Schwefel. Abb. 1 Schwefel in Pulverform [1]

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1 Universität Regensburg Naturwissenschaftliche Fakultät IV Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Wintersemester 2009/ Betreuung: Dr. M. Andratschke Referenten: Helmut Kapp, Max Obermaier, Stefan Lang Schwefel Abb. 1 Schwefel in Pulverform [1] 1. Reaktion von Schwefel mit Metallen Versuch 1: Eisen - Schwefel - Brand [2] Chemikalien: 11,2 g Eisenpulver (Fe), 6,4 g Schwefelpulver (S) Geräte: Mörser, feuerfeste Unterlage, Bunsenbrenner, Eisennagel Durchführung: Es werden 11,2 g Eisenpulver (Fe) mit 6,4 g Schwefelpulver (S) im Mörser verrieben. Danach wird das Gemisch auf eine feuerfeste Unterlage platziert und zu einem kleinen Berg geformt. Mit einem glühenden Eisennagel wird in die Mitte des Berges gestochen. Beobachtung: Das Pulver glüht von der Mitte ausgehend durch und brennt mit heller Farbe. Erklärung: Es handelt sich hierbei um eine exotherme Reaktion Fe + S FeS H R = -96,2 kj/mol Die Redoxreaktion läuft nach dem Start von selbst ab. Eine Mischung aus Eisen (grau, metallisch) und Schwefelpulver (gelb, feinkörnig) verbrennt ohne Beteiligung von Sauerstoff. Das entstandene Reaktionsprodukt (Eisen(II)-sulfid FeS) ist ein dunkel gefärbter Feststoff. 1

2 2. Eigenschaften des Elementes Schwefel Bedeutung des Wortes Schwefel [3] Der Name stammt aus dem Lateinischen: Sulfur. Er ist möglicherweise abgeleitet vom indogermanischen suel- oder schwelen. Einordnung ins Periodensystem der Elemente: Elementsymbol S [3] - zweites Element der 6. Hauptgruppe => Schwefel besitzt 6 Valenzelektronen => Schwefel ist ein Nichtmetall - relative Atommasse: 32,065 - die wichtigsten Oxidationsstufen in Verbindungen sind: -II z. B. Schwefelwasserstoff H 2 S +IV z. B. Schwefeldioxid SO 2 (oder schwefelige Säure H 2 SO 3 ) +VI z. B. Schwefeltrioxid SO 3 (oder Schwefelsäure Säure H 2 SO 4 ) Physikalische Eigenschaften [3-5] - Schmelzpunkt: 119,6 C - Siedepunkt: 444,72 C - Dichte: 2,07 g/cm 3 - Geruch: geruchlos - Aggregatzustand bei Raumtemperatur: fest - Löslichkeit: unlöslich in Wasser (H 2 O), schwer löslich in Alkohol / Ether / Aceton, gut löslich in Kohlenstoffdisulfid (CS 2 ) 3. Modifikationen des Schwefels (Beim Erhitzen) [3-5] 3.1 Fester Schwefel a) α-schwefel (Rhombischer Schwefel) Er besteht aus zitronengelben, spröden, rhombischen Kristallen, die aus gewellten cyclo-oktaschwefelmolekülen aufgebaut sind. Bei 95,6 C wandelt er sich reversibel in die Form des monoklinen Schwefels um. b) β-schwefel (Monokliner Schwefel) Abb. 2 Monokliner Schwefel [6] Im monoklinen Schwefel sind die cyclo-oktaschwefelmoleküle weniger dicht gepackt. Die Umwandlung aus α-schwefel erfolgt relativ leicht. Es müssen nur van der Waals Kräfte überwunden werden. Diese Schwefelform weist einen nadelartigen Aufbau auf (siehe Abbildung 2). 2

3 3.2 Flüssiger Schwefel Der Schmelzpunkt des Schwefels liegt bei 119,6 C. In der flüssigen Phase unterscheidet man drei verschiedene Modifikationen: λ-schwefel, π-schwefel, µ- Schwefel. λ-schwefel Die hellgelbe, dünnflüssige Schmelze besteht aus S 8 -Ringen. Mit steigender Temperatur steigt der Anteil an niedermolekularen Schwefelringen sowie hochmolekularen Schwefelketten. π-schwefel /µ-schwefel Bei 159 C entsteht der rötlich gefärbte µ-schwefel. Dieser steht in engem temperaturabhängigen Gleichgewicht mit dem π-schwefel. Es entstehen mehr und mehr niedermolekulare Schwefelringe, die sich zu hochmolekularen Schwefelketten verbinden. Die Viskosität der Schmelze nimmt zu. Erhitzt man weiter, erreicht die Viskosität der Schmelze bei 187 C ihr Maximum. Bei noch höheren Temperaturen wird die Schmelze dann wieder dünnflüssig (thermische Crackung). 3.3 Gasförmiger Schwefel Bei 444,6 C siedet der dunkelrote Schwefel. In der Gasphase existiert ein temperaturabhängiges Gleichgewicht von S n mit n = 1-8 Schwefelatomen. 4. Reaktion einer Zustandsform Versuch 2: Plastischer Schwefel [7] Chemikalien: Schwefelpulver (S), Wasser (H 2 O) Geräte: Bunsenbrenner, Becherglas, Reagenzglas, Reagenzglasklammer Durchführung: Ein Reagenzglas wird zu einem Drittel mit Schwefelpulver (S) gefüllt. Anschließend erhitzt man es über der Bunsenbrennerflamme. Den geschmolzenen Schwefel schüttet man nun in ein mit kaltem Wasser gefülltes Becherglas. Beobachtung: Es entsteht plastischer Schwefel im Becherglas. Erklärung: Wenn man den Schwefel mit einer Temperatur von 400 C in kaltes Wasser gießt, wird er durch den großen Temperaturunterschied abgeschreckt und es bildet sich ein gummiartiger Schwefel (plastischer Schwefel). Der Schwefel liegt am Ende des Versuches als abgeschreckte unterkühlte Flüssigkeit vor. 3

4 5. Vorkommen und Verwendung [3, 4] Abb. 3 Schwefel am Gipfel des Vulcano [8] Elementares Vorkommen - Elementar: 0,05 % in der Erdhülle (15. Stelle der Elementhäufigkeit) - Natur: Kommt als Element in großen vulkanischen Lagerstätten Italiens (Sizilien), Chiles oder Nordamerikas vor. Die Abbildung 3 zeigt Schwefelvorkommen in Sizilien am Gipfel des Vulcano. Gebundenes Vorkommen - in fossilen Kohlenstoffverbindungen - Sulfide: Pyrit (FeS 2, Katzengold); Zinkblende (ZnS); Bleiglanz (PbS) - Sulfate: Gips (CaSO 4 * 2 H 2 O, siehe Abbildung 4); Schwerspat (Baryt, BaSO 4 ); Glaubersalz (Na 2 SO 4 * 10 H 2 O) Abb. 4 Gips (CaSO 4 * 2 H 2 O) [9] Verwendung [3] - Verarbeitung zur Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) - in der Medizin (zur Desinfektion) => Schwefeldioxid (SO 2 ) wirkt antibakteriell - Vulkanisation von Kautschuk (Anlagerung von Schwefel an Kohlenstoff) - Schädlingsbekämpfung - Zur Herstellung von Malerfarben 4

5 6. Sonnenuntergang Versuch 3: (Zersetzung von Thiosulfationen (S 2 O 3 2- ) im sauren Milieu) [10] Chemikalien: 2 g Natriumthiosulfat (Na 2 S 2 O 3 ), 140 ml destilliertes Wasser (H 2 O), 10 ml zweimolare Salzsäure (2 N HCl) Geräte: große Kristallisierschale, Messzylinder, Karton mit Loch, Overhead-Projektor Durchführung: Herstellung von zwei Lösungen: 1. In einer großen Kristallisierschale werden 2 g Natriumthiosulfat (Na 2 S 2 O 3 ) in 50 ml destilliertem Wasser gelöst 2. Es werden 10 ml zweimolare Salzsäure (2 N HCl) mit 90 ml destilliertem Wasser verdünnt Nun wird der Overhead Projektor mit einem schwarzen Karton, der in der Mitte ein Loch der Größe der Kristallisierschale hat, abgedeckt. Jetzt stellt man die Kristallisierschale auf das Loch und gibt ca. 50 ml der zweiten Lösung zur Lösung in der Kristallisierschale. Beobachtung: Man kann in der Projektion beobachten, dass sich die Lösung von hellgelb nach weinrot verfärbt. Dadurch entsteht der Eindruck einer untergehenden Sonne. Erklärung: Im sauren Milieu (Salzsäure HCl) disproportioniert das Thiosulfation (S 2 O 2-3 ) in Schwefel (S) und Schwefeldioxid (SO 2 ): 2- S 2 O H + S + SO 2 + H 2 O Es fällt elementarer Schwefel (S) (gelb) in kolloider Form aus. Die Flüssigkeit trübt sich und man kann einen Streueffekt des Lichts beobachten. Dabei werden die kürzeren Wellenlängen (blaues Licht) stärker gestreut als die längeren Wellenlängen (rotes Licht). Deshalb kann man auf dem Schirm die Farbveränderung beobachten. 7. Lehrplanbezug Realschule [11, 12] Jahrgangsstufen: 8 I und 9 I/II Chemische Zeichensprache (ca. 3 Std.) Die Schülerinnen und Schüler werden in die chemische Symbolsprache eingeführt und lernen dabei das Elementsymbol, die Wertigkeit, Aussagen von Formeln und Gleichungen und binäre Verbindungen des Schwefels kennen. Oxidation und Reduktion als Sauerstoffübertragung (ca. 9 Std.) Die Schülerinnen und Schüler erkennen wie Verbrennungsprodukte eine erhebliche Gefahr für die Umwelt darstellen können und lernen den Luftschadstoff Schwefeldioxid und die Folgen seiner Verschmutzung (saurer Regen) und die Möglichkeiten der Prävention kennen. 5

6 7. Quellenverzeichnis [1] &filetmistamp= (Stand: 31. März 2010), Seite 3 [2] H. Boeck, Chemische Schulexperimente, Band 3 Anorganische Chemie, zweiter Teil, Verlag Harri Deutsch Thun, Frankfurt/M, 1978, Seite 271 [3] (Stand: 31. März 2010), Seiten 1, 4, 5 [4] A. F. Holleman, E. Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie, 100. Auflage, W. de Gruyter-Verlag, Berlin, 1985, Seiten [5] Ch. E. Mortimer, Das Basiswissen der Chemie, 8. Auflage, G. Thieme-Verlag, Stuttgart, 2003, Seite 410 [6] &filetimestamp= (Stand: 31. März 2010), Seite 3 [7] G. Jander, E. Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 8. Auflage, S. Hirzel-Verlag, Stuttgart, 2006, Seite 144 [8] (Stand: 31. März 2010), Seite 4 [9] &filetimestamp= (Stand: Stand: 31. März 2010), Seite 3 [10] F. Bukatsch, So interessant ist Chemie, Aulis-Verlag Deubner und Co KG, Köln, 1987, Seiten [11] e42140f75a b43 (Stand: 31. März 2010) [12] a878bd73df0 d84d027dd (Stand: 31. März 2010) 6