शुद्ध पीला गंधक

देशी तत्वों के वर्ग से एक खनिज। सल्फर एक अच्छी तरह से परिभाषित enantiomorphic बहुरूपता का एक उदाहरण है। प्रकृति में, यह 2 बहुरूपी संशोधनों का निर्माण करता है: रोम्बिक ए-सल्फर और मोनोक्लिनिक बी-सल्फर। वायुमंडलीय दबाव और 95.6 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर, ए-सल्फर बी-सल्फर में बदल जाता है। सल्फर पौधों और जानवरों के विकास के लिए महत्वपूर्ण है, यह जीवित जीवों और उनके अपघटन उत्पादों का हिस्सा है, यह प्रचुर मात्रा में है, उदाहरण के लिए, अंडे, गोभी, सहिजन, लहसुन, सरसों, प्याज, बाल, ऊन, आदि में। यह कोयले और तेल में भी मौजूद है।

यह सभी देखें:

संरचना

देशी सल्फर को आमतौर पर एक-सल्फर द्वारा दर्शाया जाता है, जो एक रोम्बिक सिनगनी, रोम्बो-डिपिरामाइडल समरूपता में क्रिस्टलीकृत होता है। क्रिस्टलीय सल्फर में दो संशोधन होते हैं; उनमें से एक, रोम्बिक, कमरे के तापमान पर विलायक के वाष्पीकरण द्वारा कार्बन डाइसल्फ़ाइड (CS 2) में सल्फर के घोल से प्राप्त किया जाता है। इस मामले में, हल्के पीले रंग के हीरे के आकार के पारभासी क्रिस्टल बनते हैं, जो सीएस 2 में आसानी से घुलनशील होते हैं। यह संशोधन 96 डिग्री सेल्सियस तक स्थिर है; उच्च तापमान पर, मोनोक्लिनिक रूप स्थिर होता है। बेलनाकार क्रूसिबल में पिघले हुए सल्फर के प्राकृतिक शीतलन के दौरान, एक विकृत आकार के साथ रोम्बिक संशोधन के बड़े क्रिस्टल बढ़ते हैं (ऑक्टाहेड्रॉन, जिसमें कोने या चेहरे आंशिक रूप से "काटे जाते हैं")। ऐसी सामग्री को उद्योग में गांठ सल्फर कहा जाता है। सल्फर का मोनोक्लिनिक संशोधन एक लंबा पारदर्शी गहरा पीला सुई के आकार का क्रिस्टल है, जो सीएस 2 में भी घुलनशील है। जब मोनोकलिनिक सल्फर को 96 डिग्री सेल्सियस से नीचे ठंडा किया जाता है, तो एक अधिक स्थिर पीला रम्बिक सल्फर बनता है।

गुण

मूल सल्फर पीला है, अशुद्धियों की उपस्थिति में - पीला-भूरा, नारंगी, भूरा से काला; बिटुमेन, कार्बोनेट्स, सल्फेट्स, मिट्टी का समावेश होता है। शुद्ध सल्फर के क्रिस्टल पारदर्शी या पारभासी होते हैं, ठोस द्रव्यमान किनारों पर पारभासी होते हैं। चमक चिकना करने के लिए रालदार है। कठोरता 1-2, कोई दरार नहीं, शंकुधारी फ्रैक्चर। घनत्व 2.05 -2.08 ग्राम / सेमी 3, भंगुर। कनाडाई बालसम, तारपीन और मिट्टी के तेल में आसानी से घुलनशील। एचसीएल और एच 2 एसओ 4 में यह अघुलनशील है। HNO 3 और एक्वा रेजिया सल्फर को ऑक्सीकृत करते हैं, इसे H 2 SO 4 में बदल देते हैं। स्थिर श्रृंखला और परमाणुओं के चक्र बनाने की क्षमता में सल्फर ऑक्सीजन से महत्वपूर्ण रूप से भिन्न होता है।
सबसे स्थिर चक्रीय अणु S 8 होते हैं, जो एक मुकुट के आकार के होते हैं, जो रोम्बिक और मोनोक्लिनिक सल्फर बनाते हैं। यह क्रिस्टलीय सल्फर है - एक भंगुर पीला पदार्थ। इसके अलावा, बंद (S4, S6) जंजीरों और खुली जंजीरों वाले अणु संभव हैं। इस तरह की संरचना में प्लास्टिक सल्फर होता है, एक भूरे रंग का पदार्थ, जो सल्फर के पिघलने को तेज ठंडा करके प्राप्त किया जाता है (प्लास्टिक सल्फर कुछ घंटों के बाद भंगुर हो जाता है, एक पीला रंग प्राप्त कर लेता है और धीरे-धीरे एक रम्बिक में बदल जाता है)। सल्फर के सूत्र को अक्सर एस के रूप में लिखा जाता है, हालांकि इसकी आणविक संरचना होती है, यह विभिन्न अणुओं के साथ सरल पदार्थों का मिश्रण होता है।
सल्फर का पिघलना मात्रा में उल्लेखनीय वृद्धि (लगभग 15%) के साथ होता है। पिघला हुआ सल्फर एक पीला, अत्यधिक मोबाइल तरल है, जो 160 डिग्री सेल्सियस से ऊपर एक बहुत चिपचिपा गहरे भूरे रंग के द्रव्यमान में बदल जाता है। 190 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर पिघला हुआ सल्फर उच्चतम चिपचिपाहट प्राप्त करता है; तापमान में और वृद्धि चिपचिपाहट में कमी के साथ होती है, और 300 डिग्री सेल्सियस से ऊपर पिघला हुआ सल्फर फिर से मोबाइल बन जाता है। यह इस तथ्य के कारण है कि जब सल्फर को गर्म किया जाता है, तो यह धीरे-धीरे पोलीमराइज़ हो जाता है, बढ़ते तापमान के साथ श्रृंखला की लंबाई बढ़ जाती है। जब सल्फर को 190 डिग्री सेल्सियस से ऊपर गर्म किया जाता है, तो बहुलक इकाइयां टूटने लगती हैं।
सल्फर इलेक्ट्रेट का सबसे सरल उदाहरण है। रगड़ने पर, सल्फर एक मजबूत नकारात्मक चार्ज प्राप्त करता है।

आकृति विज्ञान

यह ट्रंकेटेड-डिपाइरामाइडल, शायद ही कभी डिपाइरामाइडल, पिनाकोइडल या मोटी-प्रिज्मीय क्रिस्टल के साथ-साथ घने क्रिप्टोक्रिस्टलाइन, कंफ्लुएंट, दानेदार, कम अक्सर ठीक-रेशे वाले समुच्चय बनाता है। क्रिस्टल पर मुख्य रूप: डिपाइरामिड्स (111) और (113), प्रिज्म (011) और (101), पिनैकॉइड (001)। इसके अलावा क्रिस्टल, कंकाल क्रिस्टल, स्यूडोस्टैलेक्टाइट्स, ख़स्ता और मिट्टी के द्रव्यमान, छापे और स्मीयर के इंटरग्रोथ और ड्रूज़। क्रिस्टल की विशेषता कई समानांतर अंतर्वृद्धियों से होती है।

मूल

सल्फर का निर्माण ज्वालामुखी विस्फोट के दौरान, सल्फाइड के अपक्षय के दौरान, जिप्सम युक्त तलछटी परतों के अपघटन के दौरान और बैक्टीरिया की गतिविधि के संबंध में भी होता है। मुख्य प्रकार के देशी सल्फर जमा ज्वालामुखी और बहिर्जात (केमोजेनिक-तलछटी) हैं। बहिर्जात निक्षेप प्रबल होते हैं; वे जिप्सम एनहाइड्राइट्स से जुड़े हैं, जो हाइड्रोकार्बन और हाइड्रोजन सल्फाइड उत्सर्जन के प्रभाव में कम हो जाते हैं और सल्फर-केल्साइट अयस्कों द्वारा प्रतिस्थापित किए जाते हैं। सभी सबसे बड़े निक्षेपों में यह घुसपैठ-मेटासोमैटिक उत्पत्ति है। एच 2 एस के ऑक्सीकरण के परिणामस्वरूप मूल सल्फर अक्सर (बड़े संचय को छोड़कर) बनता है। इसके गठन की भू-रासायनिक प्रक्रियाएं सूक्ष्मजीवों (सल्फेट-कम करने वाले और थियोनिक बैक्टीरिया) द्वारा महत्वपूर्ण रूप से सक्रिय होती हैं। एसोसिएटेड खनिज कैल्साइट, अर्गोनाइट, जिप्सम, एनहाइड्राइट, सेलेस्टाइट और कभी-कभी बिटुमेन हैं। देशी सल्फर के ज्वालामुखीय निक्षेपों में, हाइड्रोथर्मल-मेटासोमैटिक (उदाहरण के लिए, जापान में), सल्फर-असर वाले क्वार्टजाइट्स और ओपलाइट्स द्वारा गठित, और क्रेटर झीलों के ज्वालामुखी-तलछटी सल्फर-असर वाले सिल्ट प्राथमिक महत्व के हैं। यह फ्यूमरोल गतिविधि के दौरान भी बनता है। पृथ्वी की सतह की परिस्थितियों में गठित होने के कारण, देशी सल्फर अभी भी बहुत स्थिर नहीं है और धीरे-धीरे ऑक्सीकरण करके सल्फेट्स, च को जन्म देता है। प्लास्टर की तरह।
सल्फ्यूरिक एसिड (निकाली गई मात्रा का लगभग 50%) के उत्पादन में उपयोग किया जाता है। 1890 में, हरमन फ्रैश ने सल्फर को भूमिगत पिघलाने और इसे कुओं के माध्यम से सतह पर निकालने का सुझाव दिया, और वर्तमान में सल्फर के जमाव को मुख्य रूप से इसकी घटना के स्थानों में सीधे भूमिगत परतों से देशी सल्फर को गलाने से विकसित किया जा रहा है। प्राकृतिक गैस (हाइड्रोजन सल्फाइड और सल्फर डाइऑक्साइड के रूप में) में भी बड़ी मात्रा में सल्फर पाया जाता है, गैस उत्पादन के दौरान यह पाइपों की दीवारों पर जमा हो जाता है, उन्हें निष्क्रिय कर देता है, इसलिए इसे गैस से जल्द से जल्द पकड़ लिया जाता है। उत्पादन के बाद संभव है।

आवेदन

उत्पादित सल्फर का लगभग आधा सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन में उपयोग किया जाता है। सल्फर का उपयोग रबर को वल्केनाइज करने के लिए, कृषि में कवकनाशी के रूप में और कोलाइडल सल्फर - एक दवा के रूप में किया जाता है। इसके अलावा, सल्फर-कोलतार रचनाओं की संरचना में सल्फर का उपयोग सल्फर डामर प्राप्त करने के लिए किया जाता है, और पोर्टलैंड सीमेंट के विकल्प के रूप में - सल्फर कंक्रीट प्राप्त करने के लिए। सल्फर का उपयोग पायरोटेक्निक रचनाओं के उत्पादन में किया जाता है, पहले बारूद के उत्पादन में उपयोग किया जाता था, और माचिस के उत्पादन में उपयोग किया जाता है।

सल्फर - एस

वर्गीकरण

स्ट्रंज (8वां संस्करण)	1/बी.03-10
निकेल-स्ट्रुन्ज़ (10वां संस्करण)	1.सीसी.05
दाना (सातवां संस्करण)	1.3.4.1
दाना (आठवां संस्करण)	1.3.5.1
अरे सीआईएम रेफरी।	1.51

वीआईए समूह में, सल्फर भी प्रकृति में व्यापक रूप से ज्ञात और व्यापक रासायनिक तत्वों से संबंधित है। पृथ्वी की पपड़ी में, सल्फर कई खनिजों के रूप में पाया जाता है जो समृद्ध जमा बनाते हैं। अक्सर देशी सल्फर, टी.एस. सरल पदार्थ एस (एस 8)। धातुओं के साथ सल्फर यौगिक बहुत आम हैं। उनमें से कई धातु प्राप्त करने के लिए अयस्क के रूप में सबसे मूल्यवान हैं: सीसा चमक PbS, जस्ता मिश्रण ZnS, तांबे की चमक CuS, आदि। खनिज पाइराइट FeS 2 (लौह पाइराइट), जो पीतल के रंग के क्यूबिक क्रिस्टल बनाता है, मुख्य रूप से कच्चे माल के रूप में कार्य करता है। सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन के लिए।

कुछ सल्फेट्स भी बहुत आम हैं। खनिज जिप्सम और एनहाइड्राइट (क्रिस्टलीय हाइड्रेट CaS04 2H 2 0 और निर्जल कैल्शियम सल्फेट) स्थानों में पूरे पहाड़ बनाते हैं। समुद्री जल में मैग्नीशियम और सोडियम सल्फेट पाए जाते हैं। स्ट्रोंटियम सल्फेट SrS0 4 - सेलेस्टाइन पारदर्शी क्रिस्टल बनाता है। बैराइट, या हेवी स्पार BaSO 4, व्यापक रूप से सफेद के उत्पादन और कागज और रबर उद्योगों में भराव के रूप में उपयोग किया जाता है। उदाहरण के लिए, फोटोग्राफिक पेपर पर बेराइट की एक परत लगाई जाती है। कोयले में काफी मात्रा में सल्फर पाया जाता है और जब इसे जलाया जाता है तो यह वातावरण में प्रवेश कर जाता है। Cepbi(IV) S02 ऑक्साइड लगातार हवा में मौजूद है। यदि इस सल्फर को कोयले के दहन के उत्पादों से निकाला जाता, तो पारंपरिक सल्फर अयस्कों के निष्कर्षण को काफी कम करना संभव होता। साथ ही, वनस्पति और ताजे पानी पर S02 के हानिकारक प्रभाव कम होंगे। सल्फर हमेशा प्रोटीन में मौजूद होता है, क्योंकि अमीनो एसिड सिस्टीन और मेथियोनीन में सल्फर होता है। मानव शरीर में सल्फर का कुल द्रव्यमान 120 ग्राम होता है।

विश्व सल्फर का उत्पादन 60 मिलियन टन से अधिक है इस राशि का आधे से अधिक हिस्सा सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन के लिए जाता है, और शेष - कृषि में सल्फाइट्स, रबड़, कीट नियंत्रण उत्पादों के उत्पादन के लिए।

प्राकृतिक सल्फर में चार स्थिर समस्थानिक होते हैं, इस मिश्रण का 95% समस्थानिक होता है

रासायनिक गुणों में, सल्फर ऑक्सीजन के साथ महत्वपूर्ण समानता नहीं दिखाता है। मुख्य चीज जो इन दो तत्वों को एक साथ लाती है, वह अधिकांश रासायनिक तत्वों वाले यौगिकों में द्विसंयोजक अवस्था है। यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि ऑक्सीजन और सल्फर के बीच के यौगिकों में, ऑक्सीजन द्विसंयोजक रहता है, और सल्फर चार- और छह-वैलेंट हो सकता है। सल्फर की उच्च संयोजकता अवस्थाएं किसकी उपस्थिति के कारण संभव हैं?

मुक्त 3

सल्फर परमाणुओं के महत्वपूर्ण और चारित्रिक गुणों में से एक श्रृंखला बनाने की क्षमता है:

यदि ऑक्सीजन परमाणु तीन से अधिक परमाणुओं (एक ओजोन अणु में) के एनएस की जंजीरों में जुड़े होते हैं, तो सल्फर कुछ शर्तों के तहत सैकड़ों हजारों परमाणुओं की श्रृंखला देता है। दो परस्पर जुड़े सल्फर परमाणु -8-8- अक्सर प्रोटीन अणु के अंदर एक सेतु का काम करते हैं।

सल्फर। सरल पदार्थ

एक साधारण पदार्थ के रूप में सल्फर कई किस्मों का निर्माण करता है। साधारण गंधक एक पीले रंग का क्रिस्टलीय भंगुर पदार्थ होता है जिसे कहते हैं रोम्बिक ग्रे।जिन स्थानों से ज्वालामुखीय गैसें निकलती हैं (कामचटका, कुरील द्वीप) में प्राकृतिक सल्फर के सुंदर क्रिस्टल हैं। रम्बिक सल्फर, सामान्य परिस्थितियों में स्थिर, 112.8 डिग्री सेल्सियस पर पिघला देता है। लेकिन तरल सल्फर 119 डिग्री सेल्सियस पर मोनोकलिनिक प्रणाली के गहरे पीले रंग के एकिकुलर क्रिस्टल के रूप में क्रिस्टलीकृत होना शुरू हो जाता है। इस प्रकार, सल्फर दो अलग-अलग ठोस चरण बनाता है, लेकिन 112.8 डिग्री सेल्सियस से नीचे, ऑर्थोरोम्बिक सल्फर स्थिर होता है। सल्फर का क्वथनांक 444.6°C होता है। सल्फर पानी में अघुलनशील है, लेकिन कार्बन डाइसल्फ़ाइड और बेंजीन में घुलनशील है।

ठोस गंधक और उसके विलयनों में 8 8 अणु होते हैं। ये वलय अणु होते हैं, जिनका आकार मुकुट के समान होता है (चित्र 19.3)।

चावल। 19.3।

रासायनिक प्रतिक्रियाओं को लिखते समय, सल्फर की आणविक संरचना पर आमतौर पर ध्यान नहीं दिया जाता है और इसे परमाणुओं के रूप में लिखा जाता है। गलनांक के ऊपर, सल्फर धीरे-धीरे काला हो जाता है और ~ 250 डिग्री सेल्सियस पर लाल-भूरे रंग के चिपचिपा द्रव्यमान में बदल जाता है, जिसमें 8 एन की बहुत लंबी श्रृंखला होती है।

300 डिग्री सेल्सियस से ऊपर, सल्फर फिर से एक मोबाइल तरल बन जाता है। उबलता हुआ गंधक नारंगी-पीला धुंआ बनाता है। सल्फर वाष्प में बी 8, 5 बी, 8 4 और $ 2 अणु होते हैं। अणु 5 2 संरचना में ऑक्सीजन अणु 0 2 के करीब हैं।

यदि पिघले हुए सल्फर को एक उबाल तक गरम किया जाता है, ठंडे पानी (चित्र 19.4) में डाला जाता है, तो यह भूरे रंग के नरम रबर जैसे द्रव्यमान में बदल जाता है, जो धागे में फैल जाता है। इस प्रकार का सल्फर कहलाता है प्लास्टिक सल्फर।इसमें ज़िगज़ैग बहुत लंबे बी अणु होते हैं, जहाँ पी 100,000 या अधिक तक पहुँचता है। थोड़े समय के बाद, प्लास्टिक सल्फर भंगुर हो जाता है, पीला हो जाता है और धीरे-धीरे रम्बिक सल्फर 5 8 में बदल जाता है।

चावल। 19.4।

सल्फर का खनन सीधे प्राकृतिक निक्षेपों से किया जाता है। निकाले गए सल्फर को विशेष शोधन भट्टियों में शुद्धिकरण के लिए आसुत किया जाता है। सबसे पहले, सल्फर वाष्प एक बड़े ईंट कक्ष में प्रवेश करती है। सल्फर ठंडी दीवारों पर एक हल्के पीले रंग के पाउडर के रूप में अवक्षेपित होता है ग्रे रंग।लगभग 120 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर गर्म दीवारों पर, सल्फर एक तरल में बदल जाता है, जिसे लकड़ी के सांचों में छोड़ा जाता है, जहां यह लाठी के रूप में जम जाता है। इस प्रकार प्राप्त सल्फर कहलाता है काट रहा है।

ऐसी कई अभिक्रियाएँ भी होती हैं जिनमें जटिल पदार्थों से सल्फर निकलता है। सल्फर गैसीय हाइड्रोजन सल्फाइड और सिओनिस्ट गैस के मिश्रण से बनता है:

ऑक्सीजन की कमी की स्थिति में हाइड्रोजन सल्फाइड के दहन से भी सल्फर का निर्माण होता है (नीचे देखें)।

सल्फर (चतुर्थ) और कार्बन (एच) ऑक्साइड एक उत्प्रेरक की उपस्थिति में सल्फर की रिहाई के साथ प्रतिक्रिया करते हैं:

इस प्रतिक्रिया का उपयोग सल्फर अशुद्धियों से ईंधन दहन उत्पादों को शुद्ध करने के लिए किया जाता है।

सल्फर एक जलीय घोल में प्रतिक्रिया द्वारा प्राप्त किया जा सकता है। जब हाइड्रोक्लोरिक एसिड को सोडियम थायोसल्फेट Na 2 5 2 0 3 के घोल में मिलाया जाता है, तो तरल बादल बन जाता है, और हल्के पीले रंग का बारीक छितराया हुआ सल्फर धीरे-धीरे अवक्षेपित हो जाता है:

सल्फर का रासायनिक परिवर्तन मुख्यतः गर्म होने पर होता है। अन्य अभिकर्मकों की भागीदारी के बिना, सल्फर कई अलग-अलग अणु बनाता है:

सल्फर लगभग सभी अधातुओं और धातुओं के साथ मिल जाता है। प्रतिक्रिया; हाइड्रोजनप्रतिवर्ती:

सल्फर हलोजन के साथ प्रतिक्रिया करता है, जो di- और टेट्रावेलेंट अवस्था में यौगिक बनाता है। केवल फ्लोरीन की अधिकता से एक गैसीय स्थिर यौगिक BR6 बनता है।

हवा और ऑक्सीजन में, सल्फर नीली लौ के साथ जलता है:

सल्फर के दहन के दौरान, तापमान 800 डिग्री सेल्सियस से अधिक हो जाता है, जिसके परिणामस्वरूप दूसरी प्रतिक्रिया का संतुलन दृढ़ता से बाईं ओर स्थानांतरित हो जाता है, और केवल ~5% सल्फर $0 3 में परिवर्तित हो जाता है।

सल्फर धातुओं के साथ बड़ी मात्रा में गर्मी के साथ प्रतिक्रिया करता है। जब सल्फर और जिंक पाउडर के मिश्रण को प्रज्वलित किया जाता है, तो एक चमकीली चमक पैदा होती है। सफेद जिंक सल्फाइड बनता है:

सल्फर ऑक्सीजन की तुलना में 5वें और 6ठे आवर्त के कुछ ^-तत्वों के साथ अधिक आसानी से प्रतिक्रिया करता है। चांदी ऑक्सीजन के लिए प्रतिरोधी है, लेकिन जब बिना गर्म किए सल्फर के साथ मिलाया जाता है, तो यह ब्राउन सल्फाइड बनाता है:

सल्फर ऑक्साइड, एसिड और लवण के साथ प्रतिक्रिया करता है जो मजबूत ऑक्सीकरण गुण प्रदर्शित करता है:

जब एक क्षार समाधान के साथ गर्म किया जाता है, तो सल्फर उसी तरह प्रतिक्रिया करता है जैसे हलोजन, यानी। अनुपातहीनता:

एक साधारण पदार्थ से सल्फर परमाणु कुछ जटिल पदार्थों में सल्फर को जोड़ सकते हैं:

परिणामी में पॉलीसल्फाइडसोडियम में सल्फर परमाणुओं की श्रृंखलाएँ होती हैं जिनके सिरों पर ऋणात्मक आवेश होते हैं:

उबालने पर सोडियम सल्फाइट घोल सल्फर के साथ प्रतिक्रिया करता है:

परिणामी रंगहीन घोल में नमक मौजूद होता है। थियोसल्फ्यूरिकएसिड - सोडियम थायोसल्फेट।

सल्फर आधुनिक उद्योग में एक आवश्यक तत्व है।

सल्फर क्या है और यह कैसा दिखता है?

सल्फर एक रासायनिक तत्व है जो D. I. मेंडेलीव की तालिका में 16 वें नंबर पर है और इसे S अक्षर (लैटिन नाम सल्फर के पहले अक्षर के अनुसार) से दर्शाया गया है।

सल्फर का दाढ़ द्रव्यमान 32.065 ग्राम / मोल है, परमाणु द्रव्यमान 32.066 एमू है। ई.एम. यह पदार्थ चमकीले पीले या भूरे रंग का हो सकता है।

पाउडर (जमीन) और तरल सल्फर हैं।

सल्फर लक्षण वर्णन

सल्फर ऑक्सीकरण की एक चर डिग्री वाला पदार्थ है।सल्फर के बाहरी इलेक्ट्रॉनिक ऑर्बिटल में छह वैलेंस इलेक्ट्रॉन हैं, दो और भरने के लिए पर्याप्त नहीं हैं, इसलिए, धातुओं और हाइड्रोजन के साथ यौगिकों में, यह -2 की वैलेंस प्रदर्शित करता है।

ऑक्सीजन और हैलोजेन के साथ बातचीत करते समय, यानी अधिक इलेक्ट्रोनगेटिविटी वाले तत्वों के साथ, सल्फर एक सकारात्मक वैलेंस प्रदर्शित कर सकता है, उदाहरण के लिए, +4 और +6।

भौतिक गुण

एक साधारण पदार्थ के रूप में, सल्फर कई अलॉट्रोपिक संशोधनों का निर्माण करता है:

1. रम्बिक - जिसे हम साधारण गंधक कहते थे। यह सामान्य परिस्थितियों में स्थिर है, जो अक्सर सक्रिय या विलुप्त ज्वालामुखियों के पास पाया जाता है।
2. प्लास्टिक - आपस में जुड़े सल्फर की एक बंद या खुली श्रृंखला है, जो आमतौर पर इसे जलाकर प्राप्त की जाती है। सभी प्रकार के सल्फर में इसका सबसे बड़ा आणविक भार है।
3. मोनोकलिनिक (S8) - एक सल्फर यौगिक, जो आणविक रूप में एक अष्टकोना है जिसके शीर्ष पर सल्फर परमाणु होते हैं। यह बहुत सारे सुई जैसे सिलेंडरों जैसा दिखता है। कमरे के तापमान पर यह जल्दी से रम्बिक बन जाता है।

मोनोकलिनिक सल्फर के एक अणु का अनुमानित मोलर द्रव्यमान 256 g/mol है। रूस में, सल्फर, सामान्य रूप से, केवल दो वाणिज्यिक प्रकार का होता है: दानेदार और गांठदार।

सल्फर एक फ़्यूज़िबल पदार्थ है, गलनांक लगभग 120 डिग्री है। यह पानी में अघुलनशील है और इसके संपर्क में आने पर भीगता नहीं है।

इसमें इलेक्ट्रोलाइटिक गुण और तापीय चालकता नहीं है। सल्फर का घनत्व 2.070 g/cm³ है।

रासायनिक गुण

हाइड्रोजन के साथ यौगिकों में, यह +6 के सल्फर ऑक्सीकरण राज्य के साथ सल्फ्यूरिक (रासायनिक सूत्र H2SO4) और +4 एसिड के ऑक्सीकरण राज्य के साथ सल्फ्यूरस (H2SO3) बनाता है, जो क्रमशः सल्फेट्स और सल्फाइट्स देता है।

सामान्य परिस्थितियों में, वे सक्रिय धातुओं और पारा के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, सल्फाइड बनाते हैं:

प्लेटिनम और सोने को छोड़कर अधिकांश निष्क्रिय धातुओं के साथ गर्म करने पर भी सल्फाइड बनाता है:

फे + एस (टी) = Fe2S3

यह गर्म होने पर ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया में गुणों को कम करता है, एक एसिड ऑक्साइड बनाता है:

हाइड्रोजन के साथ प्रतिक्रिया में, यह सल्फर डाइऑक्साइड बनाता है, एक वाष्पशील रंगहीन पदार्थ जिसमें सड़े हुए अंडे की अप्रिय गंध होती है:

उपयोग के क्षेत्र

कम सांद्रता में, यह नई एपिडर्मल कोशिकाओं के निर्माण को बढ़ावा देता है, यही वजह है कि इसका उपयोग अक्सर सूजन के इलाज के लिए किया जाता है। इसके अलावा, सल्फर का रेचक प्रभाव होता है, और जब मौखिक रूप से लिया जाता है, तो इसका प्रभाव पड़ता है।

इसकी ज्वलनशीलता और ज्वलनशील गुणों के कारण सल्फर अच्छी तरह से जलता है।उदाहरण के लिए, सल्फर प्राप्त करने का सबसे आसान तरीका एक पूर्ण माचिस खोलना है - सल्फर माचिस की तीली का हिस्सा है।

रगड़ने पर सिर किसी खुरदरी सतह (जैसे सैंडपेपर) से छू जाता है और माचिस की तीली आसानी से जल जाती है।

सल्फ्यूरिक एसिड (H2SO4) रासायनिक उद्योग का सबसे महत्वपूर्ण उत्पाद है, जिसका उपयोग लीड बैटरी में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में किया जाता है, जिसका उपयोग हाइड्रोक्लोरिक, नाइट्रिक, बोरिक और अन्य एसिड के उत्पादन के लिए किया जाता है।

कई औषधीय पदार्थों और पेंट के उत्पादन में सल्फ्यूरिक एसिड एक आवश्यक सल्फराइजिंग एजेंट है।

हाइड्रोजन सल्फाइड (H2S) का उपयोग शुद्ध सल्फर, सल्फाइट्स और सल्फ्यूरिक एसिड को घोल से अलग करने के लिए किया जाता है।

सल्फर ऑक्साइड (SO2 और SO3) का उपयोग सल्फ्यूरिक और नाइट्रिक एसिड के उत्पादन में किया जाता है, और इसका उपयोग घरेलू रसायनों में भी किया जाता है: वे ब्लीच और कीटाणुनाशक का हिस्सा हैं।

प्रकृति में सल्फर ढूँढना

प्राय: प्राकृतिक गंधक (S) प्रकृति में पाया जाता है, लेकिन अन्य तत्वों के साथ इसके यौगिक भी पाए जाते हैं: FeS2 (आयरन सल्फेट (II), पाइराइट), ZnS (जिंक सल्फेट, जिंक ब्लेंड), CaSO4 * 2H2O (जिप्सम), PbS (लेड सल्फेट, लेड लस्टर) और अन्य।

सल्फर की जैविक भूमिका

सल्फर जीवित जीवों में पाया जाता है, विशेषकर नाखूनों, बालों और खुरों के प्रोटीन में। मानव शरीर में सल्फर का कुल द्रव्यमान लगभग 130 ग्राम होता है।साथ ही, यह पदार्थ कुछ विटामिन और हार्मोन की संरचना में पाया जाता है।

सल्फर में अद्वितीय रासायनिक और भौतिक गुण होते हैं, जो इसे उद्योग का एक आवश्यक घटक और दवाओं के निर्माण में अपरिहार्य बनाता है।

सल्फर अपनी मूल अवस्था में, साथ ही साथ सल्फर यौगिकों के रूप में, प्राचीन काल से जाना जाता है। इसका उल्लेख बाइबिल, होमर और अन्य की कविताओं में मिलता है। सल्फर धार्मिक संस्कारों के दौरान "पवित्र" धूप का हिस्सा था; ऐसा माना जाता था कि जले हुए गंधक की गंध बुरी आत्माओं को दूर भगाती है। सल्फर लंबे समय से सैन्य उद्देश्यों के लिए आग लगाने वाले मिश्रण का एक आवश्यक घटक रहा है, जैसे "ग्रीक फायर" (10 वीं शताब्दी ईस्वी)। 8 वीं शताब्दी के आसपास, चीन में सल्फर का उपयोग आतिशबाज़ी के प्रयोजनों के लिए किया जाने लगा। सल्फर और इसके यौगिकों का लंबे समय से त्वचा रोगों के इलाज के लिए उपयोग किया जाता रहा है। अरबी कीमिया की अवधि के दौरान, एक परिकल्पना उत्पन्न हुई जिसके अनुसार सल्फर (दहनशीलता की शुरुआत) और पारा (धात्विकता की शुरुआत) को सभी धातुओं का घटक माना गया। सल्फर की प्रारंभिक प्रकृति ए.एल. लेवोज़ियर द्वारा स्थापित की गई थी और इसे गैर-धात्विक सरल निकायों (1789) की सूची में शामिल किया गया था। 1822 में, ई. मित्शर्लिच ने सल्फर के आवंटन की खोज की।

प्रकृति में सल्फर का वितरण।सल्फर एक बहुत ही सामान्य रासायनिक तत्व है (क्लार्क 4.7 10 -2); मुक्त अवस्था (देशी सल्फर) और यौगिकों के रूप में होता है - सल्फाइड, पॉलीसल्फाइड, सल्फेट्स। समुद्रों और महासागरों के पानी में सोडियम, मैग्नीशियम, कैल्शियम के सल्फेट होते हैं। 200 से अधिक सल्फर खनिजों को अंतर्जात प्रक्रियाओं के दौरान बनने के लिए जाना जाता है। जीवमंडल में 150 से अधिक सल्फर खनिज (मुख्य रूप से सल्फेट्स) बनते हैं; सल्फाइड के सल्फेट्स के ऑक्सीकरण की प्रक्रियाएं, जो बदले में माध्यमिक एच 2 एस और सल्फाइड में कम हो जाती हैं, व्यापक हैं। ये प्रतिक्रियाएं सूक्ष्मजीवों की भागीदारी के साथ होती हैं। बायोस्फीयर में कई प्रक्रियाएँ सल्फर की सघनता की ओर ले जाती हैं - यह मिट्टी, कोयले, तेल, समुद्र और महासागरों (8.9·10 -2%), भूजल, झीलों और नमक दलदल के ह्यूमस में जमा हो जाती है। मिट्टी और शेल्स में, पृथ्वी की पपड़ी की तुलना में 6 गुना अधिक सल्फर होता है, जिप्सम में - 200 गुना, भूमिगत सल्फेट पानी में - दर्जनों बार। जीवमंडल में सल्फर चक्र: यह वर्षा के साथ महाद्वीपों में लाया जाता है और अपवाह के साथ समुद्र में वापस आ जाता है। पृथ्वी के भूवैज्ञानिक अतीत में सल्फर का स्रोत मुख्य रूप से SO2 और H2S युक्त ज्वालामुखी विस्फोट के उत्पाद थे। मानव आर्थिक गतिविधि ने सल्फर के प्रवास को गति दी; सल्फाइड का ऑक्सीकरण तेज हो गया।

सल्फर के भौतिक गुण।सल्फर एक ठोस क्रिस्टलीय पदार्थ है, जो दो अलॉट्रोपिक संशोधनों के रूप में स्थिर है। रोम्बिक α-S लेमन येलो, डेंसिटी 2.07 g/cm 3 , t pl 112.8 °C, 95.6 °C से नीचे स्थिर; मोनोक्लिनिक β-एस, शहद पीला, घनत्व 1.96 ग्राम/सेमी 3, गलनांक 119.3 डिग्री सेल्सियस, 95.6 डिग्री सेल्सियस और गलनांक के बीच स्थिर। ये दोनों रूप 225.7 kJ/mol की S-S बंध ऊर्जा के साथ आठ-सदस्यीय चक्रीय अणुओं S 8 द्वारा बनते हैं।

जब पिघलाया जाता है, तो सल्फर एक मोबाइल पीले तरल में बदल जाता है, जो 160 डिग्री सेल्सियस से ऊपर भूरा हो जाता है, और लगभग 190 डिग्री सेल्सियस पर एक चिपचिपा गहरा भूरा द्रव्यमान बन जाता है। 190 डिग्री सेल्सियस से ऊपर, चिपचिपाहट कम हो जाती है, और 300 डिग्री सेल्सियस पर सल्फर फिर से द्रव बन जाता है। यह अणुओं की संरचना में बदलाव के कारण है: 160 डिग्री सेल्सियस पर, एस 8 के छल्ले टूटने लगते हैं, खुली श्रृंखला में बदल जाते हैं; आगे 190°C से ऊपर गर्म करने से ऐसी जंजीरों की औसत लंबाई कम हो जाती है।

यदि 250-300 डिग्री सेल्सियस तक गर्म किए गए पिघले हुए सल्फर को एक पतली धारा में ठंडे पानी में डाला जाता है, तो एक भूरा-पीला लोचदार द्रव्यमान (प्लास्टिक सल्फर) प्राप्त होता है। यह केवल कार्बन डाइसल्फ़ाइड में आंशिक रूप से घुलता है, तलछट में एक ढीला पाउडर छोड़ता है। CS 2 संशोधन में घुलनशील को λ-S और अघुलनशील - μ-S कहा जाता है। कमरे के तापमान पर, ये दोनों संशोधन स्थिर भंगुर α-S में परिवर्तित हो जाते हैं। बेल टी सल्फर 444.6 डिग्री सेल्सियस (अंतर्राष्ट्रीय तापमान पैमाने के मानक बिंदुओं में से एक)। क्वथनांक पर वाष्प में, S8 अणुओं के अलावा, S6, S4 और S2 भी होते हैं। आगे के ताप के साथ, बड़े अणु टूट जाते हैं, और 900 °C पर केवल S2 रह जाता है, जो लगभग 1500 °C पर परमाणुओं में स्पष्ट रूप से अलग हो जाता है। जब तरल नाइट्रोजन दृढ़ता से गर्म सल्फर वाष्पों को जमा देता है, तो एस 2 अणुओं द्वारा गठित -80 डिग्री सेल्सियस से नीचे स्थिर एक बैंगनी संशोधन प्राप्त होता है।

सल्फर गर्मी और बिजली का खराब संवाहक है। यह पानी में व्यावहारिक रूप से अघुलनशील है, निर्जल अमोनिया, कार्बन डाइसल्फ़ाइड और कई कार्बनिक सॉल्वैंट्स (फिनोल, बेंजीन, डाइक्लोरोइथेन और अन्य) में आसानी से घुलनशील है।

सल्फर के रासायनिक गुण।परमाणु S 3s 2 Зр 4 के बाहरी इलेक्ट्रॉनों का विन्यास। यौगिकों में, सल्फर ऑक्सीकरण अवस्था -2, +4, +6 प्रदर्शित करता है। सल्फर रासायनिक रूप से सक्रिय है और N2, I2, Au, Pt और अक्रिय गैसों के अपवाद के साथ गर्म होने पर लगभग सभी तत्वों के साथ विशेष रूप से आसानी से जुड़ जाता है। 300 ° C से ऊपर की हवा में C O 2 ऑक्साइड बनाता है: SO 2 - सल्फ्यूरस एनहाइड्राइड और SO 3 - सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड, जिससे क्रमशः सल्फ्यूरस एसिड और सल्फ्यूरिक एसिड प्राप्त होता है, साथ ही साथ उनके लवण सल्फाइट्स और सल्फेट्स भी। पहले से ही ठंड में, S सख्ती से F 2 के साथ जुड़ता है, गर्म होने पर, यह Cl 2 के साथ प्रतिक्रिया करता है; ब्रोमीन के साथ सल्फर केवल S2Br2 बनाता है, सल्फर आयोडाइड अस्थिर होते हैं। गर्म होने पर (150-200 डिग्री सेल्सियस), हाइड्रोजन सल्फाइड का उत्पादन करने के लिए एच 2 के साथ एक प्रतिवर्ती प्रतिक्रिया होती है। सल्फर भी सामान्य सूत्र एच 2 एस एक्स, तथाकथित सल्फान के पॉलीसल्फ्यूरस हाइड्रोजन्स बनाता है। कई ऑर्गोसल्फर यौगिकों को जाना जाता है।

गर्म होने पर, सल्फर धातुओं के साथ परस्पर क्रिया करता है, जिससे संबंधित सल्फर यौगिक (सल्फ़ाइड) और पॉलीसल्फर धातु (पॉलीसल्फ़ाइड) बनते हैं। 800-900 डिग्री सेल्सियस के तापमान पर, सल्फर वाष्प कार्बन के साथ प्रतिक्रिया करता है, जिससे कार्बन डाइसल्फ़ाइड CS 2 बनता है। नाइट्रोजन के साथ सल्फर यौगिक (N4S4 और N2S5) केवल अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त किए जा सकते हैं।

सल्फर प्राप्त करना।एलिमेंटल सल्फर देशी सल्फर से प्राप्त होता है, साथ ही हाइड्रोजन सल्फाइड के ऑक्सीकरण और सल्फर डाइऑक्साइड की कमी से भी। सल्फर के उत्पादन के लिए हाइड्रोजन सल्फाइड का स्रोत कोक, प्राकृतिक गैसें, तेल क्रैकिंग गैसें हैं। एच 2 एस के प्रसंस्करण के लिए कई तरीके विकसित किए गए हैं; निम्नलिखित सबसे महत्वपूर्ण हैं: 1) एच 2 एस को गैसों से सोडियम मोनोहाइड्रोथियोआर्सनेट के घोल से निकाला जाता है:

ना 2 में 2 ओ 2 + एच 2 एस \u003d ना 2 में 3 ओ + एच 2 ओ है।

फिर, घोल के माध्यम से हवा बहने से, सल्फर मुक्त रूप में अवक्षेपित होता है:

NaHAsS 3 O + ½O 2 \u003d Na 2 HAsS 2 O 2 + S।

2) एच 2 एस एक केंद्रित रूप में गैसों से पृथक है। फिर इसका मुख्य द्रव्यमान वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा सल्फर और आंशिक रूप से SO2 में ऑक्सीकृत होता है। ठंडा करने के बाद, एच 2 एस और परिणामी गैसें (एसओ 2, एन 2, सीओ 2) लगातार दो कन्वर्टर्स में प्रवेश करती हैं, जहां एक उत्प्रेरक (सक्रिय बॉक्साइट या विशेष रूप से निर्मित एल्यूमीनियम जेल) की उपस्थिति में निम्नलिखित प्रतिक्रिया होती है:

2एच 2 एस + एसओ 2 \u003d 3एस + 2एच 2 ओ।

SO2 से सल्फर का उत्पादन कोयले या प्राकृतिक हाइड्रोकार्बन गैसों के साथ इसकी कमी की प्रतिक्रिया पर आधारित है। कभी-कभी इस उत्पादन को पाइराइट अयस्कों के प्रसंस्करण के साथ जोड़ दिया जाता है।

सल्फर की किस्में।सल्फर अयस्कों से सीधे प्रगलित सल्फर को प्राकृतिक गांठ कहा जाता है; H 2S और SO 2 से प्राप्त - गैस गांठ। प्राकृतिक गांठ सल्फर, आसवन द्वारा शुद्ध, परिष्कृत कहा जाता है।

एक तरल अवस्था में पिघलने बिंदु से ऊपर के तापमान पर वाष्प से संघनित और फिर सांचों में डाला जाता है - सल्फर को काटकर। जब सल्फर गलनांक से नीचे संघनित होता है, तो संघनन कक्षों की दीवारों पर सल्फर का एक महीन पाउडर बनता है - एक सल्फर रंग। विशेष रूप से अत्यधिक परिक्षिप्त सल्फर को कोलाइडल कहा जाता है।

सल्फर का प्रयोग।सल्फर मुख्य रूप से सल्फ्यूरिक एसिड का उत्पादन करने के लिए प्रयोग किया जाता है; कागज उद्योग में (सल्फाइट सेलूलोज़ के उत्पादन के लिए); कृषि में (पौधों की बीमारियों से निपटने के लिए, मुख्य रूप से अंगूर और कपास); रबर उद्योग में (वल्केनाइजिंग एजेंट); रंजक और चमकदार रचनाओं के उत्पादन में; काला (शिकार) बारूद प्राप्त करने के लिए; माचिस के निर्माण में।

शरीर में सल्फर।सल्फर कार्बनिक और अकार्बनिक यौगिकों के रूप में सभी जीवित जीवों में लगातार मौजूद होता है और यह एक महत्वपूर्ण बायोजेनिक तत्व है। शुष्क पदार्थ के संदर्भ में इसकी औसत सामग्री है: समुद्री पौधों में लगभग 1.2%, स्थलीय - 0.3%, समुद्री जानवरों में 0.5-2%, स्थलीय - 0.5%। सल्फर की जैविक भूमिका इस तथ्य से निर्धारित होती है कि यह प्रकृति में व्यापक रूप से वितरित यौगिकों का हिस्सा है: अमीनो एसिड (मेथियोनीन, सिस्टीन), और इसलिए प्रोटीन और पेप्टाइड्स; कोएंजाइम (कोएंजाइम ए, लिपोइक एसिड), विटामिन (बायोटिन, थायमिन), ग्लूटाथियोन और अन्य। सिस्टीन अवशेषों के सल्फहाइड्रील समूह (-SH) कई एंजाइमों की संरचना और उत्प्रेरक गतिविधि में महत्वपूर्ण भूमिका निभाते हैं। अलग-अलग पॉलीपेप्टाइड श्रृंखलाओं के भीतर और उनके बीच डाइसल्फ़ाइड बॉन्ड (-S-S-) बनाना, ये समूह प्रोटीन अणुओं की स्थानिक संरचना को बनाए रखने में शामिल होते हैं। सल्फर जानवरों में कार्बनिक सल्फेट और सल्फोनिक एसिड के रूप में भी पाया जाता है - चोंड्रोइटिनसल्फ्यूरिक एसिड (उपास्थि और हड्डियों में), टॉरोकोलिक एसिड (पित्त में), हेपरिन और टॉरिन। कुछ आयरन युक्त प्रोटीन (उदाहरण के लिए, फेरोडॉक्सिन) में, सल्फर एसिड-लेबिल सल्फाइड के रूप में पाया जाता है। सल्फर मैक्रोर्जिक यौगिकों में ऊर्जा से भरपूर बंधन बनाने में सक्षम है।

उच्च जानवरों के जीवों में अकार्बनिक सल्फर यौगिक कम मात्रा में पाए जाते हैं, मुख्य रूप से सल्फेट्स (रक्त, मूत्र में), साथ ही थायोसाइनेट्स (लार, गैस्ट्रिक रस, दूध, मूत्र में) के रूप में। मीठे पानी और स्थलीय जीवों की तुलना में समुद्री जीवों में अकार्बनिक सल्फर यौगिकों की मात्रा अधिक होती है। पौधों और कई सूक्ष्मजीवों के लिए, सल्फेट (SO4 2-), फॉस्फेट और नाइट्रेट के साथ, खनिज पोषण का सबसे महत्वपूर्ण स्रोत है। कार्बनिक यौगिकों में शामिल होने से पहले, सल्फर संयोजकता में परिवर्तन से गुजरता है और फिर कम से कम ऑक्सीकृत अवस्था में कार्बनिक रूप में परिवर्तित हो जाता है; इस प्रकार सल्फर व्यापक रूप से कोशिकाओं में रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में शामिल होता है।

कोशिकाओं में, सल्फेट्स, एडेनोसिन ट्राइफॉस्फेट (एटीपी) के साथ बातचीत करके एक सक्रिय रूप - एडेनिल सल्फेट में परिवर्तित हो जाते हैं।

इस प्रतिक्रिया को उत्प्रेरित करने वाला एंजाइम, सल्फ्यूरिलेज़ (एटीपी: सल्फेट-एडेनिलिलट्रांसफेरेज़), व्यापक रूप से प्रकृति में वितरित किया जाता है। इस तरह के सक्रिय रूप में, सल्फोनील समूह आगे के परिवर्तनों से गुजरता है - इसे दूसरे स्वीकर्ता या कम करने के लिए स्थानांतरित किया जाता है।

पशु कार्बनिक यौगिकों के भाग के रूप में सल्फर को आत्मसात करते हैं। ऑटोट्रॉफ़िक जीव कोशिकाओं में निहित सभी सल्फर को अकार्बनिक यौगिकों से प्राप्त करते हैं, मुख्य रूप से सल्फेट्स के रूप में। उच्च पौधे, कई शैवाल, कवक और बैक्टीरिया सल्फर के स्वपोषी आत्मसात करने में सक्षम हैं। (एक विशेष प्रोटीन को बैक्टीरिया की संस्कृति से अलग किया गया था, जो सेल झिल्ली के माध्यम से सल्फेट को पर्यावरण से सेल में स्थानांतरित करता है।) प्रकृति में सल्फर चक्र में एक महत्वपूर्ण भूमिका सूक्ष्मजीवों द्वारा निभाई जाती है - बैक्टीरिया और सल्फर बैक्टीरिया को डिसल्फराइज करना। कई विकसित सल्फर जमा बायोजेनिक मूल के हैं। सल्फर एंटीबायोटिक दवाओं (पेनिसिलिन, सेफलोस्पोरिन) का हिस्सा है; इसके यौगिकों का उपयोग रेडियोप्रोटेक्टिव एजेंट, प्लांट प्रोटेक्शन एजेंट के रूप में किया जाता है।

लेख की सामग्री

सल्फर,एस (सल्फर), एक गैर-धात्विक रासायनिक तत्व, चाकोजेन परिवार का एक सदस्य (ओ, एस, से, टी और पो) - तत्वों की आवर्त सारणी का समूह VI। सल्फर, इसके कई उपयोगों की तरह, प्राचीन काल से जाना जाता है। A. लैवोज़ियर ने तर्क दिया कि सल्फर एक तत्व है। सल्फर पौधों और जानवरों के विकास के लिए महत्वपूर्ण है, यह जीवित जीवों और उनके अपघटन उत्पादों का हिस्सा है, यह प्रचुर मात्रा में है, उदाहरण के लिए, अंडे, गोभी, सहिजन, लहसुन, सरसों, प्याज, बाल, ऊन, आदि में। यह कोयले और तेल में भी मौजूद है।

आवेदन पत्र।

सल्फर की वार्षिक खपत का लगभग आधा औद्योगिक रसायनों जैसे सल्फ्यूरिक एसिड, सल्फर डाइऑक्साइड और कार्बन डाइसल्फ़ाइड (कार्बन डाइसल्फ़ाइड) के उत्पादन में चला जाता है। इसके अलावा, कीटनाशकों, माचिस, उर्वरकों, विस्फोटकों, कागज, पॉलिमर, पेंट और रंगों के उत्पादन में और रबर के वल्केनाइजेशन में सल्फर का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। सल्फर के उत्पादन में अग्रणी स्थान पर यूएसए, सीआईएस देशों और कनाडा का कब्जा है।

प्रकृति में वितरण।

गंधक मुक्त अवस्था (देशी गंधक) में होता है। इसके अलावा, सल्फाइड अयस्कों के रूप में सल्फर के विशाल भंडार हैं, मुख्य रूप से सीसा (लेड शीन), जिंक (जिंक ब्लेंड), कॉपर (कॉपर शीन), और आयरन (पाइराइट) के अयस्क। जब इन अयस्कों से धातुएँ निकाली जाती हैं, तो आमतौर पर ऑक्सीजन की उपस्थिति में भूनकर सल्फर को हटा दिया जाता है, जो सल्फर (IV) डाइऑक्साइड पैदा करता है, जो अक्सर बिना उपयोग के वातावरण में छोड़ दिया जाता है। सल्फाइड अयस्कों के अलावा, सल्फेट्स के रूप में बहुत अधिक सल्फर पाया जाता है, उदाहरण के लिए, कैल्शियम सल्फेट (जिप्सम), बेरियम सल्फेट (बैराइट)। समुद्र के पानी और कई खनिज पानी में पानी में घुलनशील मैग्नीशियम और सोडियम सल्फेट होते हैं। कुछ खनिज पानी में हाइड्रोजन सल्फाइड (हाइड्रोजन सल्फाइड) पाया जाता है। उद्योग में, सल्फर को स्मेल्टर, कोक ओवन, तेल शोधन, फ़्लू या प्राकृतिक गैसों में प्रक्रियाओं के उप-उत्पाद के रूप में प्राप्त किया जा सकता है। सल्फर को सुपरहीट पानी से पिघलाकर और संपीड़ित हवा और पंपों के साथ सतह पर पहुंचाकर प्राकृतिक भूमिगत जमा से निकाला जाता है। 1891 में G. Frasch द्वारा पेटेंट की गई संकेंद्रित ट्यूब स्थापना में सल्फर-असर जमा से सल्फर की निकासी के लिए ताज़ा प्रक्रिया में, सल्फर 99.5% तक की शुद्धता के साथ प्राप्त किया जाता है।

गुण।

सल्फर एक पीले पाउडर या भंगुर क्रिस्टलीय द्रव्यमान, गंधहीन और स्वादहीन और पानी में अघुलनशील के रूप में होता है। सल्फर में कई एलोट्रोपिक संशोधन हैं। सबसे प्रसिद्ध निम्नलिखित हैं: क्रिस्टलीय सल्फर - रोम्बिक (देशी सल्फर, ए-एस) और मोनोक्लिनिक (प्रिज्मीय सल्फर, बी-एस); अनाकार - कोलाइडल (सल्फ्यूरिक दूध) और प्लास्टिक; मध्यवर्ती अनाकार-क्रिस्टलीय - उच्च बनाने की क्रिया (सल्फर रंग)।

क्रिस्टलीय सल्फर।

क्रिस्टलीय सल्फर में दो संशोधन होते हैं; उनमें से एक, रोम्बिक, कमरे के तापमान पर विलायक के वाष्पीकरण द्वारा कार्बन डाइसल्फ़ाइड (CS 2) में सल्फर के घोल से प्राप्त किया जाता है। इस मामले में, हल्के पीले रंग के हीरे के आकार के पारभासी क्रिस्टल बनते हैं, जो सीएस 2 में आसानी से घुलनशील होते हैं। यह संशोधन 96 डिग्री सेल्सियस तक स्थिर है; उच्च तापमान पर, मोनोक्लिनिक रूप स्थिर होता है। बेलनाकार क्रूसिबल में पिघले हुए सल्फर के प्राकृतिक शीतलन के दौरान, एक विकृत आकार के साथ रोम्बिक संशोधन के बड़े क्रिस्टल बढ़ते हैं (ऑक्टाहेड्रॉन, जिसमें कोने या चेहरे आंशिक रूप से "काटे जाते हैं")। ऐसी सामग्री को उद्योग में गांठ सल्फर कहा जाता है। सल्फर का मोनोक्लिनिक संशोधन एक लंबा पारदर्शी गहरा पीला सुई के आकार का क्रिस्टल है, जो सीएस 2 में भी घुलनशील है। जब मोनोकलिनिक सल्फर को 96 डिग्री सेल्सियस से नीचे ठंडा किया जाता है, तो एक अधिक स्थिर पीला रम्बिक सल्फर बनता है।

गैर-क्रिस्टलीय सल्फर।

इन क्रिस्टलीय और अनाकार रूपों के अलावा, एक मध्यवर्ती रूप भी होता है जिसे सल्फर रंग या उच्चीकृत सल्फर के रूप में जाना जाता है, जो तरल चरण से गुजरे बिना सल्फर वाष्प को संघनित करके प्राप्त किया जाता है। इसमें एक क्रिस्टलीकरण केंद्र और एक अनाकार सतह के साथ छोटे दाने होते हैं। यह फॉर्म धीरे-धीरे और अपूर्ण रूप से CS 2 में घुल जाता है। आर्सेनिक जैसी अशुद्धियों को दूर करने के लिए अमोनिया के साथ उपचार के बाद, चिकित्सकीय रूप से धोए गए सल्फर के रूप में जाना जाने वाला उत्पाद प्राप्त होता है, जिसका उपयोग कोलाइडल सल्फर के समान तरीके से किया जाता है।

तरल अवस्था।

सल्फर के अणुओं में आठ परमाणुओं की एक बंद श्रृंखला होती है (S8)। तरल सल्फर में एक असामान्य गुण होता है: जैसे-जैसे तापमान बढ़ता है, इसकी चिपचिपाहट बढ़ती जाती है। 160 ° C से नीचे, सल्फर एक विशिष्ट पीले रंग का तरल है, इसकी संरचना सूत्र S 8 से मेल खाती है और इसे नामित किया गया है एल-एस। जैसे ही तापमान बढ़ता है, S 8 वलय के अणु टूटना शुरू कर देते हैं और एक दूसरे के साथ जुड़ जाते हैं, जिससे लंबी श्रृंखलाएँ बन जाती हैं ( एम-S), तरल सल्फर का रंग गहरा लाल हो जाता है, चिपचिपाहट बढ़ जाती है, अधिकतम 200-250 डिग्री सेल्सियस तक पहुंच जाती है। तापमान में और वृद्धि के साथ, तरल सल्फर चमकीला हो जाता है, लंबी श्रृंखला टूट जाती है, कम क्षमता के साथ, इंटरटवाइन, जिससे कम चिपचिपाहट होती है।

गैस।

सल्फर 444.6 ° C पर उबलता है, जिससे नारंगी-पीले वाष्प बनते हैं, जिसमें मुख्य रूप से S 8 अणु होते हैं। तापमान में वृद्धि के साथ, वाष्प का रंग गहरा लाल, फिर पीला और 650 डिग्री सेल्सियस पर पुआल पीला हो जाता है। आगे गर्म करने पर, S8 अणु अलग हो जाते हैं, जिससे अलग-अलग तापमानों पर S6, S4 और S2 का संतुलन बनता है। और, अंत में, >1000°C पर वाष्प व्यावहारिक रूप से S2 अणुओं से मिलकर बने होते हैं, और 2000°C पर वे एकपरमाणुक अणुओं से मिलकर बने होते हैं।

रासायनिक गुण।

सल्फर एक विशिष्ट अधातु है। इसके बाहरी इलेक्ट्रॉन खोल में छह इलेक्ट्रॉन होते हैं, और यह अन्य तत्वों से अधिक आसानी से इलेक्ट्रॉनों को स्वीकार कर लेता है। यह गर्मी की रिहाई के साथ कई धातुओं के साथ प्रतिक्रिया करता है (उदाहरण के लिए, जब तांबा, लोहा, जस्ता के साथ मिलाया जाता है)। यह लगभग सभी गैर-धातुओं के साथ जोड़ती है, हालांकि इतनी सख्ती से नहीं।

सम्बन्ध।

सल्फर डाइऑक्साइड

यह हवा में सल्फर के दहन के दौरान बनता है, विशेष रूप से धातुओं के सल्फाइड अयस्कों के भूनने के दौरान। सल्फर डाइऑक्साइड एक रंगहीन गैस है जिसमें दम घुटने वाली गंध होती है। यह सल्फ्यूरस एसिड एनहाइड्राइड है, यह सल्फ्यूरस एसिड बनाने के लिए पानी में आसानी से घुल जाता है। डाइऑक्साइड आसानी से द्रवीभूत (बीपी -10 डिग्री सेल्सियस) होता है और स्टील सिलेंडरों में संग्रहीत होता है। डाइऑक्साइड का उपयोग सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन में, प्रशीतन में, विरंजन वस्त्रों के लिए, लकड़ी के गूदे, पुआल, चुकंदर, फलों और सब्जियों के संरक्षण के लिए, कीटाणुशोधन के लिए, शराब बनाने और खाद्य उद्योगों में किया जाता है।

सल्फ्यूरस एसिड

एच 2 एसओ 3 केवल पतला समाधान (6% से कम) में मौजूद है। यह एक कमजोर अम्ल है जो मध्यम और अम्लीय लवण (सल्फाइट्स और हाइड्रोसल्फाइट्स) बनाता है। सल्फ्यूरस एसिड एक अच्छा कम करने वाला एजेंट है, जो सल्फ्यूरिक एसिड बनाने के लिए ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करता है। सल्फ्यूरस एसिड के कई उपयोग हैं, जिनमें रेशम, ऊन, कागज, लकड़ी की लुगदी और इसी तरह के पदार्थों का विरंजन शामिल है। यह एक एंटीसेप्टिक और परिरक्षक के रूप में प्रयोग किया जाता है, विशेष रूप से शराब को बैरल में किण्वन से रोकने के लिए, स्टार्च निकालने के दौरान अनाज को किण्वन से रोकने के लिए। अम्ल का उपयोग भोजन को संरक्षित करने के लिए भी किया जाता है। इसके लवणों में सबसे महत्वपूर्ण कैल्शियम हाइड्रोसल्फाइट सीए (एचएसओ 3) 2 है जिसका उपयोग लकड़ी के चिप्स के प्रसंस्करण में सेलूलोज़ में किया जाता है।

सल्फर ट्राइऑक्साइड

SO 3 (सल्फ्यूरिक एनहाइड्राइड), जो पानी के साथ सल्फ्यूरिक एसिड बनाता है, या तो एक रंगहीन तरल या एक सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ होता है (16.8 ° C पर क्रिस्टलीकृत होता है; bp 44.7 ° C)। यह एक उपयुक्त उत्प्रेरक (प्लैटिनम, वैनेडियम पेंटोक्साइड) की उपस्थिति में ऑक्सीजन के साथ सल्फर डाइऑक्साइड के ऑक्सीकरण के दौरान बनता है। सल्फर ट्राइऑक्साइड नम हवा में जोर से धूम्रपान करता है और पानी में घुल जाता है, सल्फ्यूरिक एसिड बनाता है और बहुत अधिक गर्मी पैदा करता है। इसका उपयोग सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन और सिंथेटिक कार्बनिक पदार्थों के उत्पादन में किया जाता है।

सल्फ्यूरिक एसिड

H2SO4. निर्जल H2SO4 एक रंगहीन तैलीय तरल है जो SO3 को घोलकर ओलियम बनाता है। पानी के साथ किसी भी अनुपात में मिश्रणीय। पानी में घुलने पर, बहुत बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ हाइड्रेट बनते हैं; इसलिए, एसिड के छींटे से बचने के लिए, यह आमतौर पर सावधानीपूर्वक घुलने पर होता है, धीरे-धीरे एसिड को पानी में मिलाएं, और इसके विपरीत नहीं। केंद्रित एसिड जल वाष्प को अच्छी तरह से अवशोषित करता है और इसलिए इसका उपयोग गैसों को सुखाने के लिए किया जाता है। उसी कारण से, यह कार्बनिक पदार्थों, विशेष रूप से कार्बोहाइड्रेट (स्टार्च, चीनी, आदि) के कार्बोनाइजेशन की ओर जाता है। त्वचा के संपर्क के मामले में, यह गंभीर जलन का कारण बनता है, वाष्प श्वसन पथ और आंखों के श्लेष्म झिल्ली को खराब कर देते हैं। सल्फ्यूरिक एसिड एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है। सान्द्र। H 2 SO 4 क्रमशः HI, HBr को I 2 और Br 2, कोयले को CO 2, सल्फर को SO 2, धातुओं को सल्फेट्स में ऑक्सीकृत करता है। तनु अम्ल भी वोल्टेज श्रृंखला में धातुओं को हाइड्रोजन में ऑक्सीकृत करता है। एच 2 एसओ 4 एक मजबूत डिबासिक एसिड है जो मध्यम और अम्लीय लवण - सल्फेट्स और हाइड्रोसल्फेट्स बनाता है; इसके अधिकांश लवण पानी में घुलनशील हैं, बेरियम, स्ट्रोंटियम और लेड सल्फेट्स के अपवाद के साथ, कैल्शियम सल्फेट विरल रूप से घुलनशील है।

सल्फ्यूरिक एसिड रासायनिक उद्योग (क्षार, एसिड, लवण, खनिज उर्वरक, क्लोरीन का उत्पादन) के सबसे महत्वपूर्ण उत्पादों में से एक है। यह अवधारणा के अनुसार मुख्य रूप से संपर्क या टावर विधि द्वारा प्राप्त किया जाता है:

उत्पादित अधिकांश एसिड का उपयोग खनिज उर्वरकों (सुपरफॉस्फेट, अमोनियम सल्फेट) के उत्पादन के लिए किया जाता है। सल्फ्यूरिक एसिड लवण और अन्य एसिड के उत्पादन के लिए फीडस्टॉक के रूप में कार्य करता है, कार्बनिक पदार्थों, कृत्रिम फाइबर के संश्लेषण के लिए, मिट्टी के तेल, पेट्रोलियम तेल, बेंजीन, टोल्यूनि के शुद्धिकरण के लिए, पेंट के निर्माण में, लौह धातुओं की नक़्क़ाशी, में डिटर्जेंट के उत्पादन के लिए यूरेनियम और कुछ गैर-लौह धातुओं की हाइड्रोमेटलर्जी। और दवाएं, लीड बैटरी में इलेक्ट्रोलाइट के रूप में और एक जलशुष्कक के रूप में।

थियोसल्फ्यूरिक एसिड

एच 2 एस 2 ओ 3 एक सल्फर परमाणु के साथ एक ऑक्सीजन के प्रतिस्थापन को छोड़कर संरचनात्मक रूप से सल्फ्यूरिक एसिड के समान है। एसिड का सबसे महत्वपूर्ण व्युत्पन्न सोडियम थायोसल्फेट Na 2 S 2 O 3 है - सोडियम सल्फाइट Na 2 SO 3 को सल्फर रंग के साथ उबालने से बनने वाले रंगहीन क्रिस्टल। फोटोग्राफी में फिक्सर (फिक्सर) के रूप में सोडियम थायोसल्फेट (या हाइपोसल्फाइट) का उपयोग किया जाता है।

सल्फोनल

(सीएच 3) 2 सी (एसओ 2 सी 2 एच 5) 2 - एक सफेद क्रिस्टलीय पदार्थ, गंधहीन, पानी में थोड़ा घुलनशील, एक दवा है और एक शामक और कृत्रिम निद्रावस्था के रूप में प्रयोग किया जाता है।

हाइड्रोजन सल्फाइड

एच 2 एस (हाइड्रोजन सल्फाइड) एक रंगहीन गैस है जिसमें सड़े हुए अंडे की तेज अप्रिय गंध होती है। यह हवा से कुछ भारी है (घनत्व 1.189 ग्राम / डीएम 3), आसानी से रंगहीन तरल में द्रवीभूत हो जाता है और पानी में अत्यधिक घुलनशील होता है। पानी में समाधान पीएच ~ 4 के साथ एक कमजोर एसिड है। तरल हाइड्रोजन सल्फाइड को विलायक के रूप में प्रयोग किया जाता है। कई धातुओं के पृथक्करण और निर्धारण के लिए गुणात्मक विश्लेषण में समाधान और गैस का व्यापक रूप से उपयोग किया जाता है। हाइड्रोजन सल्फाइड की थोड़ी मात्रा में साँस लेने से सिरदर्द और मतली होती है, बड़ी मात्रा में या हाइड्रोजन सल्फाइड की निरंतर साँस लेने से तंत्रिका तंत्र, हृदय और फेफड़ों का पक्षाघात हो जाता है। शरीर के महत्वपूर्ण कार्यों के उल्लंघन के परिणामस्वरूप पक्षाघात अप्रत्याशित रूप से होता है।

सल्फर मोनोक्लोराइड

एस 2 सीएल 2 एक धुएँ के रंग का तैलीय तरल है जिसमें तीखी गंध होती है, फटने और सांस लेने में कठिनाई होती है। यह नम हवा में धूम्रपान करता है और पानी में विघटित होता है, लेकिन कार्बन डाइसल्फ़ाइड में घुलनशील होता है। सल्फर मोनोक्लोराइड सल्फर, आयोडीन, धातु halides और कार्बनिक यौगिकों के लिए एक अच्छा विलायक है। मोनोक्लोराइड का उपयोग रबर के वल्कनीकरण, छपाई की स्याही और कीटनाशकों में किया जाता है। एथिलीन के साथ प्रतिक्रिया एक वाष्पशील तरल का उत्पादन करती है जिसे मस्टर्ड गैस (ClC 2 H 4) 2 S के रूप में जाना जाता है, एक विषैला यौगिक जिसका उपयोग एक उत्तेजक रासायनिक युद्ध एजेंट के रूप में किया जाता है।

कार्बन डाइसल्फ़ाइड

CS 2 (कार्बन डाइसल्फ़ाइड) एक हल्का पीला तरल, जहरीला और ज्वलनशील है। सीएस 2 को विद्युत भट्टी में तत्वों से संश्लेषित किया जाता है। पदार्थ पानी में अघुलनशील है, उच्च अपवर्तक सूचकांक, उच्च वाष्प दबाव, कम उबलते बिंदु (46 डिग्री सेल्सियस) है। कार्बन डाइसल्फ़ाइड - वसा, तेल, रबर और रबर के लिए एक प्रभावी विलायक - व्यापक रूप से तेल के निष्कर्षण के लिए, रेयान, वार्निश, रबर चिपकने वाले और माचिस के उत्पादन में, खलिहान घुन और कपड़ों के पतंगों के विनाश और मिट्टी कीटाणुशोधन के लिए उपयोग किया जाता है। .