Schwefel. 1. Das Element Schwefel

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1 Universität Regensburg Naturwissenschaftliche Fakultät IV Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvortrag im Sommersemester Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Philipp Schweinitz, Martin Schanderl Schwefel 1. Das Element Schwefel [1, 2] Schwefel ist das zweite Element der sechsten Hauptgruppe des Periodensystems der Elemente, der Chalkogene. Es besitzt also sechs Valenzelektronen, trägt die Ordnungszahl 16 und weist eine relative Atommasse von 32,065 auf. [1] Wichtige Oxidationsstufen des Schwefels in Verbindungen sind II (z. B. in Schwefelwasserstoff), +IV (z. B. in Schwefeldioxid und schwefeliger Säure) und +VI (z. B. in Schwefeltrioxid und Schwefelsäure). [2] Das Elementsymbol S leitet sich vom lateinischen Begriff Sulfur ab. Der deutsche Name entstammt eventuell der indogermanischen Bezeichnung für schwelen, suel-. [1] 2. Vorkommen [1, 2] Schwefel ist in der Erdhülle mit einem Anteil von etwa 0,048 % vertreten und steht in diesem Bezug an 15ter Stelle der häufigsten Elemente. [1] Elementar vorliegend findet man ihn in mächtigen Lagerstätten, z. B. in Italien (Sizilien), Nordamerika (Louisiana und Texas), Mittelamerika (Mexiko), Südamerika (Peru, Chile), Japan (Hokkaido) und Polen. Als Sulfid liegt Schwefel in der Natur in einigen Mineralien vor. Als ein paar Beispiele wären Zinnober (HgS), Pyrit (FeS 2 ) (siehe Abb. 1), Bleiglanz (PbS) oder auch Zinkblende (ZnS) zu nennen. K.-C. Lyncker, Hamburg Zinnober (HgS) [3] Pyrit (FeS 2 ) [4] Abb. 1: Ausgewählte natürliche Sulfide 1

2 Als Sulfat ist er unter anderem in Verbindungen wie Gips (CaSO 4 2 H 2 O) oder Baryt (BaSO 4 ) anzutreffen. Neben diesen anorganischen Verbindungen kommt Schwefel auch organisch gebunden vor, so zum Beispiel als Bestandteil fossiler Brennstoffe. Physiologisch bedeutsam und daher erwähnenswert sind die Aminosäuren Cystein und Methionin, die beide Schwefel beinhalten. [2] 3. Bedeutung [1, 2, 5] Schwefel wird in vielfältiger Weise verwendet und kommt in verschiedensten Zusammenhängen zur Geltung. Daher können hier nur einige Beispiele genannt werden. Industriell den größten Anteil (90 %) hat die Weiterverarbeitung des Schwefels zur Schwefelsäure. [1] Als Schwefeldioxid findet es Anwendung als Desinfektionsmittel, so zum Beispiel zur Desinfizierung von Wein- und Bierfässern. [5] Die Vulkanisation des Kautschuks sowie die Herstellung von Schwarzpulver sind weitere Verfahren, die auf Schwefel angewiesen sind. Biologisch bedeutsam ist Schwefel vor allem als Bestandteil der Aminosäuren Cystein und Methionin sowie in Form der Disulfidbrücken der Proteine. Außerdem dient Schwefelwasserstoff anaeroben Bakterien als Reduktionsmittel zur Assimilation von Kohlenstoffdioxid. [1] 4. Modifikationen des Schwefels Versuch 1: Erhitzen von Schwefel [6] Geräte: Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Bunsenbrenner Reagenzien: Schwefel (S) Durchführung: Ein Reagenzglas wird zu 1/3 mit gepulvertem Schwefel gefüllt und vorsichtig in der Bunsenbrennerflamme bis zum Sieden erhitzt. Beobachtung: [2] Im Laufe des Versuches ändert der Schwefel sein Erscheinungsbild - 1. gelber, gepulverter Feststoff - 2. orangegelbe, leichtflüssige Schmelze - 3. rötliche, dickflüssige Schmelze - 4. Siedepunkt des Schwefels, gasförmiger Schwefel, Schwefelblüten am oberen Teil des Reagenzglases Erklärung: [2] Der Schwefel tritt in verschiedenen Modifikationen auf. Diese sind temperaturabhängig. Beim Erhitzen ändert der Schwefel daher mit den Modifikationen sein Erscheinungsbild. 2

3 Tabelle 1: Beschreibung der Schwefelmodifikationen (ab Raumtemperatur) [2] Aggregatzustand Temperatur Name Beschreibung [ C] fest 20 95,6 α-schwefel Hellgelbe, spröde Kristalle, unlöslich in Wasser, löslich in Schwefelkohlenstoff fest 95,6 119,6 β-schwefel Hellgelbe Kristalle Besteht aus S 8 - Ringen rhombischer Schwefel, da orthorhombisches Kristallsystem Besteht aus S 8 - Ringen monokliner Schwefel, da Kristallsystem monoklin geringere Dichte als α-schwefel flüssig 119,6 159 λ-schwefel Hellgelbe, dünnflüssige Schmelze Besteht aus S 8 - Ringen flüssig 119,6 159 π-schwefel Homolytische Spaltung der S 8 - Ringe Besteht aus S n - Ringen (n = 5 bis über 30, hauptsächlich 6, 7, 9, 12) flüssig ,6 µ-schwefel Hochmolekulare S - Ketten (unter 10 2 bis 10 6 ) gasförmig 444, S 2 - S 8 - Moleküle Dunkelrote, zähflüssige Schmelze; jedoch kommt es ab 243 C (Viskositätsmaximum) zu einer Abnahme der mittleren Kettenlänge des µ- Schwefels und somit zu einer Abnahme der Viskosität. Bei 400 C ist die Schmelze wieder dünnflüssig. Durch Abschrecken der Schmelze (T > 243 C) in Wasser entsteht der plastische Schwefel, konservierter metastabiler Zustand, der bei Raumtemperatur innerhalb weniger Tage wieder in α- Schwefel übergeht gasförmig > S 2 - Moleküle und S - Atome gasförmig Ab 2200 (p < 10-5 mbar) S - Atome überwiegen 3

4 5. Schwefel in sulfidischen Verbindungen 5.1 Silbersulfid [2, 7] Jeder kennt das Problem des Silberbestecks, das anläuft. Hierbei reagiert das Silber mit in der Luft befindlichem Schwefelwasserstoff (H 2 S) und Sauerstoff (O 2 ) zu Silbersulfid (Ag 2 S). Durch einen einfachen Hausfrauentrick, lässt sich diese Verunreinigung leicht rückgängig machen. Versuch 2: Reinigung von Silberbesteck [7] Geräte: Schüssel mit warmer Sodalösung (Na 2 CO 3 ) Reagenzien: Angelaufenes Silberbesteck (Ag mit Ag 2 S), Aluminiumfolie (Al) Durchführung: Man bedeckt den Boden einer Schale mit Aluminiumfolie und füllt mit warmer Sodalösung auf. Anschließend legt man das angelaufene Silberbesteck ebenfalls in die Schale. Beobachtung: Nach einigen Minuten ist das angelaufene Silberbesteck wieder glänzend. Erklärung: Durch das Redoxpotentialgefälle von Silber (edles Metall) und Aluminium (unedles Metall) kommt es zu einer Elektronenübertragung von Aluminium auf die Silberionen des Silbersulfides. 3 Ag e - 3 Ag Reduktion Al Al e - Oxidation 3 Ag + + Al 3 Ag + Al 3+ Redoxreaktion 5.2 Eisen- Schwefel Brand Versuch 3: Reaktion von Eisen und Schwefel [6] Geräte: Mörser mit Pistill, Bunsenbrenner, Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Becherglas Reagenzien: 7 g Eisen (Fe), 4 g Schwefel (S) Durchführung: Zunächst werden das Eisenpulver und der Schwefel im Mörser vorsichtig miteinander verrieben. Das Gemisch wird in ein Reagenzglas gegeben und vorsichtig mit der Sparflamme des Bunsenbrenners erhitzt. Wenn die Reaktion in Gang kommt, wird das Reagenzglas von der Flamme genommen und über das Becherglas gehalten, da auf Grund der starken Hitzeentwicklung das Reagenzglas brechen kann. 4

5 Beobachtung: Das Pulver glüht von unten ausgehend mit heller Flamme durch. Als Reaktionsprodukt entsteht ein dunkel gefärbter Stoff. Erklärung: Es findet folgende Reaktion statt: Fe + S FeS R H= -96,2 kj/mol Es bildet sich Eisensulfid. Die Reaktion ist exotherm und läuft nach dem Start von selbst ab. 6. Lehrplanbezug Die folgende Angabe ist bezogen auf den Lehrplan für 8-jährige Gymnasien (G8) in Bayern und zwar auf die Jahrgangsstufe 8 am naturwissenschaftlich- technologischen Gymnasium (NTG), beziehungsweise die Jahrgangsstufe 9 am sprachlichen (SG), musischen (MuG) oder wirtschafts- und sozialwissenschaftlichen Gymnasium (WSG): C NTG 8.1 Stoffe und Reaktionen (ca. 18 Std.) [8] Den Schülerinnen und Schülern werden verschiedene Ebenen der Betrachtung nahegelegt. So sollen sie zwischen der Ebene Stoffe und der Ebene Teilchen wechseln können und diese in einen sinnvollen Zusammenhang bringen. Bei den dargestellten Versuchen werden Beobachtungen auf Stoffebene durch Vorgänge auf Teilchenebene erklärt. Innerhalb dieses Rahmens kann der Umgang der Schülerinnen und Schüler mit Formeln und chemischen Symbolen erlernt oder vertieft werden. Besonders Versuch 3, die Reaktion von Eisen und Schwefel, ist geeignet, den bei einer Reaktion stattfindenden Energieumsatz darzustellen, da es sich hier um eine stark exotherme Reaktion handelt. Folgende Angabe ist ebenfalls auf den Lehrplan des bayerischen G8, jedoch auf die Jahrgangsstufe 9 NTG, beziehungsweise auf die Jahrgangsstufe 10 SG, MuG, oder WSG bezogen: C NTG 9.5 Elektronenübergänge (ca. 14 Std.) [9] Versuch 2, die Reinigung von Silberbesteck, eignet sich sehr gut für die Besprechung von Redoxreaktionen. Die Kopplung von Reduktion und Oxidation lässt sich hier verdeutlichen. Außerdem ist an der Oxidation in Versuch 2 kein Sauerstoff beteiligt, so dass die Oxidation als Elektronenabgabe und analog die Reduktion als Elektronenaufnahme definiert werden können. Auch die Oxidationszahlen können hier exemplarisch durchgenommen werden. Gerade die Anschaulichkeit und praktische Anwendbarkeit des Versuchs sollte den Schülerinnen und Schülern einen leichten Zugang zum Thema ermöglichen. 5

6 7. Quellenverzeichnis [1] (Stand: ) [2] A. F. Holleman, E. Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter-Verlag, Berlin, New York, 2007, Seiten , 1341 [3] (Stand: ) [4] (Stand: ) [5] (Stand: ) [6] H. Boeck, Chemische Schulexperimente, Band 3 Anorganische Chemie, zweiter Teil, Verlag Harri Deutsch Thun, Frankfurt/M, 1978, Seiten 249, 271 [7] R. W. Roesky, K. Möckel, Chemische Kabinettstücke, Verlag Chemie, Weinheim, New York, Basel, Cambridge, Tokyo, 1994, Seiten [8] (Stand: ) [9] (Stand: ) 6