Sumpor

Sumpor

Sumpor je hemijski element koji je poznat od davnina. Koristili su ga još stari Grci i Egipćani za magijske obrede i rituale, zatim za pravljenje baruta i u medicinske svrhe. Ime Sulphur se pominje još u Bibliji, a u prevodu na srpski jezik onačava „kamen koji gori”.

Slika 1. Sumpor je bio poznat od davnina

Sumpor (S) je nemetal i nalazi se u VIa (16.) grupi i 3. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu ovog nemetala:

A=32 (maseni broj)

Z=16 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z = 16

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 32-16 = 16

 

Slika 2 Atom sumpora (šematski prikaz) 

 

Molekul sumpora može biti izgrađen od različitog broja atoma sumpora (2, 6, 7, 8, 9, 10, 12 atoma) što je direktna posledica njegove nestabilnosti, jer sadrži 6 valentnih elektrona i teži da postigne stabilan oktet (stabilnost argona). Pri normalnim uslovima molekul sumpora ima ukupno 8 atoma (molekul S₈), koji ima prstenastu strukturu. Sumpor se javlja u više alotropskih modifikacija od kojih su najznačajnije rombični (α oblik) i monoklinični sumpor (β oblik). Preobražajna tačka je 95,5 ⁰C, odnosno ovo je temperatura na kojoj rombični sumpor prelazi u monokinični. Ove dve alotroske modifikacije se  razlikuju po prostornom rasporedu molekula,  ali se medju sobom razlikuju i po  fizičko-hemijskim karakteristikama. Postoji i treća alotropska modifikacija sumpora koja je amorfne strukture i to je plastični sumpor(γ-amorfni sumpor). Plastični sumpor je mrka elastična masa, amorfne strukture, izgleda sličnog gumi, sastavljena od dugih, lančastih, polimernih molekula sastava S_n. Nastaje naglim hladjenjem proključalog sumpora.

Slika 3. Prikaz formiranja molekula sumpora 

Slika 4. Rombični i monoklinični sumpor

Slika 5. Plastični sumpor

Nalaženje u prirodi i dobijanje sumpora

Sumpor se u prirodi može pronaći u elementarnom stanju, najčešće na dubinama od 200 m ispod naslaga peska, ali se njegovo prisustvo može detektovati i u blizini vulkana. Takođe, pojavljuje se i u vidu mnogobrojnih hemijskih jedinjenja. Već smo napomenuli da je sumpor jedan od šest biogenih elemenata. Ulazi u sastav dve aminokiseline koje izgrađuju proteine.

Slika 6. Nalazište sumpora

                                                     

                                                         Fizičke osobine (svojstva) sumpora

 Na sobnoj temperaturi i pri normalnom pritisku, sumpor je čvrstog agregatnog stanja, žute je boje i karakterističnog mirisa. Slabo je rastvaran u vodi, što je direktna posledica postojanja nepolarne kovalentne veze u molekulu S₈. Dobar rastvarač za sumpor jeste ugljen - disulfid CS₂.

Slika 7. Sumpor

 Hemijske osobine (svojstva) sumpora

Sumpor je prilično reaktivan nemetal i zbog ove svoje osobine gradi veliki broj hemijskih jedinjenja.

a)      Oksidi sumpora

Sumpor sa kiseonikom gradi dva oksida, sumpor (IV) – oksid ili sumpor – dioksid, SO₂ i sumpor (VI) – oksid ili sumpor – trioksid, SO₃.

Sagorevanjem elementarnog sumpora na vazduhu ili u struji čistog kiseonika (sumpor gori plavičastim plamenom) nastaje sumpor (IV) – oksid ili sumpor – dioksid, SO₂ :

S + O₂ → SO₂

Sumpor (IV) – oksid je gas, bez boje, jako oštrog mirisa i izuzetno je otrovan (deluje nadražajno na organe za disanje). Ovaj gas može nastati i sagorevanjem ugljeva u kojima se sumpor nalazi kao primesa, pa se zbog toga smatra zagađivačem životne sredine. O kiselim kišama, učićete na časovima biologije.

Slika 8. Sagorevanje sumpora

Oksidacijom sumpor (IV) – oksida  nastaje sumpor (VI) – oksid ili sumpor – trioksid, SO₃.

2SO₂ + O₂ → 2SO₃

Ovaj oksid sumpora je tečnog agregatnog stanja i mrzne na temperaturi od 16,8 ⁰C. Jako je higroskopan, pa iz vazduha vrlo lako upija vlagu i puši se.

Slika 9. Sumpor (VI) - oksid

b)      Kiseline sumpora

Kada smo govorili o nemetalima, napomenuli smo da je njihova glavna karakteristika ta da grade kiseline. Rastvaranjem pojedinih oksida nemetala u vodi nastaju kiseline, te se ti oksidi i definišu kao kiseli oksidi, odnosno kao anhidridi kiselina.

Rastvaranjem sumpor (IV) – oksida u vodi, nastaje nastaje sumporasta ili sulfitna kiselina koja se ubraja u klasu jako slabih kiselina.

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Reakcijom sumpor (VI) – oksida sa vodom, nastaje sumporna ili sulfatna kiselina.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Sumporna ili sulfatna kiselina, H₂SO₄, je bezbojna, uljasta tečnost, gustine 1,84 g/cm³. Koncentrovana sumporna kiselina (vodeni rastvor kiseline koji ima najveću moguću procentnu koncentraciju) je higroskopna supstanca koja energično vezuje vlagu. Prilikom razblaživanja ma koje kiseline, nikada ne smete dodavati vodu u kiselinu VUK, već u tankom mlazu i veoma pažljivo dodajete kiselinu u posudu sa destilovanom vodom.  Ova kiselina se smatra veoma jakom neorganskom kiselinom i zato u radu sa njom morate biti veoma obazrivi (deluje nagrizajuće u kontaktu sa kožom, metalima i tkaninom). Jako je dehidrataciono sredstvo (oduzima vodu pojedinim supstancama), a to ćemo dokazati ogledom na času hemije.

Slika 10. Sumporna kiselina

Slika 11. Razblaživanjem koncentrovane sumporne kiseline oslobađa se velika količina toplote

c)      Ostala jedinjenja

Vodonik – sulfid ili sumpor -  vodonik, H₂S , je bezbojan gas, nešto teži od vazduha, jako neprijatnog mirisa na pokvarena jaja i veoma otrovan. U vodi se dobro rastvara gradeći slabu sumporvodoničnu kiselinu. U prirodi se javlja kao slobodan u vulkanskim gasovima, naftnim bušotinama, a može nastati i raspadanjem organskih supstanci koje sadrže sumpor. Nalazi se i u nekim mineralnim vodama (Vrnjačka Banja, Ribarska Banja, Banja Koviljača). Za potrebe laboratorija i industrije se dobija delovanjem hlorovodonične ili sumporne kiseline na gvožđe (II) – sulfid.

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Slika 12. H2S je jako toksičan gas

Primena sumpora i njegovih jedinjenja

Sumpor se koristi u medicini (lečenje kožnih bolesti), u poljoprivredi (sa suzbijanje korova), ali se primenjuje i za dobijanje baruta, šibica i boja. Ovaj nemetal se koristi i u proizvodnji gume, jer u procesu vulkanizacije, odnosno dodavanja sumpora, guma zadržava svoju elastičnost.

Sumpor (IV) – oksid se koristi kao sredstvo za izbeljivanje svile, vune, i slame, uništava mikroorganizme pa se koristi za dezinfekciju buradi za vino.

Sumporna kiselina se smatra jednim od najvažnijih proizvoda hemijske industrije. Koristi se za proizvodnju veštačkih đubriva, za punjenje akumulatora, u proizvodnji lekova, ekspoloziva, boja, sintetičkih vlakana, za rafinisanje petroleja.

Slika 13. Primena sumpora



Dodatak sa časa

Jos malo o uticaju kiseonika.... (video)

Kiseonik

Kiseonik

Kiseonik su otkrili, nezavisno jedan od drugog, dvojica naučnika Karl Šele i Džozef Pristli. Francuski hemičar Antoan Lavoazje je prvi opisao osobine kiseonika i dao mu naziv Oxygenium, što bi u prevodu značilo „graditelj kiselina”.

Slika 1. Carl Wilhelm Scheele

Slika 2.Joseph Priestley 

Slika 3. Antoine Lavoisier

Kiseonik (O) je nemetal i nalazi se u VIa (16.) grupi i 2. periodi u Periodnom sistemu elemenata. Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu kiseonika:

A=16 (maseni broj)

Z=8 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z = 8

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 16-8 = 8

Slika 4. Atom kiseonika (šematski prikaz)

  

Stabilni izotopi kiseonika su ¹⁶O, ¹⁷O i ¹⁸O. U elementarnom stanju kiseonik može postojati kao dvoatomni moleku O₂ i troatomni molekul O₃, koji se naziva ozon i koji predstavlja alotropsku modifikaciju kiseonika. Ozon je svetloplavičast gas, koji u razblaženju 1: 50 000 000 ima veoma prijatan miris. U prirodi nastaje pri električnom pražnjenju (vazduh nakon oluje sa grmljavinom ima karakterističan miris ozona), a značaj ovog troatomnog molekula je u tome što nas štiti od štetnog ultravioletnog ili ultraljubičastog zračenja. U višim slojevima atmosfere (25-50 km iznad Zemljine površine) pod uticajem zračenja sa Sunca na dvoatomni molekul kiseonika, nastaju molekuli ozona. O oštećenju ozonskog omotača će te učiti na časovima biologije.

3O₂ ↔ 2O₃

Slika 5. Antropogeni faktori koji zagađuju životnu sredinu

Slika 6. Snimak ozonske rupe iznad Antarktika

U prirodi, kiseonik se pojavljuje u obliku dvoatomnog molekula O₂, u kome postoji dvostruka, nepolarna kovalentna veza. Obrazovanjem dva zajednička elektronska para, odnosno formiranjem dvostuke veze, kiseonik postiže stabilnost njemu najbližeg plemenitog gasa, a to je neon.

Nalaženje u prirodi i dobijanje kiseonika

Kiseonik je najrasprostranjeniji hemijski element u Zemljinoj kori. Skoro 50% mase Zemljine kore je sačinjeno od kiseonika. Takođe, ovaj nemetal se nalazi i u vazduhu (21 zapreminski procenat), a bez njegovog prisustva život na Zemlji bi svakako bio nemoguć. U prirodi, kiseonik nastaje prirodnim procesom fotosinteze.

U hemijskim laboratorijama, kiseonik se može dobiti na više načina. Jedan od najčešćih postupaka jeste termičko razlaganje određenih kiseoničnih jedinjenja. Na primer:

_a)         razlaganje kalijum - permanganata: 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ 

          _{*ovu reakciju smo koristili za dobijanje kiseonika na času hemije}

_b)        razlaganje kalijum-hlorata: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

c)      razlaganje živa (II) - oksida: 2HgO → 2Hg + O₂

Kiseonik se može dobiti i elektrolizom vode, ali i frakcionom destilacijom tečnog vazduha.

2H₂O → 2H₂ + O₂

Fizičke osobine (svojstva) kiseonika

Slika 7. Kiseonik

Pri normalnim uslovima, kiseonik je gas, bez boje, mirisa i ukusa, koji podržava gorenje (setite se ogleda koji smo izvodili da užarenim drvcetom). Slabo je rastvaran u vodi, što je direktna posledica postojanja nepolarne kovalentne veze u molekulu O₂. Teži je od vazduha.

Hemijske osobine (svojstva) kiseonika

Kiseonik se jedini gotovo sa svim hemijskim elementima gradeći okside, a hemijski proces nastajanja okisida se naziva oksidacija. Samo halogeni elementi i plemeniti metali ne reaguju direktno sa kiseonikom.

Prema hemijskim svojstvima razlikuju se oksidi metala i kiseonika – oksidi metala i oksidi koji nastaju reakcijom nemetala sa kiseonikom – oksidi nemetala. O ovim jedinjenjima će biti govora u narednim lekcijama. Primeri nekih reakcija okidacije su:

4Na + O₂ → 2Na₂O natrijum – oksid

2Ca + O₂ → 2CaO kalcijum – oksid

C + O₂ → CO₂ ugljenik (IV) –oksid, ugljendioksid

Primena kiseonika

Pored toga što živa bića koriste kiseonik za disanje, primena kiseonika je raznovrsna. Kiseonik se u industriji troši za autogeno zavarivanje, sečenje i obradu metala. Vazduh koji je obogaćen kiseonikom koriste ronioci i astronauti u izvršavanju svojih zadataka. Ovaj gas se koristi i u bolnicama kako bi se bolesnicima olakšalo disanje.

Slika 8. Boca sa kiseonikom

Slika 9. Fotosinteza