Sulful. Acidul sulfuros (SO4)

Sulful:

Sulful (numit și pucioasă) este elementul chimic cu simbolul S și cu numărul atomic 16. Este un nemetal polivalent abundent în natură. În condiții standard de temperatură și presiune, moleculele de sulf prezintă o aranjare octatomică, având formula S₈. Sulful elementar este un solid cristalin, de culoare galbenă. Din punct de vedere chimic, reacționează cu toate elementele, mai puțin cu aurul, platina, iridiul, azotul, telurul, iodul și gazele nobile. Se află în perioada a 3-a, în grupa a VI-a principală, fiind astfel un calcogen.

Sulful este un element esențial în corpul tuturor organismelor vii, dar de cele mai multe ori este întâlnit sub formă de compuși organici cu sulf sau sulfuri metalice, și foarte rar sub formă elementară. Trei aminoacizi (cisteină, cistină și metionină) și două vitamine (biotină și tiamină) sunt compuși organici cu sulf. De asemenea, mulți cofactori biochimici conțin sulf, precum glutationul sau tioredoxina. Legăturile disulfurice S-S, numite și „punți de sulf”, au un rol important în unele țesuturi animale, întrucât conferă rezistență mecanică și insolubilitate proteinei numită cheratină ce se găsește în epiteliul extern, păr, unghii, pene, etc.

Majoritatea cantității de sulf obținut la nivel mondial este folosit la nivel industrial pentru producția de acid sulfuric, unul dintre cei mai importanți compuși chimici utilizați. De asemenea, oxizii sulfului (dioxid de sulf, trioxid de sulf, etc) sunt componenți ai ploii acide. În cantități mai mici, sulful este folosit în chibrituri, insecticide și fungicide. Mulți compuși derivați ai acestuia sunt urât mirositori; de exemplu, mirosul de grepfrut sau cel de usturoi este datorat prezenței de compuși organici cu sulf în compoziția plantei. Hidrogenul sulfurat este compusul care are mirosul caracteristic de ouă clocite, dar este prezent și în alte procese biologice. Sulful este, de asemenea, componentul de bază în cadrul procesului de vulcanizare.

Istoric

Sulful este cunoscut din cele mai vechi timpuri. Chinezii și egiptenii (aproximativ 5000 î.Hr.) utilizau sulful ca înălbitor de textile, ca substanță medicamentoasă și ca dezinfectant. Era cunoscut încă din antichitate, fiind amintit în Iliada ca dezinfectant datorită obținerii de SO₂.

Etimologie

Originea numelui „sulf” provine de la latinescul sulfur, iar termenul de „pucioasă” își regăsește originea în cuvântul latinesc puteosus.^[1] Forma sulfur a fost preluată și în celelalte limbi romanice și engleză (sulphur/sulfur) : soufre în franceză, zolfo în italiană (derivat de la solfo), azufre în spaniolă (de la açufre, anterior çufre), enxofre în portugheză (de la xofre). Denumirile din spaniolă și portugheză pentru sulf au ca și prefix articol arab, deși nu sunt cuvinte de origine arabă.^[2]

Se consideră că rădăcina cuvântului în limba proto-indo-europeană este *swépl̥ (genitiv *sulplós), un derivat substantival pentru verbul *swelp 'a arde'. Aceasta este originea comună și pentru cuvintele din limbile germanice pentru sulf, de la care au evoluat la formele lor moderne: Schwefel în germană, zwavel în olandeză și svavel în suedeză.

Izotopi

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 raportului izotopic δS-34 (al celor doi izotopi stabili ai sulfului) ale mineralelor cogenetice.

Proprietati

Proprietati fizice

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). Ambele forme cristaline sunt molecule octoatomice S₈ cu conformație zigzagată. Tranziția între cele forme are loc la 95,5⁰C^[4][5]

La încălzire, sulful se topește ușor la 112-119⁰C și astfel devine vâscos, iar turnat în apă rece se transformă într-o masă plastică^[6]de culoare brună.

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

Proprietati chimice

ulful este un element reactiv și va reacționa la temperatură ridicată cu majoritatea metalelor pentru a forma sulfuri, excepțiile fiind platina, iridiul și aurul. Cu mercurul reacționează la temperatura camerei cu formare de sulfură de mercur. Analog, poate reacționa și cu restul metalelor:

${\displaystyle \mathrm {Hg+S\longrightarrow HgS} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ Al+3S\longrightarrow Al_{2}S_{3}} }$

Cu semimetalele și nemetalele reacționează doar la temperaturi ridicate, iar singurele elemente din această categorie care nu reacționează cu sulful sunt telurul, azotul molecular și gazele nobile.^[7]

Prin tratarea sulfului cu hidrogen se obține hidrogen sulfurat, denumit și acid sulfhidric. Dizolvat în apă, acesta are o tărie acidă medie:^[8]

${\displaystyle \mathrm {H_{2}+S\longrightarrow H_{2}S} }$

${\displaystyle \mathrm {H_{2}S\longrightarrow HS^{-}+H^{+}} }$

Prin reducerea sulfului elementar se obțin polisulfuri, care sunt compuse din catene de atomi închise prin centre de S⁻:

${\displaystyle \mathrm {2\ Na+S_{8}\longrightarrow Na_{2}S_{8}} }$

Această reacție pune în vedere o proprietate distinctivă a sulfului, și anume faptul că acesta formează catene (mai mulți atomi se leagă între ei formând lanțuri). Protonarea acestor anioni polisulfuri conduce la formarea de polisulfani, H₂S_x unde x = 2, 3 și 4.^[9] În cele din urmă, reducerea totală conduce la formarea de sulfuri:

${\displaystyle \mathrm {16\ Na+S_{8}\longrightarrow 8\ Na_{2}S} }$

Sulful arde cu o flacără albastră, în urma reacției obținându-se dioxidul de sulf sau anhidrida acidului sulfuros, un gaz sufocant cu un miros foarte neplăcut. Dacă se continuă oxidarea, se obține oxidul superior, trioxidul de sulf, care este anhidrida acidului sulfuric:

${\displaystyle \mathrm {S+O_{2}\longrightarrow SO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2\ SO_{2}+O_{2}\rightleftharpoons 2\ SO_{3}} }$

Raspandire

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.

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.

Producere

Sulful poate fi obținut ori sub formă elementară, dintre care mai mult de 90% este folosit pentru obținerea de acid sulfuric, ori este obținut din oxizii de sulf prin prelucrarea minereurilor de sulf. O sursă importantă de sulf reprezintă mineralul numit pirită, folosit în acest scop din timpuri străvechi.^[12] Sulful elementar este extras și comercializat la nivel mondial. Cei mai mari producători de sulf la nivel mondial sunt Statele Unite ale Americii, Canada, fostele state ale Uniunii Sovietice și Asia de Vest. Republica Populară Chineză este cel mai mare importator de sulf, urmată de Maroc și de Statele Unite. Canada este cel mai mare exportator, urmată de Rusia și de Arabia Saudită.^[13]

Producția de sulf la nivel mondial în 2011 era de aproximativ 69 de milioane de tone (Mt), iar în jur de 15 state au contribuit cu mai mult de 1 Mt fiecare. Cele mai mare producții, cu mai mult de 5 milioane de tone pe an, au fost China (9,6), Statele Unite (8,8), Canada (7,1) și Rusia (7,1).

Rolul elementului pentru organismul uman 

Sulful intră în componența proteinelor, a unor hormoni precum insulina și a vitaminelor. Participă la procesele de oxido-reducere din organism. Contribuie la regenerarea părului și a unghiilor.

                                                                  Sulfatul

Sulfatul este, în chimia anorganică, un anion. Sulfații (compușii care conțin acest ion) sunt săruri ale acidului sulfuric.Ionul sulfat este un anion poliatomic cu formula empirică SO4^- și cu masa moleculară în jur de 96.06 g/mol. Acesta constă din dintr-un atom central de sulf, înconjurat de patru atomi echivalenți de oxigen. Simetria este similară cu cea a metanului, CH4.

Istoric

Sulfatul de sodiu decahidrat a luat numele sării Glauber de la chimistul și farmacistul olandez / german Johann Rudolf Glauber (1604-1670), care a descoperit-o în 1625 în apa de izvor austriacă. El a numit-o sal mirabilis (sare miraculoasă), datorită proprietăților sale medicinale: cristalele au fost folosite ca laxative, până când s-au născut alternative mai sofisticate în 1900.

În secolul al XVII-lea, sarea Glauber a început să fie folosită ca materie primă pentru producția industrială de carbonat de sodiu , prin reacție cu carbonat de potasiu . Cererea de sodă a crescut și aprovizionarea cu sulfat de sodiu a trebuit să crească în consecință. Prin urmare, în secolul al XIX-lea, procesul Leblanc la scară largă, producând sulfat de sodiu sintetic ca intermediar cheie, a devenit principala metodă de producere a cenușii de sodiu.

Proprietatile sulfatului

Proprietatile fizice

Sulfatul de sodiu are caracteristici neobișnuite de solubilitate în apă. De fapt, crește de peste zece ori între 0 ° C și 32.384 ° C, unde atinge maximum 49,7 g / 100 ml. În acest moment, curba de solubilitate schimbă panta, iar solubilitatea devine aproape independentă de temperatură. Această temperatură de 32.384 ° C, corespunzătoare degajării de apă cristalină și dizolvării sării hidratate, servește drept referință precisă a temperaturii pentru calibrarea termometrului .

Proprietatile chimice

Sulfatul de sodiu este un sulfat ionic tipic legat electrostatic. Existența ionilor de sulfat liberi în soluție este indicată de formarea ușoară a sulfaților insolubili atunci când aceste soluții sunt tratate cu Ba ²⁺ sau Pb ²⁺ :

 

Sulfatul de sodiu nu este reactiv față de majoritatea agenților oxidanți sau reducători . La temperaturi ridicate, poate fi transformat în sulfură de sodiu prin reducere carbotermică (încălzire la temperatură ridicată cu cărbune):

 

Această reacție a fost utilizată în procesul Leblanc.

Sulfatul de sodiu reacționează cu acidul sulfuric pentru a da bisulfat de sodiu :

 

Sulfatul de sodiu prezintă o tendință moderată de a forma săruri duble. Singurele alimente formate cu metale trivalente comune sunt NaAl (SO ₄ ) ₂ (instabil la peste 39 ° C) și NaCr (SO ₄ ) ₂ , spre deosebire de sulfatul de potasiu și sulfatul de amoniu care formează multe alimente stabile. Săruri duble cu alți sulfați de metale alcaline sunt cunoscute, incluzând Na ₂ SO ₄ 3K ₂ SO ₄ , care apare în mod natural ca aphthalite . Formarea glaseritei prin reacția sulfatului de sodiu cu clorura de potasiu a fost utilizată ca bază a unei metode de fabricare a sulfatului de potasiu, un îngrășământ. Alte săruri duble includ 3NA ₂ SO ₄ CaSO _4, 3Na2SO ₄ MgSO ₄ ( vanthoffite ) și NaF _Na2 SO4.

_Productie

_{Producția mondială de sulfat de sodiu, aproape exclusiv sub formă de decahidrat, se ridică la aproximativ 5,5-6 milioane de tone pe an. În 1985, producția a fost de 4,5 Mt / an, jumătate din surse naturale și jumătate din producția chimică. După 2000, la un nivel stabil până în 2006, producția naturală a crescut la 4 Mt / an, iar producția chimică a scăzut de la 1,5 la 2 Mt / an, pentru un total de 5,5 la 6 Mt / an. Pentru toate aplicațiile, sulfatul de sodiu natural sau produs chimic este practic interschimbabil.}

_{Surse naturale}

Două treimi din producția mondială de decahidrat (sare Glauber) provine din forma minerală naturală mirabilite, cum ar fi cea din albii lacurilor din sudul Saskatchewan . În 1990, Mexicul și Spania erau principalii producători mondiali de sulfat de sodiu natural (fiecare cu aproximativ 500.000 de tone), cu Rusia , Statele Unite și Canada cu aproximativ 350.000 de tone. Resursele naturale sunt estimate la peste 1 miliard de tone.

Principalii producători de la 200.000 la 1.500.000 tone / an în 2006 au inclus Searles Valley Minerals (California, SUA), Airborne Industrial Minerals (Saskatchewan, Canada), Química del Rey (Coahuila, Mexic), Minera de Santa Marta și Criaderos Minerales Y Derivados, cunoscută ca Grupo Crimidesa (Burgos, Spania), Minera de Santa Marta (Toledo, Spania), Sulquisa (Madrid, Spania), Chengdu Sanlian Tianquan Chemical (județul Tianquan, Sichuan, China), Hongze Yinzhu Chemical Group (districtul Hongze, Jiangsu, China) ), Nafine Chemical Industry Group [zh] (Shanxi, China), provincia Sichuan Chuanmei Mirabilite (万胜 镇 [zh], districtul Dongpo, Meishan, Sichuan, China) și Kuchuksulphat JSC (Altai Krai, Siberia, Rusia).

Sulfatul de sodiu anhidru apare în medii aride, cum ar fi minerarditul mineral. Se transformă încet în mirabilit în aerul umed. Sulfatul de sodiu se găsește și sub formă de glauberită, un mineral de sulfat de sodiu și calciu.

Industriile mărfurilor

Sulfatul de sodiu este un material foarte ieftin. Cea mai notabilă utilizare este ca o componentă a detergenților pentru rufe de casă, consumând aproximativ 50% din producția mondială. Cu toate acestea, această utilizare este în scădere, deoarece consumatorii casnici trec din ce în ce mai mult la detergenți compacti sau lichizi care nu includ sulfat de sodiu.

O altă utilizare importantă anterior pentru sulfatul de sodiu, în special în Statele Unite și Canada, este procesul Kraft pentru fabricarea pastei de lemn . Organice prezente în „lichiorul negru” al acestui proces sunt arse pentru a produce căldură, care este necesară pentru a determina reducerea sulfatului de sodiu în sulfura de sodiu. Cu toate acestea, datorită progreselor în eficiența termică a procesului de recuperare Kraft la începutul anilor 1960, s-a realizat o recuperare mai eficientă a sulfului și s-a redus drastic necesitatea tratamentului cu sulfat de sodiu. Prin urmare, utilizarea sulfatului de sodiu în industria de celuloză americană și canadiană a scăzut de la 1.400.000 de tone pe an în 1970 la doar 150.000 de tone în 2006.

Industria sticlei oferă o altă aplicație semnificativă pentru sulfatul de sodiu, ca a doua aplicație în Europa. Sulfatul de sodiu este utilizat ca agent de limpezire, pentru a ajuta la îndepărtarea bulelor mici de aer din sticla topită. Spală sticla și previne spumarea sticlei în timpul rafinării. Industria sticlei din Europa a consumat constant 110.000 de tone pe an în mod constant din 1970 până în 2006.

Sulfatul de sodiu este important în fabricarea țesăturilor, în special în Japonia, unde este cea mai mare aplicație. Sulfatul de sodiu ajută la „nivelare” prin reducerea sarcinilor negative asupra fibrelor, astfel încât coloranții să poată pătrunde uniform. Spre deosebire de clorura de sodiu alternativă, aceasta nu corodează vasele din oțel inoxidabil utilizate la vopsire. Această aplicație în Japonia și Statele Unite a consumat aproximativ 100.000 de tone în 2006.

Industria alimentară

Sulfatul de sodiu este utilizat ca diluant pentru colorarea alimentelor. Este cunoscut sub numele de aditiv E numărul E514.

Acumularea termică

Capacitatea ridicată de stocare a căldurii în tranziția de fază de la solid la lichid și temperatura de schimbare a fazei avantajoasă de 32 ° C fac ca acest material să fie deosebit de potrivit pentru stocarea căldurii solare de calitate inferioară pentru eliberarea ulterioară în aplicațiile de încălzire din mediu. În unele aplicații, materialul este încorporat în plăci termice care sunt plasate într-un spațiu mansardat, în timp ce în alte aplicații, sarea este încorporată în celule înconjurate de apă încălzită solară. Schimbarea fazei permite o reducere substanțială a masei materialului necesar pentru stocarea eficientă a căldurii (căldura de topire a sulfatului de sodiu decahidrat este de 82 kJ / mol sau 252 kJ / kg), cu avantajul suplimentar al consistenței temperaturii cu condiția ca este disponibil suficient material în etapa corespunzătoare.

Pentru aplicații de răcire, un amestec cu sare comună de clorură de sodiu (NaCI) scade punctul de topire la 18 ° C. Căldura de fuziune a NaCl · Na2SO4 · 10H2O a crescut de fapt ușor la 286 kJ / kg.

Acumularea termică

Capacitatea ridicată de stocare a căldurii în tranziția de fază de la solid la lichid și temperatura de schimbare a fazei avantajoasă de 32 ° C fac ca acest material să fie deosebit de potrivit pentru stocarea căldurii solare de calitate inferioară pentru eliberarea ulterioară în aplicațiile de încălzire din mediu. În unele aplicații, materialul este încorporat în plăci termice care sunt plasate într-un spațiu mansardat, în timp ce în alte aplicații, sarea este încorporată în celule înconjurate de apă încălzită solară. Schimbarea fazei permite o reducere substanțială a masei materialului necesar pentru stocarea eficientă a căldurii (căldura de topire a sulfatului de sodiu decahidrat este de 82 kJ / mol sau 252 kJ / kg), cu avantajul suplimentar al consistenței temperaturii cu condiția ca este disponibil suficient material în etapa corespunzătoare.

Pentru aplicații de răcire, un amestec cu sare comună de clorură de sodiu (NaCI) scade punctul de topire la 18 ° C. Căldura de fuziune a NaCl · Na2SO4 · 10H2O a crescut de fapt ușor la 286 kJ / kg.

Aplicații la scară mică

În laborator, sulfatul de sodiu anhidru este utilizat pe scară largă ca agent de uscare inert, pentru a elimina urmele de apă din soluțiile organice. ^[2] Este mai eficient, dar funcționează mai lent decât sulfatul de magneziu . Este eficient numai sub aproximativ 30 ° C, dar poate fi utilizat cu o varietate de materiale, deoarece este chimic destul de inert. La soluție se adaugă sulfat de sodiu până când cristalele nu se mai aglomerează;

Sarea Glauber, forma decahidratată, este utilizată ca laxativ osmotic . Este eficient pentru eliminarea anumitor medicamente, cum ar fi acetaminofen (acetaminofen) din corp, de exemplu, după un supradozaj.

În 1953, sulfatul de sodiu a fost propus pentru stocarea căldurii în sistemele de încălzire solară pasive. Aceasta profită de solubilitatea sa ridicată și de entalpia mare de cristalizare (78,2 kJ / mol). ^[3]

Alte utilizări ale sulfatului de sodiu includ antigelul pentru ferestre, producția de amidon , ca aditiv în deodorantele pentru covoare și pentru hrana animalelor.

Cel puțin o companie, Thermaltake, realizează un covor de răcire pentru laptop (iXoft Notebook Cooler) folosind decahidrat de sulfat de sodiu în interiorul unui tampon din plastic matlasat. Materialul se transformă încet în lichid și recirculează, netezind temperatura laptopului și acționând ca un izolator. ^[4]

Utilizat pe scară largă în industria detergenților ca anti-îngroșător și ca inert cu costuri reduse. Aproximativ 50% din producția de sulfat de sodiu anhidru este destinată industriei detergenților.

Este utilizat în industria sticlei ca agent de rafinare și antispumant.

Utilizat în industria textilă ca fixator de pigmenți și ca corector de densitate.

Folosit în trecut în industria hârtiei ca albitor ; utilizarea scade astăzi din cauza modificărilor proceselor de fabricație.