Sulf

De la Wikipedia, enciclopedia liberă
Salt la: Navigare, căutare
Sulf
FosforSulfClor
O
  Orthorhombic.svg

16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
S
Se
Tabelul completTabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Sulf, S, 16
Serie chimică nemetale
Grupă, Perioadă, Bloc 16, 3, p
Densitate 1960 kg/m³
Culoare galben
Număr CAS 7704-34-9
Număr EINECS 231-722-6
Proprietăți atomice
Masă atomică 32,065 u
Rază atomică 100 (88) pm
Rază de covalență 102 pm
Rază van der Waals 180 pm
Configurație electronică [Ne] 3s2 3p4
Electroni pe nivelul de energie 2, 8, 6
Număr de oxidare ±2, 4, 6
Oxid acid tare
Structură cristalină ortorombică
Proprietăți fizice
Fază ordinară solid
Punct de topire 115,2 °C ; 388,36 K
Punct de fierbere 444,7 °C ; 717,87 K
Energie de fuziune 1,7175 kJ/mol
Energie de evaporare 45 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 17,02×10-6 m³/kmol
Presiune de vapori 2,65×10-20 Pa
Viteza sunetului  ? m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 2,58
Căldură specifică 710 J/(kg·K)
Conductivitate electrică 0,5×10-15 S/m
Conductivitate termică 0,269 W/(m·K)
Primul potențial de ionizare 999,6 kJ/mol
Al 2-lea potențial de ionizare 2252 kJ/mol
Al 3-lea potențial de ionizare 3357 kJ/mol
Al 4-lea potențial de ionizare 4556 kJ/mol
Al 5-lea potențial de ionizare 7004,3 kJ/mol
Al 6-lea potențial de ionizare 8495,8 kJ/mol
Al 7-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_7}}} kJ/mol
Al 8-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_8}}} kJ/mol
Al 9-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_9}}} kJ/mol
Al 10-lea potențial de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
32S 95,02 % stabil cu 16 neutroni
33S 0,75 % stabil cu 17 neutroni
34S 4,21 % stabil cu 18 neutroni
35S sintetic 87,32 zile β- 0,167 35Cl
36S 0,02 % stabil cu 20 neutroni
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Sulf

Sulful (numit și pucioasă; simbol chimic S) este elementul chimic cu numărul atomic 16.

Istoric[modificare | modificare sursă]

Era cunoscut încă din antichitate, fiind amintit în Iliada ca dezinfectant datorită obținerii de SO2.Originea numelui provine de la latinescul sulfur (pucioasă).

Descriere. Răspândire[modificare | modificare sursă]

Este un nemetal multivalent răspândit în natură (zăcăminte sau izvoare sulfuroase). Se găsește și ca element pur, dar mai ales în compuși chimici, de exemplu sulfați și sulfuri. Este un element esențial în fiziologia organismelor vii.

Structura moleculei de S8

Intră în componența a numeroase substanțe de interes economic: acid sulfuric, îngrășăminte, praf de pușcă, chibrituri, insecticide, fungicide, baterii, detergenți, cauciuc vulcanizat, etc. Prezintă o moleculă alcătuită din 8 atomi de sulf, dispuși într-o forma de coroană.

Proprietăți[modificare | modificare sursă]

Proprietăți fizice[modificare | modificare sursă]

Sulful este o substanță solidă, de culoare galbenă, insolubilă în apă, dar solubilă în sulfura de carbon, benzen, toluen sau petrol; acesta are densitate mai mare decât a apei, este rău conducător termic și electric (adică este un izolator), este casant (de duritate mică), și se prezintă sub două forme cristaline diferite (rombic, monoclinic). La încălzire, sulful se topește ușor și astfel devine vâscos, iar turnat în apă rece se transformă într-o masă elastică de culoare brună.

Masă atomică : 32,066 uam 1 mol= 32, 006 g

Proprietăți chimice[modificare | modificare sursă]

  • Reacția S cu metale:

Se formează sulfuri;

    • 2 Al+3S→Al2S3
    • Hg+S→HgS
  • Reacția S cu hidrogenul:

Se formează hidrogenul sulfurat, sulfura de hidrogen sau acidul sulfhidric.

Sulful arde cu o flacără albastră, concomitent cu formarea dioxidului de sulf. Acesta are un miros ciudat, sufocant, de pucioasă arsă.

    • S+O2→SO2

Alotropi[modificare | modificare sursă]

Sulful formează mai mult de 30 de alotropi, adică mai mulți decât oricare alt element. În afară de compusul S8, alții mai sunt cât de cât cunoscuți. Eliminând un atom de sulf de la acest compus, obținem un altul, S7, care are o culoare galbenă mai închisă. Analiza HPLC a "sulfului elementar", dezvăluie un amestec echilibrat de S8, S7 și S6. Compușii S12 și S18 și mai mari au fost elaborați deja.

Izotopi[modificare | modificare sursă]

Sulfului i se cunosc 25 de izotopi naturali, din care doar 4 sunt stabili: 32S (95.02%), 33S (0.75%), 34S (4.21%), și 36S (0.02%). Alți izotopi mai sus de 35S, sunt izotopi radioactivi. 35S are un timp de înjumătățire de 87 de zile. Când mineralele sulfuroase sunt precipitate, echilibrarea izotopică între solid-lichid poate provoca mici diferențe în valorile δS-34 de co-genetice minerale.

Radicali[modificare | modificare sursă]

Cei mai răspândiți radicali ai sulfului sunt sulfiții și sulfații. Prin adăgarea de apă la fiecare, se formează acidul sulfuric H2SO4 (sau vitriol) și acidul sulfuros H2SO3.

Utilizări[modificare | modificare sursă]

Sulful este indispensabil în fabricarea a numeroase substanțe și materiale:

Vezi și[modificare | modificare sursă]

Bibliografie[modificare | modificare sursă]

  • Edith Beral și Mihai Zapan, Chimie anorganică
  • Lucia Pârvan și Constanța Niculescu, Sinteze de chimie

Legături externe[modificare | modificare sursă]