SVOVEL: HISTORIE, EGENSKAPER, STRUKTUR, INNHENTING, BRUK - KJEMI - 2025

Den svovel er et ikke-metallisk element fører, under oksygen, den gruppen av chalcogens i det periodiske system. Den er spesifikt lokalisert i gruppe 16 med periode 3, og er representert med det kjemiske symbolet S. Av de naturlige isotoper er ³² S den desidert rikeste (ca. 94% av alle svovelatomer).

Det er et av de mest tallrike elementene på jorden, og utgjør omtrent 3% av den totale massen. Med andre ord, hvis all svovel på planeten ble tatt, kunne to gule måner bygges; det ville være tre satellitter i stedet for en. Den kan adoptere forskjellige oksidasjonstilstander (+2, -2, +4 og +6), så saltene er tallrike og beriker jordskorpen og kjernen.

Svovelkrystaller. Kilde: Pixabay.

Svovel er synonymt med gul, vond lukt og faen. Hovedårsaken til dens dårlige lukt skyldes dens avledede forbindelser; spesielt brus og organiske. Av resten er mineralene solide og har farger som inkluderer gul, grå, svart og hvit (blant andre).

Det er et av elementene som mest presenterer et stort antall allotropes. Det kan finnes som små, diskrete molekyler av S ₂ eller S ₃ ; som ringer eller sykluser, idet den orthorhombiske og monokliniske svovelen S _{8 er} den mest stabile og rikelig av alle; og som spiralformede kjeder.

Den finnes ikke bare i jordskorpen i form av mineraler, men også i våre biologiske matriser. For eksempel er det i aminosyrene cystin, cystein og metionin, i jernproteiner, keratin og i noen vitaminer. Den er også til stede i hvitløk, grapefrukt, løk, kål, brokkoli og blomkål.

Kjemisk er det et mykt element, og i fravær av oksygen danner det svovelholdige mineraler og sulfater. Det brenner med en blålig flamme og kan vises som et amorft eller krystallinsk fast stoff.

Til tross for at det er essensielt for syntese av svovelsyre, et sterkt etsende stoff, og har ubehagelig lukt, er det faktisk et godartet element. Svovel kan lagres i ethvert rom uten større forsiktighetsregler, så lenge branner unngås.

Historie om svovel

I Bibelen

Svovel er et av de eldste elementene i menneskehetens historie; så mye at oppdagelsen er usikker og det er ikke kjent hvilken av de gamle sivilisasjonene som brukte det for første gang (4000 år før Kristus). På selve sidene i Bibelen kan han bli fulgt med helvete og helvete.

Den antatte lukten av svovel fra helvete antas å ha å gjøre med vulkanutbrudd. Den første oppdageren må sikkert ha kommet over gruver av dette elementet, for eksempel støvland eller gule krystaller i nærheten av en vulkan.

antikken

Dette gulaktige faststoffet viste snart bemerkelsesverdige helbredelseseffekter. Egypterne brukte for eksempel svovel for å behandle betennelse i øyelokkene. Det lettet også skabb og kviser, en applikasjon som kan sees i dag i svovelsåper og andre dermatologiske gjenstander.

Romerne brukte dette elementet i ritualene sine, som et røykmiddel og blekemiddel. Når den brenner, frigjør den SO ₂ , en gass som oversvømmet rommene, blandet seg med fuktigheten og ga et antibakterielt medium som kan drepe insekter.

Romerne oppdaget, i likhet med grekerne, svovelens høye brennbarhet, og det ble derfor synonymt med ild. Fargen på de blålige flammene må ha belyst de romerske sirkusene. Det antas at grekerne på sin side brukte dette elementet for å lage brannvåpen.

Kineserne lærte på sin side at ved å blande svovel med saltpeter (KNO ₃ ) og kull, skapte de det svarte pulveret som satte en historisk vending, og som vakte store krav og interesse for dette mineralet i datidens nasjoner.

Moderne tider

Som om krutt ikke var grunn nok til å begjære svovel, kom svovelsyre og dens industrielle bruksområder snart opp. Og med stangen av svovelsyre ble mengden av rikdom eller velstand i et land målt i forhold til forbruksnivået for denne forbindelsen.

Det var først i 1789 at den geniale kjemikeren Antoine Lavoisier klarte å gjenkjenne svovel og klassifisere det som et element. I 1823 oppdaget den tyske kjemikeren Eilhard Mitscherlich at svovel overveiende kan krystallisere på to måter: rhombohedral og monoclinic.

Historien til svovel fulgte det samme løpet av forbindelsene og anvendelsene. Med den enorme industrielle viktigheten av svovelsyre, ble det ledsaget av vulkanisering av gummi, syntese av penicillin, utnyttelse av miner, raffinering av råolje rik på svovel, næring av jord, etc.

Egenskaper

Fysisk utseende

Skjør solid i pulver- eller krystallform. Fargen er kjedelig sitrongul, den er smakløs og har ingen lukt.

Flytende utseende

Flytende svovel er unikt ved at den opprinnelige gule fargen blir rødlig og intensiveres og mørkere hvis den utsettes for høye temperaturer. Når det brenner, avgir det knallblå flammer.

Molmasse

32 g / mol.

Smeltepunkt

115,21 ° C.

Kokepunkt

445 ° C.

tenningspunkt

160 ° C

Selvantennelsestemperatur

232 ° C.

tetthet

2,1 g / ml. Imidlertid kan andre allotropes være mindre tette.

Molar varmekapasitet

22,75 J / mol K

Kovalent radius

105 ± 15.00.

elektro

2.58 på Pauling-skalaen.

polaritet

SS-bindinger er apolare fordi begge svovelatomer har den samme elektronegativiteten. Dette gjør alle dens allotropes, sykliske eller kjedeformede, ikke-polare; og derfor er dets interaksjoner med vann ineffektive, og det kan ikke løses i det.

Imidlertid kan svovel oppløses i ikke-polare løsningsmidler som karbondisulfid, CS ₂ og aromater (benzen, toluen, xylen, etc.).

ion

Svovel kan danne forskjellige ioner, vanligvis anioner. Den mest kjente av alle er svovel, S ^2- . S ^2- er preget av å være klumpete og har en myk Lewis-base.

Fordi det er en myk base, sier teorien at den vil ha en tendens til å danne forbindelser med myke syrer; slik som overgangsmetallkationer, inkludert Fe ²⁺ , Pb ²⁺ og Cu ²⁺ .

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Svovelkrona

S8-molekyl, den mest stabile og rikelig allotrope svovel. Kilde: Benjah-bmm27.

Svovel kan forekomme i et stort utvalg av allotropes; og disse igjen har krystallinske strukturer som er modifisert under forskjellige trykk og / eller temperaturer. Derfor er svovel et element rik på allotropes og polymorfer, og studiet av dets faste strukturer representerer en uendelig kilde til teoretisk-eksperimentelt arbeid.

Hvorfor slik strukturell kompleksitet? Til å begynne med er de kovalente bindinger i svovel (SS) veldig sterke, og overgås bare av de som inneholder karbon, CC og av hydrogen, HH.

I motsetning til karbon har svovel ikke en tendens til å danne tetraedre, men bumeranger; at med vinklene brettes og ringes for å stabilisere svovelkjedene. Den mest kjente ringen av alle, som også representerer den mest stabile allotropen av svovel, er S ₈ , "svovelkronen" (toppbildet).

Legg merke til at alle SS-koblingene i S ₈ ser ut som individuelle boomeranger, noe som resulterer i en ring med folder og ikke i det hele tatt flatt. Disse S _8- kronene samhandler gjennom Londons styrker, og orienterer seg på en slik måte at de skaper strukturelle mønstre som definerer en orthorhombic crystal; kalt S ₈ α (S-α, eller ganske enkelt ortorombisk svovel).

polymorfe

Svovelkronen er en av de mange allotropene for dette elementet. S ₈ α er en polymorf av denne kronen. Det er to andre (blant de viktigste) kalt S ₈ β og S ₈ γ (henholdsvis S-β og S-γ). Begge polymorfene krystalliseres til monokliniske strukturer, hvor S ₈ y er tettere (gamma svovel).

Alle tre er gule faste stoffer. Men hvordan får du hver polymorf hver for seg?

S ₈ β blir fremstilt ved oppvarming S ₈ α til 93 ° C, så tillater den langsomme avkjøling for å bremse dens overgang tilbake til ortorombisk fase (den α). Og S ₈ y oppnås derimot når S ₈ α smelter ved 150 ° C, slik at den igjen kan avkjøles sakte; det er den tetteste av svovelkrone-polymorfene.

Andre sykliske allotroper

Kronen S ₈ er ikke den eneste sykliske allotropen. Det finnes andre, for eksempel S- ₄ , S- ₅ (analogt til cyklopentan), S- ₆ (representert av en sekskant som sykloheksan), S ₇ , S ₉ , og S _10-20 ; sistnevnte betyr at det kan være ringer eller sykluser som inneholder fra ti til tjue svovelatomer.

Hver av dem representerer forskjellige sykliske allotroper av svovel; og i sin tur, for å understreke det, har de varianter av polymorfe eller polymorfe strukturer som er avhengig av trykk og temperatur.

For eksempel, S ₇ har opp til fire kjente polymorfer: α, β, γ, og δ. Medlemmene eller kronene med høyere molekylmasser er produkter av organisk syntese og dominerer ikke i naturen.

Svovelkjeder

Svovelkjede. Kilde: OpenStax

Når flere svovelatomer er innlemmet i strukturen, avtar deres tendens til ring og svovelkjedene forblir åpne og bruker spiralformede konformasjoner (som om de var spiraler eller skruer).

Og dermed dukker det opp en annen omfangsrik familie av svovelallotroper som ikke består av ringer eller sykluser, men av kjeder (som den på bildet over).

Når disse SS-kjedene stiller seg parallelt i krystallen, feller de urenheter og ender opp med å definere et fibrøst faststoff kalt fibrøs svovel, eller S-ψ. Hvis det er kovalente bindinger mellom disse parallelle kjedene som forbinder dem (som skjer med vulkanisering av gummi), har vi laminært svovel.

Når svovel S ₈ smelter, oppnås en gulaktig flytende fase som kan bli mørk hvis temperaturen økes. Dette er fordi SS-bindinger er brutt, og derfor oppstår en termisk depolymerisasjonsprosess.

Denne væsken når den avkjøles, viser plastiske og deretter glassaktige egenskaper; det vil si at man får et glassaktig og amorf svovel (S-χ). Sammensetningen består av både ringer og svovelkjeder.

Og når en blanding av fiber og laminær allotrope oppnås fra amorf svovel, produseres Crystex, et kommersielt produkt som brukes til gummivulkanisering.

Små allotropes

Selv om de blir liggende sist, er de ikke mindre viktige (eller interessante) enn allotropene til høyere molekylmasser. S ₂ og S ₃ molekylene er svoveliserte versjoner av O ₂ og O ₃ . I de to første svovelatommene er det forbundet en dobbeltbinding, S = S, og i den andre er det tre atomer med resonanskonstruksjoner, S = SS.

Både S ₂ og S ₃ er gassformige. S ₃ viser en kirsebærrød farge. Begge har nok bibliografisk materiale til at hver dekker en individuell artikkel.

Elektronisk konfigurasjon

Elektronkonfigurasjonen for svovelatomet er:

3s ² 3p ⁴

Den kan få to elektroner for å fullføre valensoktetten, og dermed ha en oksidasjonstilstand på -2. På samme måte kan den miste elektroner, starter med to i sine 3p-orbitaler, der oksidasjonstilstanden er +2; hvis du mister ytterligere to elektroner, med deres 3p orbitaler tomme, vil oksidasjonstilstanden din være +4; og hvis du mister alle elektronene, vil det være +6.

Å skaffe

minera

Svovel er en del av mange mineraler. Blant dem er pyritt (FeS ₂ ), galena (PbS), kovellitt (CuS) og andre sulfat- og sulfidmineraler. Ved å bearbeide dem kan ikke bare metallene ekstraheres, men også svovel etter en rekke reduksjonsreaksjoner.

Det kan også fås på en ren måte i vulkanventiler, der når temperaturen stiger smelter den og søler nedoverbakke; Og hvis den tar fyr, vil den se ut som blålig lava om natten. Gjennom krevende arbeidskraft og anstrengende fysisk arbeidskraft kan svovel høstes akkurat som det ble gjort ganske ofte på Sicilia.

Svovel kan også finnes i underjordiske gruver, som er laget for å pumpe overopphetet vann for å smelte det og flytte det til overflaten. Denne innhentingsprosessen er kjent som Frasch-prosessen, foreløpig lite brukt.

Olje

I dag kommer det meste av svovel fra oljeindustrien, da dets organiske forbindelser er en del av sammensetningen av råolje og dens raffinerte derivater.

Hvis et rå eller raffinert produkt er rik på svovel og gjennomgår hydroavsvovling, vil det frigjøre store mengder H ₂ S (stinkende gass som lukter råttent egg):

RSR + 2 H ₂ → 2 RH + H ₂ S

H ₂ S blir deretter kjemisk behandlet i Clauss-prosessen, oppsummert med følgende kjemiske ligninger:

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

applikasjoner

Noen av bruksområdene for svovel er nevnt nedenfor og på en generell måte:

- Det er et essensielt element for både planter og dyr. Den er til og med til stede i to aminosyrer: cystein og metionin.

- Det er råmaterialet for svovelsyre, en forbindelse som er involvert i fremstillingen av utallige kommersielle produkter.

- I legemiddelindustrien brukes den til syntese av svovelderivater, mens penicillin er det mest kjente av eksemplene.

- Tillater vulkanisering av gummi ved å koble polymerkjedene sammen med SS-bindinger.

- Den gule fargen og blandingene med andre metaller gjør det ønskelig i pigmentindustrien.

- Blandet med en uorganisk matrise, som sand og steiner, betong og svovelasfalt er forberedt på å erstatte bitumen.

Risiko og forholdsregler

Svovel i seg selv er et ufarlig, ikke-giftig stoff, og det utgjør heller ingen potensielle risikoer, med mindre det reagerer på dannelse av andre forbindelser. Sulfatsaltene er ikke farlige og kan håndteres uten større forsiktighetsregler. Dette er imidlertid ikke tilfelle med gassformede derivater: SO ₂ og H ₂ S, begge meget giftige.

Hvis det er i væskefasen, kan det føre til alvorlige forbrenninger. Hvis det svelges i store mengder kan det utløse produksjonen av H ₂ S i tarmen. Ellers representerer det ingen risiko for de som tygger den.

Generelt sett er svovel et sikkert element som ikke krever for mange forholdsregler, bortsett fra å holde det borte fra brann og sterke oksidasjonsmidler.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Laura Crapanzano. (2006). Polymorfisme av svovel: Strukturelle og dynamiske aspekter. Fysikk. Universitetet Joseph-Fourier - Grenoble I. Engelsk. fftel-00204149f
3. Wikipedia. (2019). Allotropes av svovel. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
4. Meyer Beat. (1976). Elementært svovel. Chemical Reviews, bind 76, nr. 3.
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om svovelelement. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com
6. Donald W. Davis og Randall A. Detro. (2015). Svovelhistorie. Georgia Gulf Sulphur Corporation. Gjenopprettet fra: georgiagulfsulfur.com
7. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (11. januar 2019). 10 interessante svovelfakta. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
8. Boone, C .; Bond, C .; Hallman, A .; Jenkins, J. (2017). Generelt faktaark for svovel; National Pesticide Information Center, Oregon State University Extension Services. npic.orst.edu