Сулфур

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Сулфур  (16S)
Sulfur-sample.jpg
Sulfur Spectrum.jpg
Спектрални линии на сулфурот
Општи својства
Име и симбол сулфур (S)
Изглед лимон жолти синтерувани микрокристали
Сулфурот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
O

S

Se
фосфорсулфурхлор
Атомски број 16
Стандардна атомска тежина (Ar) 32,06[1] (32,059–32,076)[2]
Категорија   повеќеатомски неметал
Група и блок група 16 (халокгени), p-блок
Периода III периода
Електронска конфигурација [Ne] 3s2 3p4
по обвивка
2, 8, 6
Физички својства
Фаза цврста
Точка на топење 388,36 K ​(115,21 °C)
Точка на вриење 717,8 K ​(444,6 °C)
Густина близу с.т. alpha: 2,07 g/cm3
beta: 1,96 g/cm3
gamma: 1,92 g/cm3
кога е течен, при т.т. 1,819 g/cm3
Критична точка 1.314 K, 20,7 MPa
Топлина на топење mono: 1,727 kJ/mol
Топлина на испарување mono: 45 kJ/mol
Моларен топлински капацитет 22,75 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 375 408 449 508 591 717
Атомски својства
Оксидациони степени 6, 5, 4, 3, 2, 1, −1, −2 ​(силен киселински оксид)
Електронегативност Полингова скала: 2,58
Енергии на јонизација I: 999,6 kJ/mol
II: 2.252 kJ/mol
II: 3.357 kJ/mol
(повеќе)
Ковалентен полупречник 105±3 pm
Ван дер Валсов полупречник 180 pm
Разни податоци
Кристална структура праворомбна
Кристалната структура на сулфурот
Топлоспроводливост 0.205 W/(m·K) (аморфен)
Електрична отпорност 2×1015  Ω·m (при 20 °C) (аморфен)
Магнетно подредување дијамагнетно[3]
Модул на збивање 7,7 GPa
Мосова тврдост 2
CAS-број 7704-34-9
Историја
Откриен Стара Кина[4] (пред 2000 п.н.е)
Препознаен како елемент од Антоан Лавоазје (1777)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на сулфурот
изо ПЗ полураспад РР ЕР (MeV) РП
32S 95,02% 32S е стабилен со 16 неутрони
33S 0,75% 33S е стабилен со 17 неутрони
34S 4,21% 34S е стабилен со 18 неутрони
35S веш 87,32 d β 0,167 35Cl
36S 0,02% 36S е стабилен со 20 неутрони
· наводи

Сулфурхемиски 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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

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.

Наводи[уреди | уреди извор]