sulful, spre deosebire de carbon, nu tinde să formeze tetraedre, ci bumeranguri; că cu unghiurile lor se pliază și inelează pentru a stabiliza lanțurile de sulf. Cel mai cunoscut inel dintre toate, reprezentând și cel mai stabil alotrop al sulfului, este S ₈ , „coroana de sulf” (imaginea de sus).

Rețineți că toate legăturile SS din S ₈ arată ca niște bumeranguri individuale, rezultând un inel cu pliuri și deloc plat. Aceste coroane S ₈ interacționează prin forțele londoneze, orientându-se astfel încât creează modele structurale care definesc un cristal ortorombic; numit S ₈ α (S-α, sau pur și simplu sulf ortorombic).

polimorfi

Coroana de sulf este una dintre numeroasele alotrope pentru acest element. S ₈ α este un polimorf al acestei coroane. Există alte două (printre cele mai importante) numite S ₈ β și S ₈ γ (S-β și S-γ, respectiv). Ambele polimorfi cristalizează în structuri monoclinic, cu S ₈ γ fiind mai dense (gamma sulf).

Toate trei sunt solide galbene. Dar cum obțineți fiecare polimorf separat?

S ₈ β se prepară prin încălzirea S ₈ α la 93 ° C, permițând apoi lent sale de răcire să încetinească spate tranziție la faza ortorombică ( grupa a). Și S ₈ γ, pe de altă parte, se obține când S ₈ alfa se topește la temperatura de 150 ° C, permițând din nou să se răcească lent; este cel mai dens dintre polimorfii coroanei de sulf.

Alte alotropuri ciclice

Coroana S ₈ nu este singurul alotrop ciclic. Sunt și altele , cum ar fi S ₄ , S ₅ (analog cu ciclopentan), S ₆ (reprezentat printr - un hexagon cum ar fi ciclohexan), S ₇ , S ₉ , și S _10-20 ; aceasta din urmă înseamnă că pot exista inele sau cicluri care conțin de la zece până la douăzeci de atomi de sulf.

Fiecare dintre ele reprezintă diferite alotropuri ciclice de sulf; și, la rândul său, pentru a-l sublinia, au varietăți de polimorfe sau structuri polimorfe care depind de presiune și temperatură.

De exemplu, S ₇ are până la patru polimorfi cunoscute: α, β, γ și δ. Membrele sau coroanele maselor moleculare superioare sunt produse de sinteză organică și nu predomină în natură.

Lanțuri de sulf

Lanț de sulf. Sursa: OpenStax

Pe măsură ce mai mulți atomi de sulf sunt încorporați în structură, tendința lor de inel scade, iar lanțurile de sulf rămân deschise și adoptă conformații elicoidale (ca și cum ar fi spirale sau șuruburi).

Și astfel, apare o altă familie voluminoasă de alotropuri de sulf, care nu constă din inele sau cicluri, ci din lanțuri (precum cea din imaginea de mai sus).

Când aceste lanțuri SS se aliniază în paralel în cristal, captează impuritățile și sfârșesc prin a defini un solid fibros numit sulf fibros, sau S-ψ. Dacă între aceste lanțuri paralele există legături covalente care le interconectează (așa cum se întâmplă cu vulcanizarea cauciucului), avem sulf laminar.

Când sulful S ₈ se topește, se obține o fază lichidă gălbui care se poate întuneca dacă temperatura este crescută. Acest lucru se datorează faptului că legăturile SS sunt rupte și, prin urmare, are loc un proces de depolimerizare termică.

Acest lichid atunci când este răcit prezintă caracteristici din plastic și apoi sticloase; adică se obține un sulf vitros și amorf (S-χ). Compoziția sa constă atât din inele cât și din lanțuri de sulf.

Și atunci când un amestec de alotrop fibros și laminar este obținut din sulful amorf, se produce Crystex, un produs comercial utilizat pentru vulcanizarea cauciucului.

Alotrope mici

Deși au rămas ultimele, ele nu sunt mai puțin importante (sau interesante) decât alotropele maselor moleculare superioare. Cele S ₂ și S ₃ molecule sunt versiunile sulfurați ale O ₂ și O ₃ . În primul, doi atomi de sulf sunt uniți cu o legătură dublă, S = S, iar în al doilea, există trei atomi cu structuri de rezonanță, S = SS.

Ambele S ₂ și S ₃ sunt gazoase. S ₃ prezintă o culoare roșie cherry. Ambele au suficient material bibliografic pentru fiecare copertă a unui articol individual.

Configurație electronică

Configurația electronilor pentru atomul de sulf este:

3s ² 3p ⁴

Acesta poate câștiga doi electroni pentru a-și completa octetul de valență și, astfel, are o stare de oxidare de -2. La fel, poate pierde electroni, începând cu doi în orbitalii săi 3p, starea sa de oxidare fiind +2; dacă pierzi alți doi electroni, cu orbitalii lor 3p goi, starea ta de oxidare va fi de +4; iar dacă pierzi toți electronii, va fi +6.

Obținerea

Mineralogic

Sulful face parte din multe minerale. Printre ele se numără piritul (FeS ₂ ), galena (PbS), covellita (CuS) și alte minerale de sulfat și sulfură. Prin prelucrarea lor nu se pot extrage doar metalele, ci și sulful după o serie de reacții reductive.

Poate fi obținut, de asemenea, într-un mod pur, în aerisiri vulcanice, unde pe măsură ce temperatura crește se topește și se varsă în jos; Și dacă va lua foc, va arăta ca lavă albăstruie noaptea. Printr-o muncă grea și o muncă fizică grea, sulful poate fi recoltat la fel cum s-a făcut destul de des în Sicilia.

Sulful poate fi găsit și în minele subterane, care sunt făcute pentru a pompa apa supraîncălzită pentru a o topi și a o muta la suprafață. Acest proces de obținere este cunoscut sub numele de Procesul Frasch, în prezent puțin utilizat.

Ulei

Astăzi, cea mai mare parte a sulfului provine din industria petrolului, deoarece compușii săi organici fac parte din compoziția petrolului brut și a derivatelor sale rafinate.

Dacă un produs brut sau rafinat este bogat în sulf și suferă o hidrodesulfurare, va elibera cantități mari de H ₂ S (gaz puturoși care miroase a ouă stricate):

RSR + 2 H ₂ → 2 RH + H ₂ S

H ₂ S este apoi tratat chimic în procesul Clauss, rezumat cu următoarele ecuații chimice:

3 O ₂ + 2 H ₂ S → 2 SO ₂ + 2 H ₂ O

SO ₂ + 2 H ₂ S → 3 S + 2 H ₂ O

Aplicații

Unele dintre utilizările pentru sulf sunt menționate mai jos și într-un mod general:

- Este un element esențial atât pentru plante, cât și pentru animale. Este chiar prezent în doi aminoacizi: cisteină și metionină.

- Este materia primă pentru acid sulfuric, un compus implicat în prepararea a nenumărate produse comerciale.

- În industria farmaceutică este utilizat pentru sinteza derivaților de sulf, penicilina fiind cea mai cunoscută dintre exemple.

- Permite vulcanizarea cauciucurilor prin interconectarea lanțurilor polimerice cu legăturile SS.

- Culoarea sa galbenă și amestecurile sale cu alte metale o fac de dorit în industria pigmenților.

- Amestecat cu o matrice anorganică, cum ar fi nisipul și rocile, betonul și asfaltul cu sulf sunt preparate pentru înlocuirea bitumului.

Riscuri și precauții

Sulful este de la sine o substanță inofensivă, non-toxică și, de asemenea, nu prezintă riscuri potențiale, decât dacă reacționează pentru a forma alți compuși. Sărurile sale sulfatate nu sunt periculoase și pot fi manipulate fără precauții majore. Acesta nu este cazul, cu toate acestea, cu derivații ei gazoși: SO ₂ și H ₂ S, ambele foarte toxice.

Dacă este în faza lichidă, poate provoca arsuri grave. Dacă este înghițit în cantități mari, poate declanșa producerea de H ₂ S în intestine. În caz contrar, nu reprezintă niciun risc pentru cei care o mestecă.

În termeni generali, sulful este un element sigur care nu necesită prea multe precauții, cu excepția faptului că îl ține departe de foc și de agenți oxidanti puternici.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică. (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Laura Crapanzano. (2006). Polimorfismul sulfului: Aspecte structurale și dinamice. Fizică .Université Joseph-Fourier - Grenoble I. Engleză. fftel-00204149f
3. Wikipedia. (2019). Alotrope de sulf. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Meyer Beat. (1976). Sulf elementar. Recenzii chimice, vol. 76, nr. 3.
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fapte cu elementele de sulf. Chemicool. Recuperat de la: chemicool.com
6. Donald W. Davis și Randall A. Detro. (2015). Istoria sulfului. Corporația de sulf din Golful Georgia. Recuperat de la: georgiagulfsulfur.com
7. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (11 ianuarie 2019). 10 fapte interesante de sulf. Recuperat de la: thinkco.com
8. Boone, C .; Bond, C .; Hallman, A .; Jenkins, J. (2017). Fișă generală a sulfului; Centrul Național de Informații privind Pesticidele, Servicii de Extensie a Universității de Stat din Oregon. npic.orst.edu