Schwefel (S)

Vorkommen

in der Natur frei und gebunden vor, gebunden in Form von Sulfiden und Sulfaten. Sulfide je nach Aussehen als Kiese, Glanze und Blenden. Bsp. Eisenkies: FeS2, Bleiglanz PbS, Zinkblende ZnS, u.a.m. Sulfate vor allem Gips CaSO4 * 2 H2O, Anhydrit CaSO4, Bittersalz MgSO4 * 7 H2O, Schwerspat Baryt BaSO4.
in der Biosphäre z.B. in Eiweißen
in Erdöl und Erdgas in gebundener Form.

Gewinnung

Aus den elementaren Vorkommen, oder durch Oxidation von Schwefelwasserstoff: (Claus-Prozess, mit Al-oxid als Katalysator)
3H2S + 3 O2  -->  3S + 3H2O
Oder durch Reduktion von Schwefeldioxid.
SO2 + C  -->  S + CO2
in mehreren festen, flüssigen und gasförmigen Modifikationen vor: α-S, β-S, λ-S, µ-S [S8 bis S1]
α- und β- Schwefel sind fest, λ-Schwefel und µ-Schwefel flüssig, im Dampf existieren S8-Moleküle und kleinere. unterschiedlichen Modifikationen durch Temperaturänderungen ineinander umgewandelt.
Bei Raumtemperatur ist α-Schwefel der stabilste.
reagiert bei erhöhter Temperatur mit fast allen Metallen und Nichtmetallen, außer mit Gold, Platin, Iridium, N2, Te, J2 und den Edelgasen). verbrennt an Luft durch Entzünden zu SO2, reagiert mit Wasserstoff zu H2S und mit den Halogenen außer Iod zu S2X2. Mit Eisenfeilspänen reagiert S unter Wärmeentwicklung zu FeS, verreibt man Hg mit S, so entsteht schwarzes Quecksilversulfid HgS unter Abgabe von Energie.

Chemische Eigenschaften

Schwefelwasserstoff:

aus den Elementen: H2 + S  -->  H2S
durch Freisetzung aus Sulfiden (mit stärkeren Säuren wie HCl): FeS + 2 HCl  -->  FeCl2 + H2S
Bei höheren Temperaturen zerfällt H2S wieder in die Elemente, er verbrennt an der Luft zu SO2: 2H2S + 3 O2  -->  H2O + SO2
ist eine zweibasige sehr schwache Säure. Salze sind Hydrogensulfide z.B. NaHS und Sulfide Na2S. Andere Metallsulfide, besonders Schwermetallsulfide sind schwerlöslich, sehr unterschiedlich gefärbt, haben unterschiedliche Löslichkeiten  -->  für Fällungsreaktionen in der anorganischen Analytik (H2S und Ammonsulfid-Trennungsgang)

Schwefeldioxid:

Aus den Elementen: S + O2  -->  SO2 oder durch Erhitzen schwefelhaltiger Erze im Luftstrom.
farbloses, stechend riechendes Gas, nicht brennbar, korrodierend. reagiert mit Wasser zur schwefeligen Säure: H2O + SO2  -->  H2SO3
SO2 (desinfizierenden Wirkung) Ausschwefeln von Wein und Bierfässern und Vertilgen von Ungeziefer (Ausräuchern). Hauptverwendung ist die Schwefelsäureproduktion

Schwefeltrioxid: SO3

Kann nicht direkt durch Verbrennen von Schwefel hergestellt werden, wird durch Oxidation von SO2 hergestellt: SO2 + 0,5 O2  -->  SO3 bis 400 – 600°C an Katalysatoren (Pt, Fe-oxide, etc.) Es kommt fest (Schmelzpunkt 32-40°C) in den Handel, liegt in 3 Modifikationen vor und reagiert mit Wasser zur Schwefelsäure: SO3 + H2O  -->  H2SO4

Schwefelsäure

Hergestellt durch Reaktion von Wasser mit SO3, (SO3 im Kontaktverfahren oder im Bleikammerverfahren durch Oxidation von Schwefeldioxid hergestellt).
starke zweibasige Säure -->  zwei Serien an Salzen möglich: Die Hydrogensulfate, (ein Proton ab spaltbar) (saure Salze) und die Sulfate.
außer ihren sauren Eigenschaften auch noch oxidierend, und durch Bildung von Hydraten stark wasserentziehend (Wird als Trockenmittel in Exsiccatoren eingesetzt).

Verwendung

zur Herstellung von Kunstdünger, zur Darstellung anderer Mineralsäuren (Salzsäure, Phosphorsäure). Im Gemisch mit Salpetersäure in der organischen Chemie für Nitrierungsreaktionen zur Herstellung von Nitroglycerin, Nitrocellulose etc.) In Bleiakkumulatoren als Akkumulatorsäure.