Sulful și compușii săi

Studiul sulfului elementar și al compușilor anorganici principali: H2S, SO2, SO3, H2SO4.

Sulful elementar – forme alotrope și proprietăți

Sulful are numărul atomic Z = 16 și șase electroni pe ultimul strat, deci îi lipsesc doi până la octet. De aceea valența lui uzuală față de metale și de hidrogen este II, iar față de oxigen poate fi IV (în SO2) sau VI (în SO3).

Proprietăți fizice: solid galben, casant, fără gust și fără miros în stare pură, insolubil în apă, dar solubil în sulfură de carbon. Este un izolator electric și termic, ca toate nemetalele solide tipice.

Forme alotrope: sulful rombic (stabil la temperatura obișnuită, cristale galbene) și sulful monoclinic (obținut prin topire lentă și răcire, cristale aciculare). Ambele sunt formate din molecule ciclice S8, dar diferă prin modul de aranjare a acestor molecule în cristal. Prin răcirea bruscă a sulfului topit în apă se obține sulful plastic, amorf și elastic, care revine în timp la forma rombică.

Surse naturale: sulf nativ în zonele vulcanice, dar mai ales combinat, în sulfuri (pirita FeS2, blenda ZnS, galena PbS) și în sulfați (ghips CaSO4 cu apă, baritină BaSO4). Sulful se găsește și în proteinele din organisme – mirosul de ou stricat sau de ceapă tăiată vine din compuși cu sulf.

Proprietăți chimice:

• arde în aer cu flacără albăstruie și dă dioxid de sulf: S + O2 → SO2;
• cu metalele dă sulfuri: Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS;
• cu hidrogenul, la cald, dă hidrogen sulfurat: H2 + S → H2S.

Capcană frecventă: sulful rombic și cel monoclinic sunt confundate cu izotopi sau considerate substanțe compuse diferite. Sunt forme alotrope – aceeași substanță simplă, cu aranjare diferită a acelorași molecule S8.

Hidrogenul sulfurat – proprietăți și toxicitate

Hidrogenul sulfurat, H2S, este compusul sulfului cu hidrogenul, în care sulful este divalent.

Proprietăți fizice: gaz incolor, cu miros caracteristic de ouă stricate, mai greu decât aerul, puțin solubil în apă. Se formează natural în apele stătătoare și în mlaștini, prin descompunerea anaerobă a proteinelor care conțin sulf, și în unele izvoare minerale sulfuroase.

Obținere: în laborator, prin reacția sulfurilor cu acizi tari:

• FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S.

Proprietăți chimice:

• soluția lui apoasă este un acid slab, numit acid sulfhidric, un hidracid – nu conține oxigen. Cu bazele dă sulfuri: H2S + 2 NaOH → Na2S + 2 H2O;
• arde în aer: cu oxigen suficient dă SO2 și apă, cu oxigen insuficient depune sulf;
• este un reducător, motiv pentru care decolorează soluțiile oxidante;
• cu sărurile unor metale grele dă sulfuri colorate, insolubile – PbS și CuS negre, ZnS albă, CdS galbenă. De aceea o hârtie îmbibată cu acetat de plumb se înnegrește în prezența H2S, test simplu de identificare.

Toxicitatea este partea cea mai importantă și cel mai des subestimată. H2S este un gaz foarte toxic, comparabil cu acidul cianhidric, care blochează respirația celulară. Perfidia lui stă în faptul că paralizează nervul olfactiv: la concentrații mici mirosul e insuportabil, dar la concentrații mari mirosul dispare, iar victima crede că pericolul a trecut. Fiind mai greu decât aerul, se acumulează în fose, canale, fântâni și silozuri – locuri unde s-au produit accidente colective, pentru că salvatorii au coborât la rândul lor fără echipament.

Regula practică de reținut: în spații închise, joase și neaerisite nu se coboară niciodată fără verificarea aerului și fără asigurarea de la suprafață.

Dioxidul de sulf și poluarea atmosferică

Dioxidul de sulf, SO2, este un oxid acid, în care sulful este tetravalent.

Proprietăți fizice: gaz incolor, cu miros înțepător, sufocant, de chibrit ars, mai greu decât aerul, solubil în apă. Este iritant pentru ochi și pentru căile respiratorii, iar la astmatici declanșează crize chiar la concentrații mici.

Obținere:

• arderea sulfului: S + O2 → SO2;
• prăjirea sulfurilor metalice: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2;
• arderea combustibililor fosili care conțin sulf – cărbune și păcură.

Proprietăți chimice, cele ale unui oxid acid:

• cu apa dă acid sulfuros: SO2 + H2O → H2SO3;
• cu bazele dă sulfiți: SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O;
• cu oxizii bazici dă tot sulfiți: SO2 + CaO → CaSO3, reacție folosită la desulfurarea gazelor de la termocentrale;
• se oxidează la SO3, în prezența unui catalizator: 2 SO2 + O2 → 2 SO3.

Are și proprietăți decolorante, de aceea se folosește la albirea hârtiei, a lânii și a paielor, precum și ca conservant în vinuri și fructe uscate.

Poluarea și ploile acide. SO2 emis de termocentrale, de industria metalurgică și de vulcani se dizolvă în vaporii de apă din atmosferă și se transformă în acid sulfuros, apoi, prin oxidare, în acid sulfuric. Precipitațiile rezultate au pH mult sub valoarea normală și produc:

• acidifierea lacurilor, cu dispariția peștilor;
• distrugerea pădurilor, mai ales de conifere, prin afectarea acelor și a solului;
• coroziunea construcțiilor din calcar și marmură – statuile și fațadele istorice se dizolvă literalmente;
• degradarea solurilor și spălarea nutrienților.

Distincția care se cere la examen: SO2 dă acid sulfuros și sulfiți, SO3 dă acid sulfuric și sulfați. Numărul de atomi de oxigen din oxid se păstrează în logica denumirii: mai puțin oxigen înseamnă terminația -os la acid și -it la sare.

Acidul sulfuric – proprietăți și utilizări

Acidul sulfuric, H2SO4, este cel mai important produs al industriei chimice; producția lui a fost multă vreme un indicator al dezvoltării economice a unei țări. Sulful este hexavalent, iar anhidrida acidului este SO3.

Obținere industrială, în trei etape:

• S + O2 → SO2 (sau prin prăjirea piritei);
• 2 SO2 + O2 → 2 SO3, cu catalizator;
• SO3 + H2O → H2SO4.

Proprietăți fizice: lichid incolor, uleios, dens (aproape de două ori mai greu decât apa), nevolatil, miscibil cu apa în orice proporție, cu degajare puternică de căldură.

Proprietăți chimice ale acidului diluat – cele ale unui acid tare:

• cu metalele situate înaintea hidrogenului: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2;
• cu oxizii bazici: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O;
• cu bazele: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O;
• cu sărurile acizilor mai slabi: CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + CO2.

Proprietăți speciale ale acidului concentrat:

• este puternic higroscopic – absoarbe vaporii de apă, de aceea se folosește la uscarea gazelor;
• este deshidratant – scoate apa din substanțe organice; turnat peste zahăr, lasă o masă neagră, spongioasă, de carbon. Din același motiv provoacă arsuri grave pe piele, distrugând țesutul;
• este oxidant la cald și reacționează chiar și cu cuprul, fără să degaje hidrogen.

Regula de siguranță cea mai importantă din întreaga chimie de gimnaziu: la diluare se toarnă acidul peste apă, în șuviță subțire, cu agitare continuă. Niciodată apa peste acid – căldura degajată brusc vaporizează apa de la suprafață și proiectează stropi de acid concentrat.

Utilizări: îngrășăminte (superfosfat), detergenți, coloranți, medicamente, fibre sintetice, rafinarea petrolului, decaparea metalelor și electrolitul acumulatorilor auto.

Sulfații și utilizările lor

Sulfații sunt sărurile acidului sulfuric, cu restul acid SO4, divalent. Formulele se scriu prin încrucișarea valențelor: Na2SO4, CaSO4, CuSO4, Al2(SO4)3. Sărurile acide, în care a rămas un hidrogen, se numesc sulfați acizi (bisulfați): NaHSO4.

Solubilitate: majoritatea sulfaților sunt solubili; excepțiile de reținut sunt BaSO4 și PbSO4, practic insolubili, și CaSO4, greu solubil. Această diferență stă la baza reacției de identificare a ionului sulfat: adăugarea unei sări de bariu produce un precipitat alb, fin, care nu se dizolvă nici în acizi tari.

• BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaCl.

Sulfații importanți și utilizările lor:

• CuSO4, sulfatul de cupru – în stare anhidră este o pulbere albă, iar hidratat, CuSO4 cu 5 H2O, formează cristalele albastre de piatră vânătă. Schimbarea de culoare la contactul cu apa îl face un detector simplu de umiditate. Se folosește ca fungicid în viticultură, în compoziția zemii bordeleze, împreună cu var stins. Este toxic pentru om și pentru organismele acvatice.
• CaSO4 cu apă, ghipsul – la încălzire moderată pierde parțial apa și devine ipsos, care, amestecat din nou cu apă, se întărește rapid. Utilizări: construcții, mulaje, imobilizarea fracturilor.
• BaSO4 – insolubil și opac la razele X; se administrează ca substanță de contrast în radiologia digestivă. Tocmai insolubilitatea îl face netoxic, deși bariul solubil este otrăvitor.
• Na2SO4 – la fabricarea sticlei, a detergenților și în industria hârtiei.
• (NH4)2SO4 – îngrășământ azotos.
• MgSO4, sarea amară – purgativ și corector al solurilor sărace în magneziu.

De reținut, ca idee finală de capitol: sulful trece dintr-o clasă în alta pe un lanț complet, pe care poți fi întrebat direct – S → SO2 → SO3 → H2SO4 → sulfați. Fiecare săgeată este o reacție studiată, iar valența sulfului crește pe parcurs de la 0 la IV, apoi la VI, unde rămâne.

Test — 6 întrebări ca la examen