Sumpor

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Sumpor
Sulfur-sample.jpg
Opšta svojstva
Ime, simbolsumpor, S
Izgledlimunski žuti sinterovani mikrokristali
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
O

S

Se
fosforsumporhlor
Atomski broj (Z)16
Grupa, periodagrupa 16 (halkogeni), perioda 3
Blokp-blok
Rel. at. masa (Ar)[32,059, 32,076] konvencionalna: 32,06
El. konfiguracija
po ljuskama
2, 8, 6
Fizička svojstva
Tačka topljenja388,36 K ​(115,21 °‍C, ​239,38 °F)
Tačka ključanja717,8 K ​(444,6 °‍C, ​832,3 °F)
Gustina pri s.t.alfa: 2,07 g/cm3
beta: 1,96 g/cm3
gama: 1,92 g/cm3
tečno st., na t.t.1,819 g/cm3
Kritična tačka1314 K, 20,7 MPa
Toplota fuzijemono: 1,727 kJ/mol
Toplota isparavanjamono: 45 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet22,75 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 375 408 449
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 508 591 717
Atomska svojstva
Elektronegativnost2.58
Energije jonizacije1: 999.6 kJ/mol
2: 2252 kJ/mol
3: 3357 kJ/mol
(ostale)
Kovalentni radijus105±3 pm
Valsov radijus180 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Ostalo
Kristalna strukturaortorombična
Orthorhombic kristalna struktura za sumpor
Topl. vodljivost0.205 W/(m·K) (amorfan)
Električna otpornost2×1015  Ω·m (na 20 °‍C) (amorfan)
Magnetni rasporeddijamagnetičan[1]
Magnetna susceptibilnost (χmol)(α) −15,5·10−6 cm3/mol (298 K)[2]
Modul stišljivosti7,7 GPa
Mosova tvrdoća2,0
CAS broj7704-34-9
Istorija
OtkrićeKinezi[3] (before 2000 pne)
Prepoznao ga je kao elementAntoan Lavoazje (1777)
Glavni izotopi
izo RA poluživot (t1/2) TR PR
32S 94.99% stabilni
33S 0.75% stabilni
34S 4.25% stabilni
35S trace 87.37 d β 35Cl
36S 0.01% stabilni
referenceVikipodaci

Sumpor (S, lat. sulphur) nemetal je VIA grupe.[4] Stabilni izotopi sumpora su: 32S, 33S, 34S i 36S.

Sumpor je neophodan za život čoveka. Ulazi u sastav dve aminokiseline kao i u mnoga bitna biološka jedinjenja, kao što su na primer vitamini. Važnija jedinjenja sumpora su sumporna kiselina, sumporasta kiselina, njihove soli, sumpor(IV)oksid i sumpor(VI)oksid. Poznati su i oksidi sumpora: SO(II),SO2(IV) i SO3(VI).[4]

Sumpor se javlja i u čistom obliku i u obliku minerala sulfida i sulfita. Sem iz sumpornih ruda sumpor se u velikoj količini dobija i prečišćavanjem kamenog uglja i prečišćavanjem industrijskog pepela.

Istorija[uredi]

Isečak Ebersovog papirusa, oko 1500. p.n.e

Čovek koristi sumpor već dugo vremena. Kinezi i Egipćani su koristili sumpor od oko 5000 p.n.e. za izbeljivanje tekstila, kao lek i za dezinfekciju. Na takozvanom Ebersovom papirusu opisana je upotreba sumpora u tretiranju bakterijskih upala oka (trahoma). Jedna prirodna alotropska modifikacija sumpora zvana šiliuhang bila je poznata u Kini od 6. veka p.n.e. U trećem veku p.n.e. Kinezi su dobijali sumpor iz pirita.[5]

Pretklasična Grčka koristila je sumpor kao lek kao i sumpor-dioksid nastao sagorevanjem sumpora u svrhu dezinfekcije i lečenje infektivnih bolesti poput kuge te sumporisanje vina. Već oko 800. p.n.e. Homer ga je spomenuo u epu „Odiseja”.[6][7] Antičke vojske koristile su sumpor u ratovima kao zapaljivo sredstvo ili sredstvo za pospešivanje vatre.[5] Plinije Stariji je 79. n.e. u svom delu Naturalis historia spomenuo ostrvo Milos kao mesto gde se može pronaći dosta sumpora kao i njegovu upotrebu kao sredstvo za dezinfekciju, lečenje i izbeljivanje.[8] Jedna rasprava iz 1044. godine u doba dinastije Song opisuje različite oblike kineskog baruta, kao mešavinu kalijum nitrata, drvenog uglja i sumpora. Rodžer Bejkon je 1242. opisao način dobijanja slične mešavine. Barut je dugo vremena važio kao jedina eksplozivna materija.[9] Uloga nemačkog sveštenika Bertolda Švarca, kojem se pripisuje ponovno „otkriće” baruta, nije potkrepljena čvrstim istorijskim dokazima.[10]

Uticaj sumpor-dioksida, nastalog sagorevanjem uglja, na okolinu i kvalitet vazduha u Londonu opisao je 1661. Džon Evelin u pismu tadašnjem engleskom kralju Čarlsu II Stjuartu, kao i u svom delu Fumifugium (The Inconveniencie of the Aer and Smoak of London Dissipated), prvoj knjizi o zagađenju vazduha u Londonu.

Kao jedan od prvih hemijsko-tehničkih procesa Džon Robak je 1746. razvio postupak olovnih komora za proizvodnju sumporne kiseline. U novembru 1777. Lavoazje je prvi koji je pretpostavio da je sumpor zapravo hemijski element. Njegovi eksperimenti i posmatranja ponašanja sumpora pri sagorevanju doveli su konačno do obaranja teorije flogistona.[11] Osim toga, Hamfri Dejvi je 1809. uspeo da eksperimentalno dobije dokaz da sumpor ne sadrži kiseonik, niti vodonik. Konačno, elementarni karakter sumpora dali su Ge-Lisak i Tenard 1810. ispitujući rezultate Dejvijevih eksperimenata.[12] Na predlog Bercelijusa od 1814. počeo se koristiti simbol elementa S, pošto je u tabelu atomskih težina zaveden pod nazivom sumpur.[13] Danski hemičar Vilijam Zeis otkrio je 1822. ksantogenat i 1834. godine napravio etantiol, prvi tiol (merkaptan).[14]

Razvoj i patentiranje kontaktnog postupka usledio je 1831. što je učinio proizvođač sirćeta Peregrin Filips. On je u britanskom patentu br. 6096 opisao spontanu oksidaciju sumpor-dioksida u sumpor trioksid u vazduhu uz prisustvo platine kao katalizatora. Nakon te reakcije on je dobio sumpornu kiselinu nakon što je trioksid apsorbovao vodu.[15] Kasnije je vanadijum pentoksid zamenio platinu kao katalizator. Sledeći veliki iskorak postigao je Čarls Gudjir 1839. kada je razvio hemijsko-tehnički proces vulkaniziranja kaučuka elementarnim sumporom. Time je postavio temelje industrije kaučuka. Osim toga taj proces je bio početak izgradnje poslovnog carstva Franka i Čarlsa Sajberlinga, zasnovanog na gumama, a svom koncernu dali su ime Goodyear u čast izumitelja.

Od 1891. do 1894. hemičar nemačkog porekla Herman Franš razvio je proces koji je dobio ime po njemu, Frašov proces, nakon što je 1865. u Luizijani otkrio podzemne naslage sumpora, koje se do tada, pre otkrića ovog procesa, nisu mogle iskoristiti.[16]

Primena sumpora[uredi]

Sumpor i njegova jedinjenja su bitne sirovine za dobijanje sumporne kiseline, osnovnog sastojka mnogih procesa hemijske industrije. Veći deo sumpora koji se dobije koristi se u proizvodnji sumporne kiseline. Velike količine sumpora se koriste i u vulkanizaciji u procesima u kojima se kaučuk pretvara u gumu. Prirodni kaučuk kroz tetiranje sumporom gubi svoju lepljivost i postaje elastičniji. Ovaj proces se odigrava pri temperaturi između 100 – 150 °C. Zavisno od procenta sumpora dobija se meka ili potpuno tvrda guma.[17][18]

Soufresicile2.jpg

Zbog relativno male zapaljivosti sumpor se koristi za izradu veštačkih plamenova. U medicini se sumpor koristi za lečenje kožnih bolesti. Koristi se i kao sredstvo za uništavanje korova. Koristi se i za proizvodnju lekova,[19] šibica, pesticida i papira. Male količine sumpora se koriste i za proizvodnju specijalne vrste betona. Taj beton, za razliku od običnih, ne podleže dejstvu kiselina, tako da se koristi u nekim fabrikama u kojima postoji opasnost od izlivanja kiselina.

Zastupljenost[uredi]

U čistom obliku javlja se u velikim količinama u Poljskoj oko Tarnobrega (Tarnobrzeg), na Siciliji, u Luizijani i Teksasu (SAD), u Japanu, u Turkmenistanu i Uzbekistanu. Sem toga sumpor je sastojak brojnih jedinjenja od kojih su najpoznatija:

  • FeS
  • FeS2 - pirit
  • ZnS
  • CuFeS2
  • CaSO4 * 2H2O - gips
  • SrSO2
  • BaSO4
  • Na2SO4 * MgSO4 * 4H2O
  • K2SO4 * 2MgSO4
  • K2SO4 * MgSO4 * 2CaSO4

Dobijanje[uredi]

Nalazište sumpora

Sumpor se dobija iz dva izvora: Većina sumpora se dobija iz podzemnih zaliha. Određena količina sumpora se nalazi u nafti i u zemnom gasu (neprerađena nafta i zemni gas koji se dobijaju u određenim rejonima sadrže velike količine sumpora. Pri njihovom spaljivanju nastaje sumpordioksid koji izaziva zagađenje vazduha i kisele kiše. Zbog toga pre nego što ova goriva puste u promet rafinerije su dužne da uklone sumpor iz njega). Sumpor koji se nalazi u čistom obliku ispod zemlje se otapa zagrejanom vodenom parom i vadi na zemljinu površinu pomoću vazduha pod pritiskom. Bitan izvor sumpora su takođe i njegova jedinjenja koja se nalaze u industrijskim gasovima. Sumpor se u industriji dobija i redukcijom sumpordioksida pomoću ugljenmonoksida.[20]

Količina sumpora u kamenom uglju dolazi do nekoliko procenata i on takođe predstavlja izvor ovog elementa. Male količine sumpora se nalaze u životinjskim belančevinama.

Fizičko-hemijske osobine sumpora i njihovih jedinjenja[uredi]

Alotropija i fizičke osobine sumpora[uredi]

Sumpor je element koji se javlja u nekoliko alotropskih modifikacija. Njegove dve osnovne modifikacije su romboidna i monolitna. Sem nje je poznata i jedna nepostojana - perlasta. Kao dalje modifikacije mogu se javiti submikrokristalna (to jest bezoblična), kao i purpuran sumpor koja nastaje kondenzacijom sumpornih para pri temperaturi tečnog vazduha. Romboidni sumpor je postojan do temperature od 95,5 °C, a na toj temperaturi se usled pritiska vlastite pare pretvara u monolitan sumpor. Pri temperaturi od 119 °C monolitan sumpor prelazi u tečno stanje. Pri pritisku od preko 1200 atmosfera postoji samo jedna modifikacija sumpora - romboidna.

Ukoliko romboidan sumpor zagrevamo veoma brzo prelazeći temperaturu od 95,5 °C, sumpor se može sačuvati u stanju nepostojane ravnoteže i on neće preći u monolitnu modifikaciju. Na analogan način može se sačuvati tečan sumpor na temperaturi ispod 119 °C. Sumpor se rastvara u nekim rastvaračima kao što su CS2. Posebno je ponašanje sumpora u tečnom stanju. Preko temperature topljenja sumpor gradi svetložutu tečnost. Sa porastom temperature tečnost postaje sve gušća i menja boju u tamno smeđu. Pri temperaturi od 187 °C sumpor dobija maksimalnu lepljivost koja je oko 10000 puta veća od prvobitne. Na toj temperaturi sumpor ima toliku gustinu da se ne može prosuti iz posude okrenute dnom na gore. Pri daljem zagrevanju sumpor postaje opet lako zapaljiv i dostiže temperaturu ključanja na temperaturi od 444,6°C. Tečan sumpor koji se naglo ohladi (na primer sipanjem u hladnu vodu) postaje elastičan (plastičan) slično kaučuku. Mehaničkim razvlačenjem plastičnog sumpora nastaje vlaknasta struktura.

Kristal sumpora

Daljim povećanjem temperature nastaje, kao i obično, smanjenje lepljivosti. Obe modifikacije sumpora se razlikuju u rastvorljivosti u CS2. Razvlačen plastičan sumpor sadrži spiralno ukrštene elemente građe složene u vlakna. Plastičan sumpor može se vulkanizirati kao i kaučuk. Pare sumpora na temperaturi blizu ključanja se sastoje iz S8 i delimično S6 molekula. Povišavanjem temperature čestice se smanjuju. Na temperaturi od 800°C pare sumpora se sastoje samo iz dvoatomnih molekula. Disocijacija dvoatomskih čestica na pojedinačne atome zahteva značajnu potrošnju energije. Stepen disocijacije dvoatomskih čestica iznosi 3,7% na temperaturi od 1727 °C a 72,6% na temperaturi od 2727 °C.

Koloidni sumpor[uredi]

Ako se pare sumpora naglo ohlade, one se kondenzuju u obliku sitnog, žutog praha — sumpornog cveta. On se znatnim delom sastoji od amorfnog (bezobličnog) sumpora. Bezobličan sumpor pri povišenju temperature prelazi u kristalan, pri čemu je ova promena ireverzibilna. Bezobličan sumpor se takođe javlja i pri izdvajanju iz rastvora u toku hemijske reakcije.

Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + S + H2O

Tom prilikom nastaje rastvor sumpora u vodi. U takvom rastvoru su čestice sumpora veoma male, ali veće nego što je to slučaj kod pravih rastvora, pa ovakvi sistemi imaju specifične osobine i označavaju se kao koloidni rastvori.

Hemijske osobine sumpora[uredi]

Na običnoj temperaturi sumpor je slabo aktivan. Tačka paljenja sumpora je na temperaturi od 250°C. Sumpor se veoma lako jedini samo sa fluorom, a sa hlorom već dosta teže. Sa drugim elementima kao na primer vodonikom tek pri povišenoj temperaturi. Reaguje i sa metalima ali tek na povišenoj temperaturi, i te reakcije su egzotermne tako da se otpočeta reakcije sinteze sama nastavlja dalje neretko sa žarenjem mešavine.

Toksičnost sumpora[uredi]

Sumpor izaziva nadražaje sluzokože nosnih kanala i očiju. On ne izaziva jaka trovanja. Većina njegovih jedinjenja je otrovna.

Sumpordioksid[uredi]

Sumpordioksid nastaje spaljivanjem sumpora na vazduhu. On je bezbojan gas, zagušljivog mirisa. Teži je od vazduha. Rastvara se u vodi. Rastvor koji nastaje je kiseo jer gas reaguje sa vodom gradeći sumporastu kiselinu (H2SO3). To dokazuje da je sumpordioksid kiseli oksid. Sumporasta kiselina je nestabilna i lako se ponovo razlaže na sumpordioksid i na vodu.

Sumpordioksid u obliku rastvora ili u vlažnom okruženju deluje kao izbeljivač. Sumpor dioksid izbeljuje razne stvari redukujući sastojke koji se u njima nalaze.

Sumpordioksid se ispušta kao sporedni produkat iz automobila i iz dimnjaka fabrika zagađujući životnu sredinu. Napada sistem za disanje ljudi i životinja. Rastvarajući se u vazduhu uzrokuje kisele kiše koje uništavaju biljke, metalne konstrukcije i građevine.

Primena sumpordioksida[uredi]

Određene količine se koriste za izbeljivanje vune i drvene mase pri produkciji papira. Određene količine se koriste i za produkciju bezalkoholnih pića, džemova i za sušenje voća, jer zaustavlja razvoj bakterija i gljivica. Većina sumpordioksida se koristi za produkciju sumporaste kiseline.

Vidi još[uredi]

Reference[uredi]

  1. ^ Lide, D. R., ur. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  2. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  3. ^ „Sulfur History”. Georgiagulfsulfur.com. Pristupljeno 2008-09-12. 
  4. 4,0 4,1 Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  5. 5,0 5,1 N. Figurowski: Die Entdeckung der chemischen Elemente und der Ursprung ihrer Namen. Aulis-Verlag Deubner, Köln 1981, ISBN 3-761-40561-8, str. 179–180.
  6. ^ George Rapp: Archaeomineralogy. 2. izd., Springer, 2009, ISBN 978-3-540-78593-4, str. 242.
  7. ^ Odiseja, knjiga 22, red 480–495.
  8. ^ Pliny the Elder on science and technology, John F. Healy, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19814687-6, str. 247–249.
  9. ^ Fritz Seel: Geschichte und Chemie des Schwarzpulvers. Le charbon fait la poudre. u: Chemie in unserer Zeit. 22, 1988, str. 9–16, doi:10.1002/ciuz.19880220103.
  10. ^ Franz Maria Feldhaus: Berthold (Erfinder des Schießpulvers) u: Allgemeine Deutsche Biographie (ADB). vol. 55, Duncker & Humblot, Leipzig 1910, str. 617–619. (jezik: nemački)
  11. ^ William H. Brock (1997). Viewegs Geschichte der Chemie. Springer. str. 67. ISBN 3-540-67033-5. 
  12. ^ J. Gay-Lussac, L. J. Thenard: Prüfung der zerlegenden Untersuchungen des Hrn. Davy über die Natur des Schwefels und des Phosphors, u: Annalen der Physik, vol. 35, 7. izd, 1810, str. 292–310, doi:10.1002/andp.18100350704.
  13. ^ Peter Kurzweil, Paul Scheipers: Chemie: Grundlagen, Aufbauwissen, Anwendungen und Experimente, 328 str., Vieweg+Teubner; (2011), ISBN 3-83481555-1.
  14. ^ W. C. Zeise: Jahresber. Fortschr. Chem. 3 (1824) 80; 16 (1837) 302.
  15. ^ Lawrie Lloyd: Handbook of Industrial Catalysts (Fundamental and Applied Catalysis), Verlag Springer US (2011), str 29, ISBN 0-387-24682-7
  16. ^ Max Schmidt: Schwefel – was ist das eigentlich?, u: Chemie in unserer Zeit, vol. 7, 1. izd., februar 1973, str. 11–18, doi:10.1002/ciuz.19730070103.
  17. ^ Lide David R., ур. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 978-0-8493-0487-3. 
  18. ^ Susan Budavari, ur. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th izd.). Merck Publishing. ISBN 0911910131. 
  19. ^ David L. Nelson; Michael M. Cox (2005). Principles of Biochemistry (IV izd.). New York: W. H. Freeman. ISBN 0-7167-4339-6. 
  20. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Spoljašnje veze[uredi]