Сулфур

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Сулфурот во периодниот систем.
Сулфур.

Сулфурот е хемискиот елемент во периодниот систем што го има симболот S и атомскиот број 16. Тој е чест неметал без вкус и мирис и е повеќевалентен. Во својата основна форма, сулфурот е жолта кристална цврста супстанца. Во природата тој може да се најде како чист елемент или како сулфидни и сулфатни минерали. Тој е есенцијален елемент за животот и е најден во две аминокиселини. Неговите комерцијални употреби се главно во вештачките ѓубрива, но доста се користи и во чкорчињата, инсектицидите и фунгицидите.

Поважни карактеристики[уреди]

Горе: Парче сулфур се топи до крв црвена течност.
Долу: Кога согорува, сулфурот емитира син пламен.

При собна температура, сулфурот е мека светложолта цврста супстанца. Иако мирисот на сулфурот е доста непопуларен—често споредуван со расипани јајца—тој е всушност карактеристика на водород сулфидот (H2S); елементарниот сулфур има слаб мирис сличен на оној на ќибритите. Овој елемент согорува со син пламен кој го емитира сулфур диоксидот, забележлив по својот задушувачки мирис. Сулфурот е нерастворлив во вода, но растворлив е во јаглерод дисулфид и во помала мерка во другите органски растворувачи како што е бензенот. Чести оксидациони броеви на сулфурот се −2, +2, +4 и +6. Сулфурот образува стабилни соединенија со сите елементи освен со благородните гасови.

Сулфурот во цврста состојба обично постои како циклични круновидни S8 молекули. Сулфурот има многу алотропи покрај S8. Со отстранување на еден атом од круната се добива S7, кој е одговорен за карактеристичната жолта боја на сулфурот. Подготвени се и многу други прстени, вклучувајчи ги S12 и S18. За споредба, неговиот полесен сосед кислород постои само во две состојби од алотропско значење: O2 и O3. Селенот, потешкиот аналог на сулфурот може да образува прстени, но многу почесто се наоѓа како полимерен синџир.

Структурата на S8 молекулата.

Кристалографијата на сулфурот е комплексна. Во зависност од специфичните услови, сулфурните алотропи образуваат неколку различни кристални структури од кои најпознати се оние со ромбична и моноклинична S8 молекула.

Важна карактеристика е и тоа што вискозноста на стопениот сулфур, за разлика од другите течности, се зголемува со температурата, како резултат на образувањето на полимерни синџири. Како и да е, откога ќе се постигне специфична температура, вискозноста се редуцира бидејќи постои доволна енергија за да ги сруши синџирите.

Аморфниот или "пластичен" сулфур може да се произведува со брзото ладење на стопениот сулфур. Кристалографските студии покажуваат дека аморфната форма може да има хелична структура со осум атоми. Оваа форма е метастабилна при собна температура и постепено се враќа во кристалната форма. Овој процес се случува за време од неколку часови или денови, но може да се катализира.

Примена[уреди]

Сулфурот има многу индустриски примени. Преку неговиот главен дериват, сулфурната киселина (H2SO4), сулфурот се рангира како еден од најважните индустриски сурови материјали. Тој е од примарна важност за секој сектор од светсите економии.

Производството на сулфурната киселина е главната крајна употреба на сулфурот, а потрошувачката на сулфурната киселина се смета за една од најдобрите индикатори за индустрискиот развој на една нација.

Сулфурот се користи иста така во батериите, детергентите, вулканизацијата на гумата, фунгицидите и во производството на фосфатни вештачки ѓубрива. Сулфитите се користат за белење на хартијата и како презервативи во виното и исушеното овошје. Поради неговата запалива природа, сулфурот исто така наоѓа примена во ќибритите, правта за огненото оружје и пиротехниката. Натриум или амониум тиосулфатот се употребува како фотографско фиксирачко средство. Магнезиум сулфатот, подобро познат и како Епсом сол, може да се користи како лаксатив, адитив во бањата, ексфолијант или, пак, магнезиумски додаток за растенијата. Сулфурот се користи како светлогенерирачкиот медиум во т.н. сулфурни лампи.

Во доцните 1700-сетти, производителите на мебел користеле стопен сулфур за правење на декорации. Поради сулфур диоксидот кој се добива при процесот на топење на сулфурот, оваа постапка била напуштена.

Биолошка улога[уреди]

Аминокиселините цистеин и метионин содржат сулфур, како и сите полипептиди, белковини и ензими кои ги содржат овие аминокиселини. Ова го прави сулфурот потребна состојка на сите живи клетки. Дисулфидните врски помеѓу полипептидите се многу важни за агрегирањето и структурата на белковините. Хомоцистеинот и тауринот се исто така аминокиселини кои содржат сулфур, но не се кодирани од ДНК, ниту се дел од примарната структура на белковините. Некои форми на бактерии го користат водород сулфидот (H2S) на местото на водата како донор на електрони во еден примитивен процес сличен на фотосинтезата. Сулфурот се апсорбира од растенијата од почвата преку корењата како сулфатен јон и тие го редуцираат до сулфид пред да се инкорпорира во цистеинот и другите органски сулфурни соединенија (сулфурна асимилација). Неорганскиот сулфур образува дел од железо-сулфур гроздовите и тој исто така е поврзувачкиот лиганд во CuA местото на цитохром с оксидаза. Сулфурот е важна состојка на коензимот А.

Улога во животната средина[уреди]

Горењето на јагленот и нафтата од страна на индустријата и термоелектраните ослободува огромни количини на SO2 кој реагира со атмосферската вода и кислород, при што се добива сулфурна киселина. Оваа сулфурна киселина е состојка на киселите дождови, кои ја снижуваат вредноста на pH на почвата и слатководните басени, што резултира во значајна штета за животната средина и хемиската структура на статуите и архитектурата. Стандардите за горива препорачуваат екстракција на сулфур од фосилните горива за да се превенира појавата на кисели дождови. Овој екстрахиран сулфур потоа се рафинира и претставува голем дел од производството на сулфур.