Сера химический элемент как пишется - Правописание и грамматика

1. Положение серы в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение атома серы
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения серы
5. Способы получения
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с галогенами
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с окислителями
6.2.2. Взаимодействие с щелочами

Сероводород
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Взаимодействие с кислородом
3.3. Восстановительные свойства
3.4. Взаимодействие с солями тяжелых металлов

Сульфиды
Способы получения сульфидов
Химические свойства сульфидов

Оксиды серы
1. Оксид серы (IV)
2. Оксид серы (VI)

Серная кислота
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства

3.1. Диссоциация серной кислоты
3.2. Основные свойства серной кислоты
3.3. Взаимодействие с солями более слабых кислот
3.4. Разложение при нагревании
3.5. Взаимодействие с солями
3.6. Качественная реакция на сульфат-ионы
3.7. Окислительные свойства серной кислоты

Сернистая кислота

Соли серной кислоты – сульфаты

Сера

Положение в периодической системе химических элементов

Сера расположена в главной подгруппе VI группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение серы

Электронная конфигурация серы в основном состоянии:

Атом серы содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и две неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом серы может образовывать 2 связи по обменному механизму, как и кислород. Однако, в отличие от кислорода, за счет вакантной 3d орбитали атом серы может переходить в возбужденные энергетические состояния. Электронная конфигурация серы в первом возбужденном состоянии:

Электронная конфигурация серы во втором возбужденном состоянии:

Таким образом, максимальная валентность серы в соединениях равна VI (в отличие от кислорода). Также для серы характерна валентность — IV.

Степени окисления атома серы – от -2 до +4. Характерные степени окисления -2, 0, +4, +6.

Физические свойства и нахождение в природе

Сера образует различные простые вещества (аллотропные модификации).

Наиболее устойчивая модификация серы – ромбическая сера S₈. Это хрупкое вещество желтого цвета.

Моноклинная сера – это аллотропная модификация серы, в которой атомы соединены в циклы в виде «короны». Это твердое вещество, состоящее из темно-желтых игл, устойчивое при температуре более 96^оС, а при обычной температуре превращающееся в ромбическую серу.

Пластическая сера – это вещество, состоящее из длинных полимерных цепей. Коричневая резиноподобная аморфная масса, нерастворимая в воде.

В природе сера встречается:

в самородном виде;
в составе сульфидов (сульфид цинка ZnS, пирит FeS₂, сульфид ртути HgS — киноварь и др.)
в составе сульфатов (CaSO₄·2H₂O гипс, Na₂SO₄·10H₂O — глауберова соль)

Соединения серы

Типичные соединения серы:

Степень окисления	Типичные соединения
+6	Оксид серы(VI) SO₃ Серная кислота H₂SO₄ Сульфаты MeSO₄ Галогенангидриды: SО₂Cl₂
+4	Оксид серы (IV) SO₂ Сернистая кислота H₂SO₃ Сульфиты MeSO₃ Гидросульфиты MeHSO₃ Галогенангидриды: SOCl₂
–2	Сероводород H₂S Сульфиды металлов MeS

Способы получения серы

1. В промышленных масштабах серу получают открытым способом на месторождениях самородной серы, либо из вулканов. Из серной руды серу получают также пароводяными, фильтрационными, термическими, центрифугальными и экстракционными методами. Пароводяной метод — это выплавление из руды с помощью водяного пара.

2. Способ получения серы в лаборатории – неполное окисление сероводорода.

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

3. Еще один способ получения серы – взаимодействие сероводорода с оксидом серы (IV):

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Химические свойства серы

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окислителем, так и восстановителем.

1. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV):

S + O₂ → SO₂

1.2. При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода) образуются галогениды серы:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод:

2P + 3S → P₂S₃

2P + 5S → P₂S₅

2S + C → CS₂

1.4. При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании.

Например, железо и ртуть реагируют с серой с образованием сульфидов железа (II) и ртути:

S + Fe → FeS

S + Hg → HgS

Еще пример: алюминий взаимодействует с серой с образованием сульфида алюминия:

3S + 2Al → Al₂S₃

1.5. С водородом сера взаимодействует при нагревании с образованием сероводорода:

S + H₂ → H₂S

2. Со сложными веществами сера реагирует, также проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами.

2.1. При взаимодействии с окислителями сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе).

Например, азотная кислота окисляет серу до серной кислоты:

S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S⁺⁶ не может окислить серу же до степени окисления +6, образуется оксид серы (IV):

S + 2H₂SO₄→ 3SO₂ + 2H₂O

Соединения хлора, например, бертолетова соль, также окисляют серу до +4:

3S + 2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl

Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов:

S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃

2.2. При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида.

Например, сера реагирует с гидроксидом натрия:

S + 6NaOH → Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O

При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует:

3S + 2H₂O ₍_пар₎ → 2H₂S + SO₂

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1^о.

Способы получения сероводорода

В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например, при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

S + H₂ → H₂S

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например, сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

В избытке кислорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl

Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

H₂S + 2HNO₃₍_конц_.) → S + 2NO₂ + 2H₂O

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

H₂S + 8HNO₃₍_конц_.) → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

2H₂S + 4Ag + O₂ → 2Ag₂S + 2H₂O

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

H₂S + H₂SO₄₍_конц_.) → S + SO₂ + 2H₂O

Либо до оксида серы (IV):

H₂S + 3H₂SO₄₍_конц_.) → 4SO₂ + 4H₂O

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например, сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Сульфиды

Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.

По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.

Растворимые в воде	Нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах	Нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах (только в азотной и серной конц.)	Разлагаемые водой, в растворе не существуют
Сульфиды щелочных металлов и аммония	Сульфиды прочих металлов, расположенных до железа в ряду активности. Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)	Черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)	Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))
Реагируют с минеральными кислотами с образованием сероводорода	Не реагируют с минеральными кислотами, сероводород получить напрямую нельзя	Разлагаются водой
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S		Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Способы получения сульфидов

1. Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами. При этом сера проявляет свойства окислителя.

Например, сера взаимодействует с магнием и кальцием:

S + Mg → MgS

S + Ca → CaS

Сера взаимодействует с натрием:

S + 2Na → Na₂S

2. Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей.

Например, гидроксида калия с сероводородом:

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O

3. Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями (любые сульфиды) или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды).

Например, при взаимодействии нитрата меди и сероводорода:

Pb(NO₃)₂ + Н₂S → 2НNO₃ + PbS

Еще пример: взаимодействие сульфата цинка с сульфидом натрия:

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS

Химические свойства сульфидов

1. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:

K₂S + H₂O ⇄ KHS + KOH
S^2– + H₂O ⇄ HS^– + OH^–

2. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.

Например, сульфид кальция растворяется в соляной кислоте:

CaS + 2HCl → CaCl₂+ H₂S

А сульфид никеля, например, не растворяется:

NiS + HСl ≠

3. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.

Например, сульфид меди (II) растворяется в горячей концентрированной азотной кислоте:

CuS + 8HNO₃ → CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

или горячей концентрированной серной кислоте:

CuS + 4H₂SO₄₍_конц_._гор_.) → CuSO₄ + 4SO₂ + 4H₂O

4. Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.

Например, сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O

Еще пример: сульфид меди (II) окисляется хлором:

СuS + Cl₂ → CuCl₂ + S

5. Сульфиды горят (обжиг сульфидов). При этом образуются оксиды металла и серы (IV).

Например, сульфид меди (II) окисляется кислородом до оксида меди (II) и оксида серы (IV):

2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂

Аналогично сульфид хрома (III) и сульфид цинка:

2Cr₂S₃ + 9O₂ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂

2ZnS + 3O₂ → 2SO₂ + ZnO

6. Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S²⁻.

Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Na₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2NaNO₃

Na₂S + Cu(NO₃)₂ → CuS↓ + 2NaNO₃

7. Сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома) разлагаются водой (необратимый гидролиз).

Например, сульфид алюминия разлагается до гидроксида алюминия и сероводорода:

Al₂S₃+ 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S

Разложение происходит и взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.

Например, сульфид натрия реагирует с хлоридом алюминия в растворе. Но сульфид алюминия не образуется, а сразу же необратимо гидролизуется (разлагается) водой:

3Na₂S + 2AlCl₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃+ 3H₂S + 6NaCl

Оксиды серы

Оксиды серы	Цвет	Фаза	Характер оксида
SO₂ Оксид сера (IV), сернистый газ	бесцветный	газ	кислотный
SO₃Оксид серы (VI), серный ангидрид	бесцветный	жидкость	кислотный

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) – это кислотный оксид. Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде.

Cпособы получения оксида серы (IV):

1. Сжигание серы на воздухе:

S + O₂ → SO₂

2. Горение сульфидов и сероводорода:

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

2CuS + 3O₂ → 2SO₂ + 2CuO

3. Взаимодействие сульфитов с более сильными кислотами:

Например, сульфит натрия взаимодействует с серной кислотой:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

4. Обработка концентрированной серной кислотой неактивных металлов.

Например, взаимодействие меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Химические свойства оксида серы (IV):

Оксид серы (IV) – это типичный кислотный оксид. За счет серы в степени окисления +4 проявляет свойства окислителя и восстановителя.

1. Как кислотный оксид, сернистый газ реагирует с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.

Например, оксид серы (IV) реагирует с гидроксидом натрия. При этом образуется либо кислая соль (при избытке сернистого газа), либо средняя соль (при избытке щелочи):

SO₂ + 2NaOH_(изб) → Na₂SO₃ + H₂O

SO_2(изб) + NaOH → NaHSO₃

Еще пример: оксид серы (IV) реагирует с основным оксидом натрия:

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃

2. При взаимодействии с водой SO₂ образует сернистую кислоту. Реакция обратимая, т.к. сернистая кислота в водном растворе в значительной степени распадается на оксид и воду.

SO₂ + H₂O ↔ H₂SO₃

3. Наиболее ярко выражены восстановительные свойства SO₂. При взаимодействии с окислителями степень окисления серы повышается.

Например, оксид серы окисляется кислородом на катализаторе в жестких условиях. Реакция также сильно обратимая:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый ангидрид обесцвечивает бромную воду:

SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr

Азотная кислота очень легко окисляет сернистый газ:

SO₂ + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO₂

Озон также окисляет оксид серы (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

Качественная реакция на сернистый газ и на сульфит-ион – обесцвечивание раствора перманганата калия:

5SO₂ + 2H₂O + 2KMnO₄ → 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄

Оксид свинца (IV) также окисляет сернистый газ:

SO₂ + PbO₂ → PbSO₄

4. В присутствии сильных восстановителей SO₂ способен проявлять окислительные свойства.

Например, при взаимодействии с сероводородом сернистый газ восстанавливается до молекулярной серы:

SO₂ + 2Н₂S → 3S + 2H₂O

Оксид серы (IV) окисляет угарный газ и углерод:

SO₂ + 2CO → 2СО₂ + S

SO₂ + С → S + СO₂

Оксид серы (VI)

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид. При обычных условиях – бесцветная ядовитая жидкость. На воздухе «дымит», сильно поглощает влагу.

Способы получения. Оксид серы (VI) получают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом.

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

Сернистый газ окисляют и другие окислители, например, озон или оксид азота (IV):

SO₂ + O₃ → SO₃ + O₂

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO

Еще один способ получения оксида серы (VI) – разложение сульфата железа (III):

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3SO₃

Химические свойства оксида серы (VI)

1. Оксид серы (VI) активно поглощает влагу и реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

2. Серный ангидрид является типичным кислотным оксидом, взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Например, оксид серы (VI) взаимодействует с гидроксидом натрия. При этом образуются средние или кислые соли:

SO₃ + 2NaOH₍_{избыток}₎ → Na₂SO₄ + H₂O

SO_{3(избыток)} + NaOH → NaHSO₄

Еще пример: оксид серы (VI) взаимодействует с оксидом оксидом (при сплавлении):

SO₃ + MgO → MgSO₄

3. Серный ангидрид – очень сильный окислитель, так как сера в нем имеет максимальную степень окисления (+6). Он энергично взаимодействует с такими восстановителями, как иодид калия, сероводород или фосфор:

SO₃ + 2KI → I₂ + K2SO₃

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

5SO₃ + 2P → P₂O₅ + 5SO₂

4. Растворяется в концентрированной серной кислоте, образуя олеум – раствор SO₃ в H₂SO₄.

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Серная кислота H₂SO₄ – это сильная кислота, двухосновная, прочная и нелетучая. При обычных условиях серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде.

Растворение серной кислоты в воде сопровождается выделением значительного количества теплоты. Поэтому по правилам безопасности в лаборатории при смешивании серной кислоты и воды мы добавляем серную кислоту в воду небольшими порциями при постоянном перемешивании.

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Способы получения

1. Серную кислоту в промышленности производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др. Один из вариантов — производство серной кислоты из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты :

Сжигание или обжиг серосодержащего сырья в кислороде с получением сернистого газа.
Очистка полученного газа от примесей.
Окисление сернистого газа в серный ангидрид.
Взаимодействие серного ангидрида с водой.

Рассмотрим основные аппараты, используемые при производстве серной кислоты из пирита (контактный метод):

Аппарат	Назначение и уравненяи реакций
Печь для обжига	4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ + Q Измельченный очищенный пирит сверху засыпают в печь для обжига в «кипящем слое». Снизу (принцип противотока) пропускают воздух, обогащенный кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи для обжига достигает 800^оС
Циклон	Из печи выходит печной газ, который состоит из SO₂, кислорода, паров воды и мельчайших частиц оксида железа. Такой печной газ очищают от примесей. Очистку печного газа проводят в два этапа. Первый этап — очистка газа в циклоне. При этом за счет центробежной силы твердые частички ссыпаются вниз.
Электрофильтр	Второй этап очистки газа проводится в электрофильтрах. При этом используется электростатическое притяжение, частицы огарка прилипают к наэлектризованным пластинам электрофильтра).
Сушильная башня	Осушку печного газа проводят в сушильной башне – снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льется концентрированная серная кислота.
Теплообменник	Очищенный обжиговый газ перед поступлением в контактный аппарат нагревают за счет теплоты газов, выходящих из контактного аппарата.
Контактный аппарат	2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q В контактном аппарате производится окисление сернистого газа до серного ангидрида. Процесс является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции (получения SO₃): температура: оптимальной температурой для протекания прямой реакции с максимальным выходом SO₃ является температура 400-500^оС. Для того чтобы увеличить скорость реакции при столь низкой температуре в реакцию вводят катализатор – оксид ванадия (V) V₂O₅. давление: прямая реакция протекает с уменьшением объемов газов. Для смещения равновесия вправо процесс проводят при повышенном давлении. Как только смесь оксида серы и кислорода достигнет слоев катализатора, начинается процесс окисления SO₂ в SO₃. Образовавшийся оксид серы SO₃ выходит из контактного аппарата и через теплообменник попадает в поглотительную башню.
Поглотительная башня	Получение H₂SO₄ протекает в поглотительной башне. Однако, если для поглощения оксида серы использовать воду, то образуется серная кислота в виде тумана, состоящего из мельчайших капелек серной кислоты. Для того, чтобы не образовывался сернокислотный туман, используют 98%-ную концентрированную серную кислоту. Оксид серы очень хорошо растворяется в такой кислоте, образуя олеум: H₂SO₄·nSO₃. nSO₃ + H₂SO₄ → H₂SO₄·nSO₃ Образовавшийся олеум сливают в металлические резервуары и отправляют на склад. Затем олеумом заполняют цистерны, формируют железнодорожные составы и отправляют потребителю.

Общие научные принципы химического производства:

Непрерывность.
Противоток
Катализ
Увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ.
Теплообмен
Рациональное использование сырья

Химические свойства

Серная кислота – это сильная двухосновная кислота.

1. Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени:

H₂SO₄ ⇄ H⁺ + HSO₄^–

По второй ступени серная кислота диссоциирует частично, ведет себя, как кислота средней силы:

HSO₄^– ⇄ H⁺ + SO₄^2–

2. Серная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами.

Например, серная кислота взаимодействует с оксидом магния:

H₂SO₄ + MgO → MgSO₄ + H₂O

Еще пример: при взаимодействии серной кислоты с гидроксидом калия образуются сульфаты или гидросульфаты:

H₂SO₄ + КОН → KHSО₄ + H₂O

H₂SO₄ + 2КОН → К₂SО₄ + 2H₂O

Серная кислота взаимодействует с амфотерным гидроксидом алюминия:

3H₂SO₄ + 2Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O

3. Серная кислота вытесняет более слабые из солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.). Также серная кислота вытесняет летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI).

Например, серная кислота взаимодействует с гидрокарбонатом натрия:

Н₂SO₄ + 2NaHCO₃ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O

Или с силикатом натрия:

H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃

Концентрированная серная кислота реагирует с твердым нитратом натрия. При этом менее летучая серная кислота вытесняет азотную кислоту:

NaNO₃ _(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

Аналогично – концентрированная серная кислота вытесняет хлороводород из твердых хлоридов, например, хлорида натрия:

NaCl_(тв.) + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl

4. Также серная кислота вступает в обменные реакции с солями.

Например, серная кислота взаимодействует с хлоридом бария:

H₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + 2HCl

5. Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например, серная кислота реагирует с железом. При этом образуется сульфат железа (II):

H₂SO₄₍_разб.) + Fe → FeSO₄ + H₂

Серная кислота взаимодействует с аммиаком с образованием солей аммония:

H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. При этом она обычно восстанавливается до сернистого газа SO₂. С активными металлами может восстанавливаться до серы S, или сероводорода Н₂S.

Железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании реакция возможна.

6H₂SO_4(конц.) + 2Fe → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

6H₂SO₄₍_конц_.) + 2Al → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

При взаимодействии с неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до сернистого газа:

2H₂SO₄₍_конц_.) + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + Hg → HgSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO₄₍_конц_.) + 2Ag → Ag₂SO₄ + SO₂↑+ 2H₂O

При взаимодействии с щелочноземельными металлами и магнием концентрированная серная кислота восстанавливается до серы:

3Mg + 4H₂SO₄ → 3MgSO₄ + S + 4H₂O

При взаимодействии с щелочными металлами и цинком концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода:

5H₂SO₄₍_конц_.) + 4Zn → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

6. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Видеоопыт взаимодействия хлорида бария и сульфата натрия в растворе (качественная реакция на сульфат-ион) можно посмотреть здесь.

7. Окислительные свойства концентрированной серной кислоты проявляются и при взаимодействии с неметаллами.

Например, концентрированная серная кислота окисляет фосфор, углерод, серу. При этом серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV):

5H₂SO₄₍_конц_.) + 2P → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + С → СО₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

2H₂SO_4(конц.) + S → 3SO₂ ↑ + 2H₂O

Уже при комнатной температуре концентрированная серная кислота окисляет галогеноводороды и сероводород:

3H₂SO₄₍_конц_.) + 2KBr → Br₂↓ + SO₂↑ + 2KHSO₄+ 2H₂O

5H₂SO₄₍_конц_.) + 8KI → 4I₂↓ + H₂S↑ + K₂SO₄ + 4H₂O

H₂SO_4(конц.) + 3H₂S → 4S↓ + 4H₂O

Сернистая кислота

Сернистая кислота H₂SO₃ – это двухосновная кислородсодержащая кислота. При нормальных условиях — неустойчивое вещество, которое распадается на диоксид серы и воду.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства

1. Сернистая кислота H₂SO₃ в водном растворе – двухосновная кислота средней силы. Частично диссоциирует по двум ступеням:

H₂SO₃ ↔ HSO₃^– + H⁺

HSO₃^– ↔ SO₃^2– + H⁺

2. Сернистая кислота самопроизвольно распадается на диоксид серы и воду:

H₂SO₃ ↔ SO₂ + H₂O

Соли серной кислоты – сульфаты

Серная кислота образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

1. Качественная реакция на сульфат-ионы – взаимодействие с растворимыми солями бария. При этом образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

2. Сульфаты таких металлов, как медь Cu, алюминий Al, цинк Zn, хром Cr, железо (II) Fe подвергаются термическому разложению на оксид металла, диоксид серы SO₂и кислород O₂;

2CuSO₄ → 2CuO + SO₂ + O₂ (SO₃)

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2ZnSO₄ → 2ZnO + SO₂ + O₂

2Cr₂(SO₄)₃ → 2Cr₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

При разложении сульфата железа (II) в FeSO₄ Fe (II) окисляется до Fe (III)

4FeSO₄ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂

Сульфаты самых тяжелых металлов разлагаются до металла.

3. За счет серы со степенью окисления +6 сульфаты проявляют окислительные свойства и могут взаимодействовать с восстановителями.

Например, сульфат кальция при сплавлении реагирует с углеродом с образованием сульфида кальция и угарного газа:

CaSO₄ + 4C → CaS + 4CO

4. Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

Na₂SO₄ ∙ 10H₂O − глауберова соль

CaSO₄ ∙ 2H₂O − гипс

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

Источник

Sulfur, ₁₆S

Sulfur

Alternative name

sulphur (British spelling)

Allotropes

see Allotropes of sulfur

Appearance

lemon yellow sintered microcrystals

Standard atomic weight A_r°(S)

[32.059, 32.076]
32.06±0.02 (abridged)^[1]

Sulfur in the periodic table

Hydrogen

Helium

Lithium

Beryllium

Boron

Carbon

Nitrogen

Oxygen

Fluorine

Neon

Sodium

Magnesium

Aluminium

Silicon

Phosphorus

Sulfur

Chlorine

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titanium

Vanadium

Chromium

Manganese

Iron

Cobalt

Nickel

Copper

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Selenium

Bromine

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdenum

Technetium

Ruthenium

Rhodium

Palladium

Silver

Cadmium

Indium

Tin

Antimony

Tellurium

Iodine

Xenon

Caesium

Barium

Lanthanum

Cerium

Praseodymium

Neodymium

Promethium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutetium

Hafnium

Tantalum

Tungsten

Rhenium

Osmium

Iridium

Platinum

Gold

Mercury (element)

Thallium

Lead

Bismuth

Polonium

Astatine

Radon

Francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Americium

Curium

Berkelium

Californium

Einsteinium

Fermium

Mendelevium

Nobelium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

Copernicium

Nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessine

Oganesson

O
↑
S
↓
Se

phosphorus ← sulfur → chlorine

Atomic number (Z)

Group

group 16 (chalcogens)

Period

period 3

Block

p-block

Electron configuration

[Ne] 3s² 3p⁴

Electrons per shell

2, 8, 6

Physical properties

Phase at STP

solid

Melting point

388.36 K (115.21 °C, 239.38 °F)

Boiling point

717.8 K (444.6 °C, 832.3 °F)

Density (near r.t.)

alpha: 2.07 g/cm³
beta: 1.96 g/cm³
gamma: 1.92 g/cm³

when liquid (at m.p.)

1.819 g/cm³

Critical point

1314 K, 20.7 MPa

Heat of fusion

mono: 1.727 kJ/mol

Heat of vaporization

mono: 45 kJ/mol

Molar heat capacity

22.75 J/(mol·K)

Vapor pressure

P (Pa)	1	10	100	1 k	10 k	100 k
at T (K)	375	408	449	508	591	717

Atomic properties

Oxidation states

−2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6 (a strongly acidic oxide)

Electronegativity

Pauling scale: 2.58

Ionization energies

1st: 999.6 kJ/mol
2nd: 2252 kJ/mol
3rd: 3357 kJ/mol
(more)

Covalent radius

105±3 pm

Van der Waals radius

180 pm

Spectral lines of sulfur

Other properties

Natural occurrence

primordial

Crystal structure

orthorhombic

Thermal conductivity

0.205 W/(m⋅K) (amorphous)

Electrical resistivity

2×10¹⁵ Ω⋅m (at 20 °C) (amorphous)

Magnetic ordering

diamagnetic^[2]

Molar magnetic susceptibility

(α) −15.5×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)^[3]

Bulk modulus

7.7 GPa

Mohs hardness

2.0

CAS Number

7704-34-9

History

Discovery

before 2000 BCE^[4]

Recognized as an element by

Antoine Lavoisier (1777)

Isotopes of sulfur

Main isotopes	Decay
	abundance	half-life (t_1/2)	mode	product
³²S	94.85%	stable
³³S	0.76%	stable
³⁴S	4.37%	stable
³⁵S	trace	87.37 d	β⁻	³⁵Cl
³⁶S	0.02%	stable

³⁴S abundances vary greatly (between 3.96 and 4.77 percent) in natural samples.

Category: Sulfur

view
talk
edit

| references

Sulfur (or sulphur in British English) is a chemical element with the symbol S and atomic number 16. It is abundant, multivalent and nonmetallic. Under normal conditions, sulfur atoms form cyclic octatomic molecules with a chemical formula S₈. Elemental sulfur is a bright yellow, crystalline solid at room temperature.

Sulfur is the tenth most abundant element by mass in the universe and the fifth most on Earth. Though sometimes found in pure, native form, sulfur on Earth usually occurs as sulfide and sulfate minerals. Being abundant in native form, sulfur was known in ancient times, being mentioned for its uses in ancient India, ancient Greece, China, and ancient Egypt. Historically and in literature sulfur is also called brimstone,^[5] which means «burning stone».^[6] Today, almost all elemental sulfur is produced as a byproduct of removing sulfur-containing contaminants from natural gas and petroleum.^[7]^[8] The greatest commercial use of the element is the production of sulfuric acid for sulfate and phosphate fertilizers, and other chemical processes. Sulfur is used in matches, insecticides, and fungicides. Many sulfur compounds are odoriferous, and the smells of odorized natural gas, skunk scent, grapefruit, and garlic are due to organosulfur compounds. Hydrogen sulfide gives the characteristic odor to rotting eggs and other biological processes.

Sulfur is an essential element for all life, but almost always in the form of organosulfur compounds or metal sulfides. Amino acids (two proteinogenic: cysteine and methionine, and many other non-coded: cystine, taurine, etc.) and two vitamins (biotin and thiamine) are organosulfur compounds crucial for life. Many cofactors also contain sulfur, including glutathione, and iron–sulfur proteins. Disulfides, S–S bonds, confer mechanical strength and insolubility of the (among others) protein keratin, found in outer skin, hair, and feathers. Sulfur is one of the core chemical elements needed for biochemical functioning and is an elemental macronutrient for all living organisms.

Characteristics[edit]

As a solid, sulfur is a characteristic lemon yellow; when burned, sulfur melts into a blood-red liquid and emits a blue flame.

Physical properties[edit]

Sulfur forms several polyatomic molecules. The best-known allotrope is octasulfur, cyclo-S₈. The point group of cyclo-S₈ is D_4d and its dipole moment is 0 D.^[9] Octasulfur is a soft, bright-yellow solid that is odorless, but impure samples have an odor similar to that of matches.^[10] It melts at 115.21 °C (239.38 °F), boils at 444.6 °C (832.3 °F)^[5] and sublimes more or less between 20 °C (68 °F) and 50 °C (122 °F).^[11] At 95.2 °C (203.4 °F), below its melting temperature, cyclo-octasulfur changes from α-octasulfur to the β-polymorph.^[12] The structure of the S₈ ring is virtually unchanged by this phase change, which affects the intermolecular interactions. Between its melting and boiling temperatures, octasulfur changes its allotrope again, turning from β-octasulfur to γ-sulfur, again accompanied by a lower density but increased viscosity due to the formation of polymers.^[12] At higher temperatures, the viscosity decreases as depolymerization occurs. Molten sulfur assumes a dark red color above 200 °C (392 °F). The density of sulfur is about 2 g/cm³, depending on the allotrope; all of the stable allotropes are excellent electrical insulators.

Sulfur is insoluble in water but soluble in carbon disulfide and, to a lesser extent, in other nonpolar organic solvents, such as benzene and toluene.

Chemical properties[edit]

Under normal conditions, sulfur hydrolyzes very slowly to mainly form hydrogen sulfide and sulfuric acid:

1⁄2 S
₈ + 4 H
₂O → 3 H
₂S + H
₂SO
₄

The reaction involves adsorption of protons onto S
₈ clusters, followed by disproportionation into the reaction products.^[13]

The second, fourth and sixth ionization energies of sulfur are 2252 kJ/mol⁻¹, 4556 kJ/mol⁻¹ and 8495.8 kJ/mol⁻¹,respectively. A composition of products of sulfur’s reactions with oxidants (and its oxidation state) depends on that whether releasing out of a reaction energy overcomes these thresholds. Applying catalysts and / or supply of outer energy may vary sulfur’s oxidation state and a composition of reaction products. While reaction between sulfur and oxygen at normal conditions gives sulfur dioxide (oxidation state +4), formation of sulfur trioxide (oxidation state +6) requires temperature 400 – 600 °C and presence of a catalyst.

In reactions with elements of lesser electronegativity, it reacts as an oxidant and forms sulfides, where it has oxidation state –2.

Sulfur reacts with nearly all other elements with the exception of the noble gases, even with the notoriously unreactive metal iridium (yielding iridium disulfide).^[14] Some of those reactions need elevated temperatures.^[15]

Allotropes[edit]

The structure of the cyclooctasulfur molecule, S₈

Sulfur forms over 30 solid allotropes, more than any other element.^[16] Besides S₈, several other rings are known.^[17] Removing one atom from the crown gives S₇, which is more of a deep yellow than the S₈. HPLC analysis of «elemental sulfur» reveals an equilibrium mixture of mainly S₈, but with S₇ and small amounts of S₆.^[18] Larger rings have been prepared, including S₁₂ and S₁₈.^[19]^[20]

Amorphous or «plastic» sulfur is produced by rapid cooling of molten sulfur—for example, by pouring it into cold water. X-ray crystallography studies show that the amorphous form may have a helical structure with eight atoms per turn. The long coiled polymeric molecules make the brownish substance elastic, and in bulk this form has the feel of crude rubber. This form is metastable at room temperature and gradually reverts to crystalline molecular allotrope, which is no longer elastic. This process happens within a matter of hours to days, but can be rapidly catalyzed.

Isotopes[edit]

Sulfur has 23 known isotopes, four of which are stable: ³²S (94.99%±0.26%), ³³S (0.75%±0.02%), ³⁴S (4.25%±0.24%), and ³⁶S (0.01%±0.01%).^[21]^[22] Other than ³⁵S, with a half-life of 87 days, the radioactive isotopes of sulfur have half-lives less than 3 hours.

The preponderance of sulfur-32 is explained by its production in the so-called alpha-process (one of the main classes of nuclear fusion reactions) in exploding stars. Other stable sulfur isotopes are produced in the bypass processes related with argon-34, and their composition depends on a type of a stellar explosion. For example, there is more sulfur-33 come from novae, than from supernovae.^[23]

On the planet Earth the sulfur isotopic composition was determined by the Sun. Though it is assumed that the distribution of different sulfur isotopes should be more of less equal, it has been found that proportions of two most abundant sulfur isotopes sulfur-32 and sulfur-34 varies in different samples. Assaying of these isotopes ratio (δ34S) in the samples allows to make suggestions about their chemical history, and with support of other methods, it allows to age-date the samples, estimate temperature of equilibrium between ore and water, determine pH and oxygen fugacity, identify the activity of sulfate-reducing bacteria in the time of formation of the sample, or suggest the main sources of sulfur in ecosystems.^[24] However, discussions about what is the real reason of the δ34S shifts, biological activity or postdeposital alteration, go on.^[25]

For example, when sulfide minerals are precipitated, isotopic equilibration among solids and liquid may cause small differences in the δ³⁴S values of co-genetic minerals. The differences between minerals can be used to estimate the temperature of equilibration. The δ¹³C and δ³⁴S of coexisting carbonate minerals and sulfides can be used to determine the pH and oxygen fugacity of the ore-bearing fluid during ore formation.

In most forest ecosystems, sulfate is derived mostly from the atmosphere; weathering of ore minerals and evaporites contribute some sulfur. Sulfur with a distinctive isotopic composition has been used to identify pollution sources, and enriched sulfur has been added as a tracer in hydrologic studies. Differences in the natural abundances can be used in systems where there is sufficient variation in the ³⁴S of ecosystem components. Rocky Mountain lakes thought to be dominated by atmospheric sources of sulfate have been found to have characteristic ³⁴S values from lakes believed to be dominated by watershed sources of sulfate.

The radioactive sulfur-35 is formed in cosmic ray spallation of the atmospheric ⁴⁰Ar. This fact may be used for proving the presence of recent (not more than 1 year) atmospheric sediments in various things. This isotope may be obtained artificially by different ways. In practice, a reaction ³⁵Cl + n → ³⁵S + p, that runs at irradiation potassium chloride by neutrons, is used.^[26] The isotope sulfur-35 is used in various sulfur-containing compounds as a radioactive tracer for many biological studies, for example it was used in the Hershey-Chase experiment.

Working with the compounds containing this isotope is relatively safe, under condition of not falling those compounds inside an organism of an experimenter.^[27]

Natural occurrence[edit]

Sulfur vat from which railroad cars are loaded, Freeport Sulphur Co., Hoskins Mound, Texas (1943)

Most of the yellow and orange hues of Io are due to elemental sulfur and sulfur compounds deposited by active volcanoes.

Sulfur extraction, East Java

A man carrying sulfur blocks from Kawah Ijen, a volcano in East Java, Indonesia, 2009

³²S is created inside massive stars, at a depth where the temperature exceeds 2.5×10⁹ K, by the fusion of one nucleus of silicon plus one nucleus of helium.^[28] As this nuclear reaction is part of the alpha process that produces elements in abundance, sulfur is the 10th most common element in the universe.

Sulfur, usually as sulfide, is present in many types of meteorites. Ordinary chondrites contain on average 2.1% sulfur, and carbonaceous chondrites may contain as much as 6.6%. It is normally present as troilite (FeS), but there are exceptions, with carbonaceous chondrites containing free sulfur, sulfates and other sulfur compounds.^[29] The distinctive colors of Jupiter’s volcanic moon Io are attributed to various forms of molten, solid, and gaseous sulfur.^[30]

It is the fifth most common element by mass in the Earth. Elemental sulfur can be found near hot springs and volcanic regions in many parts of the world, especially along the Pacific Ring of Fire; such volcanic deposits are currently mined in Indonesia, Chile, and Japan. These deposits are polycrystalline, with the largest documented single crystal measuring 22×16×11 cm.^[31] Historically, Sicily was a major source of sulfur in the Industrial Revolution.^[32] Lakes of molten sulfur up to ~200 m in diameter have been found on the sea floor, associated with submarine volcanoes, at depths where the boiling point of water is higher than the melting point of sulfur.^[33]

Native sulfur is synthesised by anaerobic bacteria acting on sulfate minerals such as gypsum in salt domes.^[34]^[35] Significant deposits in salt domes occur along the coast of the Gulf of Mexico, and in evaporites in eastern Europe and western Asia. Native sulfur may be produced by geological processes alone. Fossil-based sulfur deposits from salt domes were once the basis for commercial production in the United States, Russia, Turkmenistan, and Ukraine.^[36] Currently, commercial production is still carried out in the Osiek mine in Poland. Such sources are now of secondary commercial importance, and most are no longer worked.

Common naturally occurring sulfur compounds include the sulfide minerals, such as pyrite (iron sulfide), cinnabar (mercury sulfide), galena (lead sulfide), sphalerite (zinc sulfide), and stibnite (antimony sulfide); and the sulfate minerals, such as gypsum (calcium sulfate), alunite (potassium aluminium sulfate), and barite (barium sulfate). On Earth, just as upon Jupiter’s moon Io, elemental sulfur occurs naturally in volcanic emissions, including emissions from hydrothermal vents.

The main industrial source of sulfur is now petroleum and natural gas.^[7]

Compounds[edit]

Common oxidation states of sulfur range from −2 to +6. Sulfur forms stable compounds with all elements except the noble gases.

Electron transfer reactions[edit]

Sulfur polycations, S₈²⁺, S₄²⁺ and S₁₆²⁺ are produced when sulfur is reacted with oxidising agents in a strongly acidic solution.^[37] The colored solutions produced by dissolving sulfur in oleum were first reported as early as 1804 by C.F. Bucholz, but the cause of the color and the structure of the polycations involved was only determined in the late 1960s. S₈²⁺ is deep blue, S₄²⁺ is yellow and S₁₆²⁺ is red.^[12]

Reduction of sulfur gives various polysulfides with the formula S_x^2-, many of which have been obtained crystalline form. Illustrative is the production of sodium tetrasulfide:

4 Na + S₈ → 2 Na₂S₄

Some of these dianions dissociate to give radical anions, such as S₃⁻ gives the blue color of the rock lapis lazuli.

Two parallel sulfur chains grown inside a single-wall carbon nanotube (CNT, a). Zig-zag (b) and straight (c) S chains inside double-wall CNTs^[38]

This reaction highlights a distinctive property of sulfur: its ability to catenate (bind to itself by formation of chains). Protonation of these polysulfide anions produces the polysulfanes, H₂S_x where x= 2, 3, and 4.^[39] Ultimately, reduction of sulfur produces sulfide salts:

16 Na + S₈ → 8 Na₂S

The interconversion of these species is exploited in the sodium–sulfur battery.

Hydrogenation[edit]

Treatment of sulfur with hydrogen gives hydrogen sulfide. When dissolved in water, hydrogen sulfide is mildly acidic:^[5]

H₂S ⇌ HS⁻ + H⁺

Hydrogen sulfide gas and the hydrosulfide anion are extremely toxic to mammals, due to their inhibition of the oxygen-carrying capacity of hemoglobin and certain cytochromes in a manner analogous to cyanide and azide (see below, under precautions).

Combustion[edit]

The two principal sulfur oxides are obtained by burning sulfur:

S + O₂ → SO₂ (sulfur dioxide)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (sulfur trioxide)

Many other sulfur oxides are observed including the sulfur-rich oxides include sulfur monoxide, disulfur monoxide, disulfur dioxides, and higher oxides containing peroxo groups.

Halogenation[edit]

Sulfur reacts with fluorine to give the highly reactive sulfur tetrafluoride and the highly inert sulfur hexafluoride.^[40] Whereas fluorine gives S(IV) and S(VI) compounds, chlorine gives S(II) and S(I) derivatives. Thus, sulfur dichloride, disulfur dichloride, and higher chlorosulfanes arise from the chlorination of sulfur. Sulfuryl chloride and chlorosulfuric acid are derivatives of sulfuric acid; thionyl chloride (SOCl₂) is a common reagent in organic synthesis.^[41]

Pseudohalides[edit]

Sulfur oxidizes cyanide and sulfite to give thiocyanate and thiosulfate, respectively.

Metal sulfides[edit]

Sulfur reacts with many metals. Electropositive metals give polysulfide salts. Copper, zinc, silver are attacked by sulfur, see tarnishing. Although many metal sulfides are known, most are prepared by high temperature reactions of the elements.^[42]

Organic compounds[edit]

Illustrative organosulfur compounds
Allicin, a chemical compound in garlic
Penicillin, an antibiotic where «R» is the variable group

Some of the main classes of sulfur-containing organic compounds include the following:^[43]

Thiols or mercaptans (so called because they capture mercury as chelators) are the sulfur analogs of alcohols; treatment of thiols with base gives thiolate ions.
Thioethers are the sulfur analogs of ethers.
Sulfonium ions have three groups attached to a cationic sulfur center. Dimethylsulfoniopropionate (DMSP) is one such compound, important in the marine organic sulfur cycle.
Sulfoxides and sulfones are thioethers with one and two oxygen atoms attached to the sulfur atom, respectively. The simplest sulfoxide, dimethyl sulfoxide, is a common solvent; a common sulfone is sulfolane.
Sulfonic acids are used in many detergents.

Compounds with carbon–sulfur multiple bonds are uncommon, an exception being carbon disulfide, a volatile colorless liquid that is structurally similar to carbon dioxide. It is used as a reagent to make the polymer rayon and many organosulfur compounds. Unlike carbon monoxide, carbon monosulfide is stable only as an extremely dilute gas, found between solar systems.^[44]

Organosulfur compounds are responsible for some of the unpleasant odors of decaying organic matter. They are widely known as the odorant in domestic natural gas, garlic odor, and skunk spray. Not all organic sulfur compounds smell unpleasant at all concentrations: the sulfur-containing monoterpenoid (grapefruit mercaptan) in small concentrations is the characteristic scent of grapefruit, but has a generic thiol odor at larger concentrations. Sulfur mustard, a potent vesicant, was used in World War I as a disabling agent.^[45]

Sulfur–sulfur bonds are a structural component used to stiffen rubber, similar to the disulfide bridges that rigidify proteins (see biological below). In the most common type of industrial «curing» or hardening and strengthening of natural rubber, elemental sulfur is heated with the rubber to the point that chemical reactions form disulfide bridges between isoprene units of the polymer. This process, patented in 1843, made rubber a major industrial product, especially in automobile tires. Because of the heat and sulfur, the process was named vulcanization, after the Roman god of the forge and volcanism.

History[edit]

Antiquity[edit]

Being abundantly available in native form, sulfur was known in ancient times and is referred to in the Torah (Genesis). English translations of the Christian Bible commonly referred to burning sulfur as «brimstone», giving rise to the term «fire-and-brimstone» sermons, in which listeners are reminded of the fate of eternal damnation that await the unbelieving and unrepentant. It is from this part of the Bible^[46] that Hell is implied to «smell of sulfur» (likely due to its association with volcanic activity). According to the Ebers Papyrus, a sulfur ointment was used in ancient Egypt to treat granular eyelids. Sulfur was used for fumigation in preclassical Greece;^[47] this is mentioned in the Odyssey.^[48] Pliny the Elder discusses sulfur in book 35 of his Natural History, saying that its best-known source is the island of Melos. He mentions its use for fumigation, medicine, and bleaching cloth.^[49]

A natural form of sulfur known as shiliuhuang (石硫黄) was known in China since the 6th century BC and found in Hanzhong.^[50] By the 3rd century, the Chinese had discovered that sulfur could be extracted from pyrite.^[50] Chinese Daoists were interested in sulfur’s flammability and its reactivity with certain metals, yet its earliest practical uses were found in traditional Chinese medicine.^[50] A Song dynasty military treatise of 1044 AD described various formulas for Chinese black powder, which is a mixture of potassium nitrate (KNO
₃), charcoal, and sulfur. It remains an ingredient of black gunpowder.

Sulphur

Brimstone

Alchemical signs for sulfur, or the combustible elements, and brimstone, an older/archaic name for sulfur.^[51]

Indian alchemists, practitioners of the «science of chemicals» (Sanskrit: रसशास्त्र, romanized: rasaśāstra), wrote extensively about the use of sulfur in alchemical operations with mercury, from the eighth century AD onwards.^[52] In the rasaśāstra tradition, sulfur is called «the smelly» (गन्धक, gandhaka).

Early European alchemists gave sulfur a unique alchemical symbol, a triangle atop a cross (🜍). (This is sometimes confused with the astronomical crossed-spear symbol ⚴ for 2 Pallas.) The variation known as brimstone has a symbol combining a two-barred cross atop a lemniscate (🜏). In traditional skin treatment, elemental sulfur was used (mainly in creams) to alleviate such conditions as scabies, ringworm, psoriasis, eczema, and acne. The mechanism of action is unknown—though elemental sulfur does oxidize slowly to sulfurous acid, which is (through the action of sulfite) a mild reducing and antibacterial agent.^[53]^[54]^[55]

Modern times[edit]

Above: Sicilian kiln used to obtain sulfur from volcanic rock (diagram from a 1906 chemistry book)

Right: Today sulfur is known to have antifungal, antibacterial, and keratolytic activity; in the past it was used against acne vulgaris, rosacea, seborrheic dermatitis, dandruff, pityriasis versicolor, scabies, and warts.^[56] This 1881 advertisement baselessly claims efficacy against rheumatism, gout, baldness, and graying of hair.

Sulfur appears in a column of fixed (non-acidic) alkali in a chemical table of 1718.^[57] Antoine Lavoisier used sulfur in combustion experiments, writing of some of these in 1777.^[58]

Sulfur deposits in Sicily were the dominant source for more than a century. By the late 18th century, about 2,000 tonnes per year of sulfur were imported into Marseille, France, for the production of sulfuric acid for use in the Leblanc process. In industrializing Britain, with the repeal of tariffs on salt in 1824, demand for sulfur from Sicily surged upward. The increasing British control and exploitation of the mining, refining, and transportation of the sulfur, coupled with the failure of this lucrative export to transform Sicily’s backward and impoverished economy, led to the Sulfur Crisis of 1840, when King Ferdinand II gave a monopoly of the sulfur industry to a French firm, violating an earlier 1816 trade agreement with Britain. A peaceful solution was eventually negotiated by France.^[59]^[60]

In 1867, elemental sulfur was discovered in underground deposits in Louisiana and Texas. The highly successful Frasch process was developed to extract this resource.^[61]

In the late 18th century, furniture makers used molten sulfur to produce decorative inlays.^[62] Molten sulfur is sometimes still used for setting steel bolts into drilled concrete holes where high shock resistance is desired for floor-mounted equipment attachment points. Pure powdered sulfur was used as a medicinal tonic and laxative.^[36]

With the advent of the contact process, the majority of sulfur today is used to make sulfuric acid for a wide range of uses, particularly fertilizer.^[63]

In recent times, the main source of sulfur has become petroleum and natural gas. This is due to the requirement to remove sulfur from fuels in order to prevent acid rain, and has resulted in a surplus of sulfur.^[7]

Spelling and etymology[edit]

Sulfur is derived from the Latin word sulpur, which was Hellenized to sulphur in the erroneous belief that the Latin word came from Greek. This spelling was later reinterpreted as representing an /f/ sound and resulted in the spelling sulfur, which appears in Latin toward the end of the Classical period. The true Ancient Greek word for sulfur, θεῖον, theîon (from earlier θέειον, théeion), is the source of the international chemical prefix thio-. The Modern Standard Greek word for sulfur is θείο, theío.

In 12th-century Anglo-French, it was sulfre. In the 14th century, the erroneously Hellenized Latin -ph- was restored in Middle English sulphre. By the 15th century, both full Latin spelling variants sulfur and sulphur became common in English. The parallel f~ph spellings continued in Britain until the 19th century, when the word was standardized as sulphur.^[64] On the other hand, sulfur was the form chosen in the United States, whereas Canada uses both.

The IUPAC adopted the spelling sulfur in 1990 or 1971, depending on the source cited,^[65] as did the Nomenclature Committee of the Royal Society of Chemistry in 1992, restoring the spelling sulfur to Britain.^[66] Oxford Dictionaries note that «in chemistry and other technical uses … the -f- spelling is now the standard form for this and related words in British as well as US contexts, and is increasingly used in general contexts as well.»^[67]

Production[edit]

Traditional sulfur mining at Ijen Volcano, East Java, Indonesia. This image shows the dangerous and rugged conditions the miners face, including toxic smoke and high drops, as well as their lack of protective equipment. The pipes over which they are standing are for condensing sulfur vapors.

Sulfur may be found by itself and historically was usually obtained in this form; pyrite has also been a source of sulfur.^[68] In volcanic regions in Sicily, in ancient times, it was found on the surface of the Earth, and the «Sicilian process» was used: sulfur deposits were piled and stacked in brick kilns built on sloping hillsides, with airspaces between them. Then, some sulfur was pulverized, spread over the stacked ore and ignited, causing the free sulfur to melt down the hills. Eventually the surface-borne deposits played out, and miners excavated veins that ultimately dotted the Sicilian landscape with labyrinthine mines. Mining was unmechanized and labor-intensive, with pickmen freeing the ore from the rock, and mine-boys or carusi carrying baskets of ore to the surface, often through a mile or more of tunnels. Once the ore was at the surface, it was reduced and extracted in smelting ovens. The conditions in Sicilian sulfur mines were horrific, prompting Booker T. Washington to write «I am not prepared just now to say to what extent I believe in a physical hell in the next world, but a sulphur mine in Sicily is about the nearest thing to hell that I expect to see in this life.»^[69]

Elemental sulfur was extracted from salt domes (in which it sometimes occurs in nearly pure form) until the late 20th century. Sulfur is now produced as a side product of other industrial processes such as in oil refining, in which sulfur is undesired. As a mineral, native sulfur under salt domes is thought to be a fossil mineral resource, produced by the action of anaerobic bacteria on sulfate deposits. It was removed from such salt-dome mines mainly by the Frasch process.^[36] In this method, superheated water was pumped into a native sulfur deposit to melt the sulfur, and then compressed air returned the 99.5% pure melted product to the surface. Throughout the 20th century this procedure produced elemental sulfur that required no further purification. Due to a limited number of such sulfur deposits and the high cost of working them, this process for mining sulfur has not been employed in a major way anywhere in the world since 2002.^[70]^[71]

Today, sulfur is produced from petroleum, natural gas, and related fossil resources, from which it is obtained mainly as hydrogen sulfide.^[7] Organosulfur compounds, undesirable impurities in petroleum, may be upgraded by subjecting them to hydrodesulfurization, which cleaves the C–S bonds:^[70]^[71]

R-S-R + 2 H₂ → 2 RH + H₂S

The resulting hydrogen sulfide from this process, and also as it occurs in natural gas, is converted into elemental sulfur by the Claus process. This process entails oxidation of some hydrogen sulfide to sulfur dioxide and then the comproportionation of the two:^[70]^[71]

3 O₂ + 2 H₂S → 2 SO₂ + 2 H₂O

SO₂ + 2 H₂S → 3 S + 2 H₂O

Production and price (US market) of elemental sulfur

Owing to the high sulfur content of the Athabasca Oil Sands, stockpiles of elemental sulfur from this process now exist throughout Alberta, Canada.^[72] Another way of storing sulfur is as a binder for concrete, the resulting product having many desirable properties (see sulfur concrete).^[73]

Sulfur is still mined from surface deposits in poorer nations with volcanoes, such as Indonesia, and worker conditions have not improved much since Booker T. Washington’s days.^[74]

The world production of sulfur in 2011 amounted to 69 million tonnes (Mt), with more than 15 countries contributing more than 1 Mt each. Countries producing more than 5 Mt are China (9.6), the United States (8.8), Canada (7.1) and Russia (7.1).^[75] Production has been slowly increasing from 1900 to 2010; the price was unstable in the 1980s and around 2010.^[76]

Applications[edit]

Sulfuric acid[edit]

Elemental sulfur is used mainly as a precursor to other chemicals. Approximately 85% (1989) is converted to sulfuric acid (H₂SO₄):

1⁄8 S₈ + 3⁄2 O₂ + H₂O → H₂SO₄

Sulfuric acid production in 2000

In 2010, the United States produced more sulfuric acid than any other inorganic industrial chemical.^[76] The principal use for the acid is the extraction of phosphate ores for the production of fertilizer manufacturing. Other applications of sulfuric acid include oil refining, wastewater processing, and mineral extraction.^[36]

Other important sulfur chemistry[edit]

Sulfur reacts directly with methane to give carbon disulfide, which is used to manufacture cellophane and rayon.^[36] One of the uses of elemental sulfur is in vulcanization of rubber, where polysulfide chains crosslink organic polymers. Large quantities of sulfites are used to bleach paper and to preserve dried fruit. Many surfactants and detergents (e.g. sodium lauryl sulfate) are sulfate derivatives. Calcium sulfate, gypsum, (CaSO₄·2H₂O) is mined on the scale of 100 million tonnes each year for use in Portland cement and fertilizers.

When silver-based photography was widespread, sodium and ammonium thiosulfate were widely used as «fixing agents». Sulfur is a component of gunpowder («black powder»).

Fertilizer[edit]

Amino acids synthesized by living organisms such as methionine and cysteine contain organosulfur groups (thioester and thiol respectively). The antioxidant glutathione protecting many living organisms against free radicals and oxidative stress also contains organic sulfur. Some crops such as onion and garlic also produce different organosulfur compounds such as syn-propanethial-S-oxide responsible of lacrymal irritation (onions), or diallyl disulfide and allicin (garlic). Sulfates, commonly found in soils and groundwaters are often a sufficient natural source of sulfur for plants and bacteria. Atmospheric deposition of sulfur dioxide (SO₂) is also a common artificial source (coal combustion) of sulfur for the soils. Under normal circumstances, in most agricultural soils, sulfur is not a limiting nutrient for plants and microorganisms (see the Liebig’s law of the minimum#Liebig’s barrel). However, in some circumstance, soils can be depleted in sulfate, e.g. if this later is leached by meteoric water (rain) or if the requirements in sulfur for some types of crops are high. This explains that sulfur is increasingly recognized and used as a component of fertilizers. The most important form of sulfur for fertilizer is the calcium sulfate, commonly found in nature as the mineral gypsum (CaSO₄·2H₂O). Elemental sulfur is hydrophobic (not soluble in water) and cannot be used directly by plants. Elemental sulfur (ES) is sometimes mixed with bentonite to amend depleted soils for crops with high requirement in organo-sulfur. Over time, oxidation abiotic processes with atmospheric oxygen and soil bacteria can oxidize and convert elemental sulfur to soluble derivatives, which can then be used by microorganisms and plants. Sulfur improves the efficiency of other essential plant nutrients, particularly nitrogen and phosphorus.^[77] Biologically produced sulfur particles are naturally hydrophilic due to a biopolymer coating and are easier to disperse over the land in a spray of diluted slurry, resulting in a faster uptake by plants.

The plants requirement for sulfur equals or exceeds the requirement for phosphorus. It is an essential nutrient for plant growth, root nodule formation of legumes, and immunity and defense systems. Sulfur deficiency has become widespread in many countries in Europe.^[78]^[79]^[80] Because atmospheric inputs of sulfur continue to decrease, the deficit in the sulfur input/output is likely to increase unless sulfur fertilizers are used. Atmospheric inputs of sulfur decrease because of actions taken to limit acid rains.^[81]^[77]

Fungicide and pesticide[edit]

Sulfur candle originally sold for home fumigation

Elemental sulfur is one of the oldest fungicides and pesticides. «Dusting sulfur», elemental sulfur in powdered form, is a common fungicide for grapes, strawberry, many vegetables and several other crops. It has a good efficacy against a wide range of powdery mildew diseases as well as black spot. In organic production, sulfur is the most important fungicide. It is the only fungicide used in organically farmed apple production against the main disease apple scab under colder conditions. Biosulfur (biologically produced elemental sulfur with hydrophilic characteristics) can also be used for these applications.

Standard-formulation dusting sulfur is applied to crops with a sulfur duster or from a dusting plane. Wettable sulfur is the commercial name for dusting sulfur formulated with additional ingredients to make it water miscible.^[73]^[82] It has similar applications and is used as a fungicide against mildew and other mold-related problems with plants and soil.

Elemental sulfur powder is used as an «organic» (i.e., «green») insecticide (actually an acaricide) against ticks and mites. A common method of application is dusting the clothing or limbs with sulfur powder.

A diluted solution of lime sulfur (made by combining calcium hydroxide with elemental sulfur in water) is used as a dip for pets to destroy ringworm (fungus), mange, and other dermatoses and parasites.

Sulfur candles of almost pure sulfur were burned to fumigate structures and wine barrels, but are now considered too toxic for residences.

Pharmaceuticals[edit]

Sulfur (specifically octasulfur, S₈) is used in pharmaceutical skin preparations for the treatment of acne and other conditions. It acts as a keratolytic agent and also kills bacteria, fungi, scabies mites, and other parasites.^[83] Precipitated sulfur and colloidal sulfur are used, in form of lotions, creams, powders, soaps, and bath additives, for the treatment of acne vulgaris, acne rosacea, and seborrhoeic dermatitis.^[84]

Many drugs contain sulfur. Early examples include antibacterial sulfonamides, known as sulfa drugs. A more recent example is mucolytic acetylcysteine. Sulfur is a part of many bacterial defense molecules. Most β-lactam antibiotics, including the penicillins, cephalosporins and monobactams contain sulfur.^[43]

Batteries[edit]

Due to their high energy density and the availability of sulfur, there is ongoing research in creating rechargeable lithium-sulfur batteries. Until now, carbonate electrolytes have caused failures in such batteries after a single cycle. In February 2022, researchers at Drexel University have not only created a prototypical battery that lasted 4000 recharge cycles, but also found the first monoclinic gamma sulfur that remained stable below 95 degrees Celsius.^[85]

Biological role[edit]

Sulfur is an essential component of all living cells. It is the eighth most abundant element in the human body by weight,^[86] about equal in abundance to potassium, and slightly greater than sodium and chlorine.^[87] A 70 kg (150 lb) human body contains about 140 grams of sulfur.^[88] The main dietary source of sulfur for humans is sulfur-containing amino-acids,^[89] which can be found in plant and animal proteins.^[90]

Transferring sulfur between inorganic and biomolecules[edit]

In the 1880s, while studying Beggiatoa (a bacterium living in a sulfur rich environment), Sergei Winogradsky found that it oxidized hydrogen sulfide (H₂S) as an energy source, forming intracellular sulfur droplets. Winogradsky referred to this form of metabolism as inorgoxidation (oxidation of inorganic compounds).^[91] Another contributor, who continued to study it was Selman Waksman.^[92] Primitive bacteria that live around deep ocean volcanic vents oxidize hydrogen sulfide for their nutrition, as discovered by Robert Ballard.^[8]

Sulfur oxidizers can use as energy sources reduced sulfur compounds, including hydrogen sulfide, elemental sulfur, sulfite, thiosulfate, and various polythionates (e.g., tetrathionate).^[93] They depend on enzymes such as sulfur oxygenase and sulfite oxidase to oxidize sulfur to sulfate. Some lithotrophs can even use the energy contained in sulfur compounds to produce sugars, a process known as chemosynthesis. Some bacteria and archaea use hydrogen sulfide in place of water as the electron donor in chemosynthesis, a process similar to photosynthesis that produces sugars and uses oxygen as the electron acceptor. Sulfur-based chemosynthesis may be simplifiedly compared with photosynthesis:

H₂S + CO₂ → sugars + S

H₂O + CO₂ → sugars + O₂

There are bacteria combining these two ways of nutrition: green sulfur bacteria and purple sulfur bacteria.^[94] Also sulfur-oxidizing bacteria can go into symbiosis with larger organisms, enabling the later to use hydrogen sulfide as food to be oxidized. Example: the giant tube worm.^[95]

There are sulfate-reducing bacteria, that, by contrast, «breathe sulfate» instead of oxygen. They use organic compounds or molecular hydrogen as the energy source. They use sulfur as the electron acceptor, and reduce various oxidized sulfur compounds back into sulfide, often into hydrogen sulfide. They can grow on other partially oxidized sulfur compounds (e.g. thiosulfates, thionates, polysulfides, sulfites).

There are studies pointing that many deposits of native sulfur in places that were the bottom of the ancient oceans have biological origin.^[96]^[97]^[98] These studies indicate that this native sulfur have been obtained through biological activity, but what is responsible for that (sulfur-oxidizing bacteria or sulfate-reducing bacteria) is still unknown for sure.

Sulfur is absorbed by plants roots from soil as sulfate and transported as a phosphate ester. Sulfate is reduced to sulfide via sulfite before it is incorporated into cysteine and other organosulfur compounds.^[99]

SO₄²⁻ → SO₃²⁻ → H₂S → cysteine (thiol) → methionine (thioether)

While the plants’ role in transferring sulfur to animals by food chains is more or less understood, the role of sulfur bacteria is just getting investigated.^[100]^[101]

Protein and organic metabolites[edit]

In all forms of life, most of the sulfur is contained in two proteinogenic amino acids (cysteine and methionine), thus the element is present in all proteins that contain these amino acids, as well as in respective peptides.^[102] Some of the sulfur is comprised in certain metabolites — many of which are cofactors, — and sulfated polysaccharides of connective tissue (chondroitin sulfates, heparin).

Schematic representation of disulfide bridges (in yellow) between two protein helices

Proteins, to execute their biological function, need to have specific space geometry. Formation of this geometry is performed in a process called protein folding, and is provided by intra- and inter-molecular bonds. The process has several stages. While at premier stages a polypeptide chain folds due to hydrogen bonds, at later stages folding is provided (apart from hydrogen bonds) by covalent bonds between two sulfur atoms of two cysteine residues (so called disulfide bridges) at different places of a chain (tertriary protein structure) as well as between two cysteine residues in two separated protein subunits (quaternary protein structure). Both structures easily may be seen in insulin. As the bond energy of a covalent disulfide bridge is higher than the energy of a coordinate bond or hydrophylic either hydrophobic interaction, the higher disulfide bridges content leads the higher energy needed for protein denaturation. In general disulfide bonds are necessary in proteins functioning outside cellular space, and they do not change proteins’ conformation (geometry), but serve as its stabilizers.^[103] Within cytoplasm cysteine residues of proteins are saved in reduced state (i.e. in -SH form) by thioredoxins.^[104]

This property manifests in following examples. Lysozyme is stable enough to be applied as a drug.^[105] Feathers and hair have relative strength, and consisting in them keratin is considered indigestible by most organisms. However, there are fungi and bacteria containing keratinase, and are able to destruct keratin.

Many important cellular enzymes use prosthetic groups ending with -SH moieties to handle reactions involving acyl-containing biochemicals: two common examples from basic metabolism are coenzyme A and alpha-lipoic acid.^[106] Cysteine-related metabolites homocysteine and taurine are other sulfur-containing amino acids that are similar in structure, but not coded by DNA, and are not part of the primary structure of proteins, take part in various locations of mammalian physiology.^[107]^[108] Two of the 13 classical vitamins, biotin and thiamine, contain sulfur, and serve as cofactors to several enzymes.^[109]^[110]

In intracellular chemistry, sulfur operates as a carrier of reducing hydrogen and its electrons for cellular repair of oxidation. Reduced glutathione, a sulfur-containing tripeptide, is a reducing agent through its sulfhydryl (-SH) moiety derived from cysteine.

Methanogenesis, the route to most of the world’s methane, is a multistep biochemical transformation of carbon dioxide. This conversion requires several organosulfur cofactors. These include coenzyme M, CH₃SCH₂CH₂SO₃⁻, the immediate precursor to methane.^[111]

Metalloproteins and inorganic cofactors[edit]

Metalloproteins — in which the active site is a transition metal ion (or metal-sulfide cluster) often coordinated by sulfur atoms of cysteine residues^[112] — are essential components of enzymes involved in electron transfer processes. Examples include plastocyanin (Cu²⁺) and nitrous oxide reductase (Cu–S). The function of these enzymes is dependent on the fact that the transition metal ion can undergo redox reactions. Other examples include many zinc proteins,^[113] as well as iron–sulfur clusters. Most pervasive are the ferrodoxins, which serve as electron shuttles in cells. In bacteria, the important nitrogenase enzymes contains an Fe–Mo–S cluster and is a catalyst that performs the important function of nitrogen fixation, converting atmospheric nitrogen to ammonia that can be used by microorganisms and plants to make proteins, DNA, RNA, alkaloids, and the other organic nitrogen compounds necessary for life.^[114]

Easiness of electron flow in a cluster provides catalytic effect of a respective enzyme.

Deficiency[edit]

In humans methionine is an essential amino acid, cysteine is conditionally essential and may be synthesized from non-essential serine (sulfur donator would be methionine in this case).

Dietary deficiency rarely happens in common conditions. Artificial methionine deficiency is attempted to apply in cancer treatment,^[115] but the method is still potentially dangerous.^[116]

There is a rare fatal genetic disease connected with sulfite oxidase impairment an enzyme metabolizing sulfur-containing amino acids.^[117]

Precautions[edit]

Sulfur

Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H315^[118]
NFPA 704 (fire diamond)	^[119] 2 1 0

Effect of acid rain on a forest, Jizera Mountains, Czech Republic

Though elemental sulfur is only minimally absorbed through the skin and is of low toxicity to humans, inhalation of sulfur dust or contact with eyes or skin may cause irritation. Excessive ingestion of sulfur can cause a burning sensation or diarrhea,^[120] and cases of life-threatening metabolic acidosis have been reported after patients deliberately consumed sulfur as a folk remedy.^[121]^[122]

Toxicity of sulfur compounds[edit]

Most of the soluble sulfate salts, such as Epsom salts, are non-toxic. Soluble sulfate salts are poorly absorbed and laxative.^[123]^[124] When injected parenterally, they are freely filtered by the kidneys and eliminated with very little toxicity in multi-gram amounts.^[125] Aluminium sulfate is used in the purification of drinking water,^[126]^[127] wastewater treatment plants and papermaking.^[128]^[129]

When sulfur burns in air, it produces sulfur dioxide. In water, this gas produces sulfurous acid and sulfites; sulfites are antioxidants that inhibit growth of aerobic bacteria and a useful food additive in small amounts. At high concentrations these acids harm the lungs, eyes, or other tissues. In organisms without lungs such as insects or plants, sulfite in high concentration prevents respiration.^{[citation needed]}

Sulfur trioxide (made by catalysis from sulfur dioxide) and sulfuric acid are similarly highly acidic and corrosive in the presence of water. Sulfuric acid is a strong dehydrating agent that can strip available water molecules and water components from sugar and organic tissue.^[130]

The burning of coal and/or petroleum by industry and power plants generates sulfur dioxide (SO₂) that reacts with atmospheric water and oxygen to produce sulfuric acid (H₂SO₄) and sulfurous acid (H₂SO₃). These acids are components of acid rain, lowering the pH of soil and freshwater bodies, sometimes resulting in substantial damage to the environment and chemical weathering of statues and structures. Fuel standards increasingly require that fuel producers extract sulfur from fossil fuels to prevent acid rain formation. This extracted and refined sulfur represents a large portion of sulfur production. In coal-fired power plants, flue gases are sometimes purified. More modern power plants that use synthesis gas extract the sulfur before they burn the gas.

Hydrogen sulfide is about one-half as toxic as hydrogen cyanide, and intoxicates by the same mechanism (inhibition of the respiratory enzyme cytochrome oxidase),^[131] though hydrogen sulfide is less likely to cause sudden poisonings from small inhaled amounts (near its permissible exposure limit — PEL — of 20 ppm) because of its disagreeable odor.^[132] However, its presence in ambient air at concentration over 100-150 ppm quickly deadens the sense of smell,^[133] and a victim may breathe increasing quantities without noticing until severe symptoms cause death. Dissolved sulfide and hydrosulfide salts are toxic by the same mechanism.

References[edit]

^ «Standard Atomic Weights: Sulfur». CIAAW. 2009.
^ Lide, D. R., ed. (2005). «Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds». CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
^ «Sulfur History». Georgiagulfsulfur.com. Retrieved 12 February 2022.
^ ^a ^b ^c Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
^ Chisholm, Hugh, ed. (1911). «Brimstone» . Encyclopædia Britannica. Vol. 4 (11th ed.). Cambridge University Press. p. 571.
^ ^a ^b ^c ^d Laurence Knight (19 July 2014). «Sulphur surplus: Up to our necks in a diabolical element». BBC.
^ ^a ^b «Sulfur». Elements. BBC. 11 October 2014.. Download here.
^ Rettig, S. J.; Trotter, J. (15 December 1987). «Refinement of the structure of orthorhombic sulfur, α-S8» (PDF). Acta Crystallographica Section C. 43 (12): 2260–2262. doi:10.1107/S0108270187088152.
^ A strong odor called «smell of sulfur» actually is given off by several sulfur compounds, such as hydrogen sulfide and organosulfur compounds.
^ Tucker, Roy P. (1 January 1929). «Notes on the Sublimation of Sulfur between 25° and 50°C». Industrial & Engineering Chemistry. 21 (1): 44–47. doi:10.1021/ie50229a014. ISSN 0019-7866.
^ ^a ^b ^c Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. pp. 645–665. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ Maldonado-Zagal, S. B.; Boden, P. J. (1 January 1982). «Hydrolysis of Elemental Sulphur in Water and its Effect on the Corrosion of Mild Steel». British Corrosion Journal. 17 (3): 116–120. doi:10.1179/000705982798274336. ISSN 0007-0599. Retrieved 23 June 2022.
^
Munson, Ronald A. (February 1968). «The synthesis of iridium disulfide and nickel diarsenide having the pyrite structure» (PDF). Inorganic Chemistry. 7 (2): 389–390. doi:10.1021/ic50060a047.
^ Egon Wiberg; Nils Wiberg (2001). Inorganic Chemistry. Academic Press. pp. 513–. ISBN 978-0-12-352651-9.
^ Steudel, Ralf; Eckert, Bodo (2003). Solid Sulfur Allotropes Sulfur Allotropes. Topics in Current Chemistry. Vol. 230. pp. 1–80. doi:10.1007/b12110. ISBN 978-3-540-40191-9.
^ Steudel, R. (1982). «Homocyclic sulfur molecules». Inorganic Ring Systems. Topics in Current Chemistry. Vol. 102. pp. 149–176. doi:10.1007/3-540-11345-2_10. ISBN 978-3-540-11345-4.
^ Tebbe, Fred N.; Wasserman, E.; Peet, William G.; Vatvars, Arturs; Hayman, Alan C. (1982). «Composition of Elemental Sulfur in Solution: Equilibrium of S
₆, S₇, and S₈ at Ambient Temperatures». Journal of the American Chemical Society. 104 (18): 4971–4972. doi:10.1021/ja00382a050.
^ Meyer, Beat (1964). «Solid Allotropes of Sulfur». Chemical Reviews. 64 (4): 429–451. doi:10.1021/cr60230a004.
^ Meyer, Beat (1976). «Elemental sulfur». Chemical Reviews. 76 (3): 367–388. doi:10.1021/cr60301a003.
^ Sulfur. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
^ Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 1.14. ISBN 1-4398-5511-0.
^ «Searching for the Origins of Presolar Grains». Energy.gov. Retrieved 4 February 2023.
^ Paytan, Adina; Yao, Weiqi; Faul, Kristina; Gray, E.T. (2020). «Sulfur Isotope Stratigraphy». Geologic Time Scale. pp. 259–278. doi:10.1016/B978-0-12-824360-2.00009-7. ISBN 9780128243602.
^ «NASA Astrobiology». astrobiology.nasa.gov. Retrieved 4 February 2023.
^ Kim, Ik Soo; Kwak, Seung Im; Park, Ul Jae; Bang, Hong Sik; Han, Hyun Soo (1 July 2005). «Production of Sulfur-35 by the Cation Exchange Process».
^ «Sulfur-35 (35 S) safety information and specific handling precautions» (PDF). Yale Environmental Health & Safety.
^ Cameron, A. G. W. (1957). «Stellar Evolution, Nuclear Astrophysics, and Nucleogenesis» (PDF). CRL-41.
^ Mason, B. (1962). Meteorites. New York: John Wiley & Sons. p. 160. ISBN 978-0-908678-84-6.
^ Lopes, Rosaly M. C.; Williams, David A. (2005). «Io after Galileo». Reports on Progress in Physics. 68 (2): 303–340. Bibcode:2005RPPh…68..303L. doi:10.1088/0034-4885/68/2/R02. S2CID 44208045.
^ Rickwood, P. C. (1981). «The largest crystals» (PDF). American Mineralogist. 66: 885–907.
^ Kutney, Gerald (2007). Sulfur: history, technology, applications & industry. Toronto: ChemTec Publications. p. 43. ISBN 978-1-895198-37-9. OCLC 79256100.
^ C. E. J. de Ronde, W. W. Chadwick Jr, R. G. Ditchburn, R. W. Embley, V. Tunnicliffe, E. T. Baker. S. L. Walker. V. L. Ferrini, and S. M. Merle (2015): «Molten Sulfur Lakes of Intraoceanic Arc Volcanoes». Chapter of Volcanic Lakes (Springer), pages 261-288. doi:10.1007/978-3-642-36833-2 ISBN 978-3-642-36832-5
^ Klein, Cornelis and Cornelius S. Hurlbut, Jr., Manual of Mineralogy, Wiley, 1985, 20th ed., p. 265-6 ISBN 0-471-80580-7
^ «Sulphur: Mineral information, data and localities». www.mindat.org.
^ ^a ^b ^c ^d ^e Nehb, Wolfgang; Vydra, Karel (2006). «Sulfur». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH Verlag. doi:10.1002/14356007.a25_507.pub2. ISBN 978-3-527-30673-2.
^ Shriver, Atkins. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. H. Freeman and Company, New York, 2010; pp 416
^ Fujimori, Toshihiko; Morelos-Gómez, Aarón; Zhu, Zhen; Muramatsu, Hiroyuki; Futamura, Ryusuke; Urita, Koki; Terrones, Mauricio; Hayashi, Takuya; Endo, Morinobu; Young Hong, Sang; Chul Choi, Young; Tománek, David; Kaneko, Katsumi (2013). «Conducting linear chains of sulphur inside carbon nanotubes». Nature Communications. 4: 2162. Bibcode:2013NatCo…4.2162F. doi:10.1038/ncomms3162. PMC 3717502. PMID 23851903.
^ Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 421.
^ Hasek, W. R. (1961). «1,1,1-Trifluoroheptane». Organic Syntheses. 41: 104. doi:10.1002/0471264180.os041.28.
^ Rutenberg, M. W.; Horning, E. C. (1950). «1-Methyl-3-ethyloxindole». Organic Syntheses. 30: 62. doi:10.15227/orgsyn.030.0062.
^ Vaughan, D. J.; Craig, J. R. «Mineral Chemistry of Metal Sulfides» Cambridge University Press, Cambridge (1978) ISBN 0-521-21489-0
^ ^a ^b Cremlyn R. J. (1996). An Introduction to Organosulfur Chemistry. Chichester: John Wiley and Sons. ISBN 0-471-95512-4.
^ Wilson, R. W.; Penzias, A. A.; Wannier, P. G.; Linke, R. A. (15 March 1976). «Isotopic abundances in interstellar carbon monosulfide». Astrophysical Journal. 204: L135–L137. Bibcode:1976ApJ…204L.135W. doi:10.1086/182072.
^ Banoub, Joseph (2011). Detection of Biological Agents for the Prevention of Bioterrorism. Detection of Biological Agents for the Prevention of Bioterrorism. NATO Science for Peace and Security Series A: Chemistry and Biology. p. 183. Bibcode:2011dbap.book…..B. doi:10.1007/978-90-481-9815-3. ISBN 978-90-481-9815-3. OCLC 697506461.
^ «Sulfur in the Bible (14 instances)». bible.knowing-jesus.com. Retrieved 19 May 2022.
^ Rapp, George Robert (4 February 2009). Archaeomineralogy. p. 242. ISBN 978-3-540-78593-4.
^ Odyssey, book 22, lines 480–495. www.perseus.tufts.edu. Retrieved on 16 August 2012.
^ Pliny the Elder on science and technology, John F. Healy, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19-814687-6, pp. 247–249.
^ ^a ^b ^c Zhang, Yunming (1986). «The History of Science Society: Ancient Chinese Sulfur Manufacturing Processes». Isis. 77 (3): 487. doi:10.1086/354207. S2CID 144187385.
^ Koch, Rudolf (1955). The book of signs : which contains all manner of symbols used from the earliest times to the Middle Ages by primitive peoples and early Christians. New York. ISBN 0-486-20162-7.
^ White, David Gordon (1996). The Alchemical Body — Siddha Traditions in Medieval India. Chicago: University of Chicago Press. pp. passim. ISBN 978-0-226-89499-7.
^ Lin, A. N.; Reimer, R. J.; Carter, D. M. (1988). «Sulfur revisited». Journal of the American Academy of Dermatology. 18 (3): 553–558. doi:10.1016/S0190-9622(88)70079-1. PMID 2450900.
^ Maibach, H. I.; Surber, C.; Orkin, M. (1990). «Sulfur revisited». Journal of the American Academy of Dermatology. 23 (1): 154–156. doi:10.1016/S0190-9622(08)81225-X. PMID 2365870.
^ Gupta, A. K.; Nicol, K. (2004). «The use of sulfur in dermatology». Journal of Drugs in Dermatology. 3 (4): 427–31. PMID 15303787.
^ Gupta, Aditya K; Nicol, Karyn (July–August 2004). «The Use of Sulfur in Dermatology». J Drugs Dermatol. 3 (4): 427–431. PMID 15303787.
^ Donovan, Arthur (1996). Antoine Lavoisier: Science, Administration and Revolution. Cambridge University Press. p. 66. ISBN 978-0-521-56672-8.
^ Poirier, Jean-Pierre (1998). Lavoisier: Chemist, Biologist, Economist. University of Pennsylvania Press. pp. 107–8. ISBN 978-0-8122-1649-3.
^ Riall, Lucy (1998). Sicily and the Unification of Italy: Liberal Policy and Local Power, 1859–1866. Oxford University Press. ISBN 9780191542619. Retrieved 7 February 2013.
^ Thomson, D. W. (April 1995). «Prelude to the Sulphur War of 1840: The Neapolitan Perspective». European History Quarterly. 25 (2): 163–180. doi:10.1177/026569149502500201. S2CID 145807900.
^ Botsch, Walter (2001). «Chemiker, Techniker, Unternehmer: Zum 150. Geburtstag von Hermann Frasch». Chemie in unserer Zeit (in German). 35 (5): 324–331. doi:10.1002/1521-3781(200110)35:5<324::AID-CIUZ324>3.0.CO;2-9.
^ Mass, Jennifer L; Anderson, Mark J (2003). «Pennsylvania German sulfur-inlaid furniture: characterization, reproduction, and ageing phenomena of the inlays». Measurement Science and Technology. 14 (9): 1598. doi:10.1088/0957-0233/14/9/311. ISSN 0957-0233. S2CID 250882259.
^ Kogel, Jessica (2006). Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses (7th ed.). Colorado: Littleton. p. 935. ISBN 978-0-87335-233-8. OCLC 62805047.
^ «sulphur». Oxford English Dictionary (Online ed.). Oxford University Press. (Subscription or participating institution membership required.)
^ «So long sulphur». Nature Chemistry. 1 (5): 333. 4 August 2009. Bibcode:2009NatCh…1Q.333.. doi:10.1038/nchem.301. PMID 21378874.
^ McNaught, Alan (1991). «Journal style update». The Analyst. 116 (11): 1094. Bibcode:1991Ana…116.1094M. doi:10.1039/AN9911601094.
^ «sulphur – definition of sulphur in English». Oxford Dictionaries. Archived from the original on 20 November 2016. Retrieved 19 November 2016.
^ Riegel, Emil; Kent, James (2007). Kent and Riegel’s Handbook of Industrial Chemistry and Biotechnology. Vol. 1. p. 1171. Bibcode:2007karh.book……. ISBN 978-0-387-27842-1. OCLC 74650396.
^ Washington, Booker T. (1912). The Man Farthest Down: A Record of Observation and Study in Europe. Doubleday, Page. p. 214.
^ ^a ^b ^c Eow, John S. (2002). «Recovery of sulfur from sour acid gas: A review of the technology». Environmental Progress. 21 (3): 143–162. doi:10.1002/ep.670210312.
^ ^a ^b ^c Schreiner, Bernhard (2008). «Der Claus-Prozess. Reich an Jahren und bedeutender denn je». Chemie in unserer Zeit. 42 (6): 378–392. doi:10.1002/ciuz.200800461.
^ Hyndman, A. W.; Liu, J. K.; Denney, D. W. (1982). «Sulfur Recovery from Oil Sands». Sulfur: New Sources and Uses. ACS Symposium Series. Vol. 183. pp. 69–82. doi:10.1021/bk-1982-0183.ch005. ISBN 978-0-8412-0713-4.
^ ^a ^b Mohamed, Abdel-Mohsen Onsy; El-Gamal, Maisa M. (2010). Sulfur concrete for the construction industry: a sustainable development approach. Fort Lauderdale: J. Ross Publishing. pp. 104–105, 109. ISBN 978-1-60427-005-1. OCLC 531718953.
^ McElvaney, Kevin (25 February 2015). «The Men Who Mine Volcanos». The Atlantic. Retrieved 26 February 2015.
^ Apodaca, Lori E. (2012) Sulfur. Mineral Commodity Summaries. USGS
^ ^a ^b Apodaca, Lori E. «Mineral Yearbook 2010: Sulfur» (PDF). United States Geological Survey.
^ ^a ^b «FAQ — The Sulphur Institute». sulphurinstitute.org. The Sulphur Institute. 2020. Retrieved 27 February 2020.
^ Zhao, F.; Hawkesford, M. J.; McGrath, S. P. (1999). «Sulphur Assimilation and Effects on Yield and Quality of Wheat». Journal of Cereal Science. 30 (1): 1–17. doi:10.1006/jcrs.1998.0241.
^ Blake-Kalff, M. M. A. (2000). «Diagnosing sulfur deficiency in field-grown oilseed rape (Brassica napus L.) and wheat (Triticum aestivum L.)». Plant and Soil. 225 (1/2): 95–107. doi:10.1023/A:1026503812267. S2CID 44208638.
^ Ceccotti, S. P. (1996). «Plant nutrient sulphur-a review of nutrient balance, environmental impact and fertilizers». Fertilizer Research. 43 (1–3): 117–125. doi:10.1007/BF00747690. S2CID 42207099.
^ Glossary, United States: NASA Earth Observatory, acid rain, archived from the original on 13 December 2011, retrieved 15 February 2013
^ Every, Richard L.; et al. (20 August 1968). «Method for Preparation of Wettable Sulfur» (PDF). Retrieved 20 May 2010.
^ Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis (in German). Vol. 6B (4th ed.). Berlin–Heidelberg–New York: Springer. 1978. pp. 672–9. ISBN 978-3-540-07738-1.
^ Arzneibuch-Kommentar. Wissenschaftliche Erläuterungen zum Europäischen Arzneibuch und zum Deutschen Arzneibuch [Pharmacopoeia Commentary. Scientific annotations to the European Pharmacopoeia and the German Pharmacopoeia] (in German) (23rd ed.). Stuttgart: Wissenschaftliche Verlagsgesellschaft. 2004. Monographie Schwefel zum äußerlichen Gebrauch [Monograph Sulfur for external use]. ISBN 978-3-8047-2575-1.
^ Pai, Rahul (10 February 2022). «Stabilization of gamma sulfur at room temperature to enable the use of carbonate electrolyte in Li-S batteries». Communications Chemistry. 5. doi:10.1038/s42004-022-00626-2. PMID 36697747. S2CID 246704531.
^ «Sulphur and the Human Body». The Sulfur Institute. Retrieved 3 April 2021.
^ «What is the body made of?». New Scientist. Archived from the original on 3 November 2021. Retrieved 9 November 2021.
^ Helmenstine, Anne (3 February 2019). «Elemental Composition of the Human Body by Mass». ThoughtCo. Archived from the original on 13 April 2021. Retrieved 21 November 2021.
^ Parcell, Stephen (February 2002). «Sulfur in human nutrition and applications in medicine». Alternative Medicine Review. 7 (1): 22–44. ISSN 1089-5159. PMID 11896744.
^ Ingenbleek, Yves; Kimura, Hideo (July 2013). «Nutritional essentiality of sulfur in health and disease». Nutrition Reviews. 71 (7): 413–432. doi:10.1111/nure.12050. ISSN 1753-4887. PMID 23815141.
^ Dworkin, Martin (March 2012). «Sergei Winogradsky: a founder of modern microbiology and the first microbial ecologist». FEMS Microbiology Reviews. 36 (2): 364–379. doi:10.1111/j.1574-6976.2011.00299.x. ISSN 1574-6976. PMID 22092289.
^ Waksman, S. A.; Starkey, R. L. (20 January 1923). «On the Growth and Respiration of Sulfur-Oxidizing Bacteria». The Journal of General Physiology. 5 (3): 285–310. doi:10.1085/jgp.5.3.285. ISSN 0022-1295. PMC 2140527. PMID 19871997.
^ Pronk JT; Meulenberg R; Hazeu W; Bos P; Kuenen JG (1990). «Oxidation of reduced inorganic sulphur compounds by acidophilic thiobacilli». FEMS Microbiology Letters. 75 (2–3): 293–306. doi:10.1111/j.1574-6968.1990.tb04103.x.
^ Frigaard, Niels-Ulrik; Dahl, Christiane (1 January 2008), Poole, Robert K. (ed.), Sulfur Metabolism in Phototrophic Sulfur Bacteria, Advances in Microbial Physiology, vol. 54, Academic Press, pp. 103–200, doi:10.1016/S0065-2911(08)00002-7, ISBN 9780123743237, PMID 18929068, retrieved 17 May 2022
^ Cavanaugh, Colleen M. (1994). «Microbial Symbiosis: Patterns of Diversity in the Marine Environment». American Zoologist. 34: 79–89. doi:10.1093/icb/34.1.79.
^ Jones, Galen E.; Starkey, Robert L.; Feely, Herbert W.; Kulp, J. Laurence (22 June 1956). «Biological Origin of Native Sulfur in Salt Domes of Texas and Louisiana». Science. 123 (3208): 1124–1125. Bibcode:1956Sci…123.1124J. doi:10.1126/science.123.3208.1124. ISSN 0036-8075. PMID 17793426.
^ Philip, G.; Wali, A. M. A.; Aref, M. A. M. (1 September 1994). «On the origin of native sulfur deposits in Gebel El Zeit, Gulf of Suez, Egypt». Carbonates and Evaporites. 9 (2): 223–232. doi:10.1007/BF03175232. ISSN 1878-5212. S2CID 128827551.
^ «Petrography and mineralogy of the crystalline limestone of Fatha Formation from Mishraq area, Iraq». ResearchGate. Retrieved 15 April 2022.
^ Heldt, Hans-Walter (1996). Pflanzenbiochemie (in German). Heidelberg: Spektrum Akademischer Verlag. pp. 321–333. ISBN 978-3-8274-0103-8.
^ Kuenen, J. G.; Beudeker, R. F. (13 September 1982). «Microbiology of thiobacilli and other sulphur-oxidizing autotrophs, mixotrophs and heterotrophs». Philosophical Transactions of the Royal Society of London. Series B, Biological Sciences. 298 (1093): 473–497. Bibcode:1982RSPTB.298..473K. doi:10.1098/rstb.1982.0093. ISSN 0962-8436. PMID 6127737.
^ Wasmund, Kenneth; Mußmann, Marc; Loy, Alexander (August 2017). «The life sulfuric: microbial ecology of sulfur cycling in marine sediments: Microbial sulfur cycling in marine sediments». Environmental Microbiology Reports. 9 (4): 323–344. doi:10.1111/1758-2229.12538. PMC 5573963. PMID 28419734.
^ Gutiérrez-Preciado, A.; Romero, H.; Peimbert, M. (2010). «An Evolutionary Perspective on Amino Acids». Nature Education. 3(9):29.
^ Alberts, Bruce; Johnson, Alexander; Lewis, Julian; Raff, Martin; Roberts, Keith; Walter, Peter (2002). Molecular Biology of the Cell. 4th edition. New York: Garland Science. ISBN 978-0-8153-3218-3.
^ Arnér, Elias S. J.; Holmgren, Arne (25 December 2001). «Physiological functions of thioredoxin and thioredoxin reductase: Thioredoxin and thioredoxin reductase». European Journal of Biochemistry. 267 (20): 6102–6109. doi:10.1046/j.1432-1327.2000.01701.x. PMID 11012661.
^ «Lysozyme». Drugs.com. Retrieved 19 May 2022.
^ Nelson, D. L.; Cox, M. M. (2000). Lehninger, Principles of Biochemistry (3rd ed.). New York: Worth Publishing. ISBN 978-1-57259-153-0.
^ Selhub, J. (1 July 1999). «Homocysteine metabolism». Annual Review of Nutrition. 19 (1): 217–246. doi:10.1146/annurev.nutr.19.1.217. ISSN 0199-9885. PMID 10448523.
^ Huxtable, R. J. (1 January 1992). «Physiological actions of taurine». Physiological Reviews. 72 (1): 101–163. doi:10.1152/physrev.1992.72.1.101. ISSN 0031-9333. PMID 1731369.
^ «The Function of Biotin». www.chem.uwec.edu. Retrieved 10 June 2022.
^ Edwards, Katie A. «Thiamine Biochemistry». thiamine.dnr.cornell.edu. Retrieved 10 June 2022.
^ Thauer, R. K. (1998). «Biochemistry of methanogenesis: a tribute to Marjory Stephenson:1998 Marjory Stephenson Prize Lecture». Microbiology. 144 (9): 2377–2406. doi:10.1099/00221287-144-9-2377. PMID 9782487.
^ Pace, Nicholas J.; Weerapana, Eranthie (17 April 2014). «Zinc-binding cysteines: diverse functions and structural motifs». Biomolecules. 4 (2): 419–434. doi:10.3390/biom4020419. ISSN 2218-273X. PMC 4101490. PMID 24970223.
^ Giles, Niroshini M; Watts, Aaron B; Giles, Gregory I; Fry, Fiona H; Littlechild, Jennifer A; Jacob, Claus (1 August 2003). «Metal and Redox Modulation of Cysteine Protein Function». Chemistry & Biology. 10 (8): 677–693. doi:10.1016/S1074-5521(03)00174-1. ISSN 1074-5521. PMID 12954327.
^ Lippard, S. J.; Berg, J. M. (1994). Principles of Bioinorganic Chemistry. University Science Books. ISBN 978-0-935702-73-6.
^ Mladenović, Dušan; Radosavljević, Tatjana; Hrnčić, Dragan; Rasic-Markovic, Aleksandra; Stanojlović, Olivera (26 July 2019). «The effects of dietary methionine restriction on the function and metabolic reprogramming in the liver and brain — implications for longevity». Reviews in the Neurosciences. 30 (6): 581–593. doi:10.1515/revneuro-2018-0073. ISSN 2191-0200. PMID 30817309. S2CID 73470156.
^ Binz, Regina L.; Sadhukhan, Ratan; Miousse, Isabelle R.; Garg, Sarita; Koturbash, Igor; Zhou, Daohong; Hauer-Jensen, Martin; Pathak, Rupak (27 February 2021). «Dietary Methionine Deficiency Enhances Genetic Instability in Murine Immune Cells». International Journal of Molecular Sciences. 22 (5): 2378. doi:10.3390/ijms22052378. ISSN 1422-0067. PMC 7956689. PMID 33673497.
^ Karakas, Erkan; Kisker, Caroline (18 October 2005). «Structural analysis of missense mutations causing isolated sulfite oxidase deficiency». Dalton Transactions (21): 3459–3463. doi:10.1039/B505789M. ISSN 1477-9234. PMID 16234925.
^ «Sulfur 84683». S.
^ «Chemical Datasheet. SULFUR, MOLTEN».
^ «Sulfur General Fact Sheet». npic.orst.edu. Retrieved 2 September 2022.
^ Schwartz, Steven M.; Carroll, Hugh M.; Scharschmidt, Linda A. (1 July 1986). «Sublimed (Inorganic) Sulfur Ingestion: A Cause of Life-Threatening Metabolic Acidosis With a High Anion Gap». Archives of Internal Medicine. 146 (7): 1437–1438. doi:10.1001/archinte.1986.00360190229034. ISSN 0003-9926. PMID 3718141.
^ Blum, J. Eric; Coe, Fredric L. (13 January 2010). «Metabolic Acidosis after Sulfur Ingestion». New England Journal of Medicine. 297 (16): 869–870. doi:10.1056/nejm197710202971606. PMID 904661. Retrieved 2 September 2022.
^ «Formal Toxicity Summary for SULFATE». rais.ornl.gov. Retrieved 19 April 2022.
^ «Frequently asked questions about elemental sulfur» (PDF). Florida Department of Agriculture and Consumer Services.
^ Speight, James G. (3 July 2019). «Chemicals from Non-hydrocarbons». Handbook of Petrochemical Processes. Boca Raton: CRC Press. p. 375. doi:10.1201/9780429155611. ISBN 978-0-429-15561-1. S2CID 197449309.
^ Global Health and Education Foundation (2007). «Conventional Coagulation-Flocculation-Sedimentation». Safe Drinking Water is Essential. National Academy of Sciences. Archived from the original on 7 October 2007. Retrieved 1 December 2007.
^ Kvech S, Edwards M (2002). «Solubility controls on aluminum in drinking water at relatively low and high pH». Water Research. 36 (17): 4356–4368. doi:10.1016/S0043-1354(02)00137-9. PMID 12420940.
^ Krupińska, Izabela (2 February 2020). «Aluminium Drinking Water Treatment Residuals and Their Toxic Impact on Human Health». Molecules. 25 (3): 641. doi:10.3390/molecules25030641. ISSN 1420-3049. PMC 7037863. PMID 32024220.
^ Brückle, Irene (September 1993). «The Role of Alum in Historical Papermaking». cool.culturalheritage.org. Retrieved 19 April 2022.
^ Baker, Colin (1 March 2007). «The dehydration of sucrose». Education in Chemistry. Royal Society of Chemistry. Retrieved 14 June 2018.
^ «Hydrogen Sulfide Toxicity: Practice Essentials, Pathophysiology, Etiology». Medscape. 30 March 2017 – via eMedicine.
^ Summers, Vincent (8 April 2017). «Hydrogen Sulfide or Hydrogen Cyanide: Which is More Dangerous?». Quirky Science. Retrieved 23 August 2022.
^ «Hydrogen Sulfide — Hazards | Occupational Safety and Health Administration». www.osha.gov. Retrieved 23 August 2022.

External links[edit]

Sulfur at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
Atomic Data for Sulfur, NIST Physical Measurement Laboratory
Sulfur phase diagram Archived 23 February 2010 at the Wayback Machine, Introduction to Chemistry for Ages 13–17
Crystalline, liquid and polymerization of sulfur on Vulcano Island, Italy
Sulfur and its use as a pesticide
The Sulphur Institute
Nutrient Stewardship and The Sulphur Institute

Источник

Sulfur, ₁₆S

Sulfur

Alternative name

sulphur (British spelling)

Allotropes

see Allotropes of sulfur

Appearance

lemon yellow sintered microcrystals

Standard atomic weight A_r°(S)

[32.059, 32.076]
32.06±0.02 (abridged)^[1]

Sulfur in the periodic table

Hydrogen

Helium

Lithium

Beryllium

Boron

Carbon

Nitrogen

Oxygen

Fluorine

Neon

Sodium

Magnesium

Aluminium

Silicon

Phosphorus

Sulfur

Chlorine

Argon

Potassium

Calcium

Scandium

Titanium

Vanadium

Chromium

Manganese

Iron

Cobalt

Nickel

Copper

Zinc

Gallium

Germanium

Arsenic

Selenium

Bromine

Krypton

Rubidium

Strontium

Yttrium

Zirconium

Niobium

Molybdenum

Technetium

Ruthenium

Rhodium

Palladium

Silver

Cadmium

Indium

Tin

Antimony

Tellurium

Iodine

Xenon

Caesium

Barium

Lanthanum

Cerium

Praseodymium

Neodymium

Promethium

Samarium

Europium

Gadolinium

Terbium

Dysprosium

Holmium

Erbium

Thulium

Ytterbium

Lutetium

Hafnium

Tantalum

Tungsten

Rhenium

Osmium

Iridium

Platinum

Gold

Mercury (element)

Thallium

Lead

Bismuth

Polonium

Astatine

Radon

Francium

Radium

Actinium

Thorium

Protactinium

Uranium

Neptunium

Plutonium

Americium

Curium

Berkelium

Californium

Einsteinium

Fermium

Mendelevium

Nobelium

Lawrencium

Rutherfordium

Dubnium

Seaborgium

Bohrium

Hassium

Meitnerium

Darmstadtium

Roentgenium

Copernicium

Nihonium

Flerovium

Moscovium

Livermorium

Tennessine

Oganesson

O
↑
S
↓
Se

phosphorus ← sulfur → chlorine

Atomic number (Z)

Group

group 16 (chalcogens)

Period

period 3

Block

p-block

Electron configuration

[Ne] 3s² 3p⁴

Electrons per shell

2, 8, 6

Physical properties

Phase at STP

solid

Melting point

388.36 K (115.21 °C, 239.38 °F)

Boiling point

717.8 K (444.6 °C, 832.3 °F)

Density (near r.t.)

alpha: 2.07 g/cm³
beta: 1.96 g/cm³
gamma: 1.92 g/cm³

when liquid (at m.p.)

1.819 g/cm³

Critical point

1314 K, 20.7 MPa

Heat of fusion

mono: 1.727 kJ/mol

Heat of vaporization

mono: 45 kJ/mol

Molar heat capacity

22.75 J/(mol·K)

Vapor pressure

P (Pa)	1	10	100	1 k	10 k	100 k
at T (K)	375	408	449	508	591	717

Atomic properties

Oxidation states

−2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6 (a strongly acidic oxide)

Electronegativity

Pauling scale: 2.58

Ionization energies

1st: 999.6 kJ/mol
2nd: 2252 kJ/mol
3rd: 3357 kJ/mol
(more)

Covalent radius

105±3 pm

Van der Waals radius

180 pm

Spectral lines of sulfur

Other properties

Natural occurrence

primordial

Crystal structure

orthorhombic

Thermal conductivity

0.205 W/(m⋅K) (amorphous)

Electrical resistivity

2×10¹⁵ Ω⋅m (at 20 °C) (amorphous)

Magnetic ordering

diamagnetic^[2]

Molar magnetic susceptibility

(α) −15.5×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)^[3]

Bulk modulus

7.7 GPa

Mohs hardness

2.0

CAS Number

7704-34-9

History

Discovery

before 2000 BCE^[4]

Recognized as an element by

Antoine Lavoisier (1777)

Isotopes of sulfur

Main isotopes	Decay
	abundance	half-life (t_1/2)	mode	product
³²S	94.85%	stable
³³S	0.76%	stable
³⁴S	4.37%	stable
³⁵S	trace	87.37 d	β⁻	³⁵Cl
³⁶S	0.02%	stable

³⁴S abundances vary greatly (between 3.96 and 4.77 percent) in natural samples.

Category: Sulfur

view
talk
edit

| references

Characteristics[edit]

As a solid, sulfur is a characteristic lemon yellow; when burned, sulfur melts into a blood-red liquid and emits a blue flame.

Physical properties[edit]

Sulfur is insoluble in water but soluble in carbon disulfide and, to a lesser extent, in other nonpolar organic solvents, such as benzene and toluene.

Chemical properties[edit]

Under normal conditions, sulfur hydrolyzes very slowly to mainly form hydrogen sulfide and sulfuric acid:

1⁄2 S
₈ + 4 H
₂O → 3 H
₂S + H
₂SO
₄

The reaction involves adsorption of protons onto S
₈ clusters, followed by disproportionation into the reaction products.^[13]

In reactions with elements of lesser electronegativity, it reacts as an oxidant and forms sulfides, where it has oxidation state –2.

Allotropes[edit]

The structure of the cyclooctasulfur molecule, S₈

Isotopes[edit]

Working with the compounds containing this isotope is relatively safe, under condition of not falling those compounds inside an organism of an experimenter.^[27]

Natural occurrence[edit]

Sulfur vat from which railroad cars are loaded, Freeport Sulphur Co., Hoskins Mound, Texas (1943)

Most of the yellow and orange hues of Io are due to elemental sulfur and sulfur compounds deposited by active volcanoes.

Sulfur extraction, East Java

A man carrying sulfur blocks from Kawah Ijen, a volcano in East Java, Indonesia, 2009

The main industrial source of sulfur is now petroleum and natural gas.^[7]

Compounds[edit]

Common oxidation states of sulfur range from −2 to +6. Sulfur forms stable compounds with all elements except the noble gases.

Electron transfer reactions[edit]

Reduction of sulfur gives various polysulfides with the formula S_x^2-, many of which have been obtained crystalline form. Illustrative is the production of sodium tetrasulfide:

4 Na + S₈ → 2 Na₂S₄

Some of these dianions dissociate to give radical anions, such as S₃⁻ gives the blue color of the rock lapis lazuli.

Two parallel sulfur chains grown inside a single-wall carbon nanotube (CNT, a). Zig-zag (b) and straight (c) S chains inside double-wall CNTs^[38]

16 Na + S₈ → 8 Na₂S

The interconversion of these species is exploited in the sodium–sulfur battery.

Hydrogenation[edit]

Treatment of sulfur with hydrogen gives hydrogen sulfide. When dissolved in water, hydrogen sulfide is mildly acidic:^[5]

H₂S ⇌ HS⁻ + H⁺

Combustion[edit]

The two principal sulfur oxides are obtained by burning sulfur:

S + O₂ → SO₂ (sulfur dioxide)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (sulfur trioxide)

Many other sulfur oxides are observed including the sulfur-rich oxides include sulfur monoxide, disulfur monoxide, disulfur dioxides, and higher oxides containing peroxo groups.

Halogenation[edit]

Pseudohalides[edit]

Sulfur oxidizes cyanide and sulfite to give thiocyanate and thiosulfate, respectively.

Metal sulfides[edit]

Organic compounds[edit]

Illustrative organosulfur compounds
Allicin, a chemical compound in garlic
Penicillin, an antibiotic where «R» is the variable group

Some of the main classes of sulfur-containing organic compounds include the following:^[43]

Thiols or mercaptans (so called because they capture mercury as chelators) are the sulfur analogs of alcohols; treatment of thiols with base gives thiolate ions.
Thioethers are the sulfur analogs of ethers.
Sulfonium ions have three groups attached to a cationic sulfur center. Dimethylsulfoniopropionate (DMSP) is one such compound, important in the marine organic sulfur cycle.
Sulfoxides and sulfones are thioethers with one and two oxygen atoms attached to the sulfur atom, respectively. The simplest sulfoxide, dimethyl sulfoxide, is a common solvent; a common sulfone is sulfolane.
Sulfonic acids are used in many detergents.

History[edit]

Antiquity[edit]

Sulphur

Brimstone

Alchemical signs for sulfur, or the combustible elements, and brimstone, an older/archaic name for sulfur.^[51]

Modern times[edit]

Above: Sicilian kiln used to obtain sulfur from volcanic rock (diagram from a 1906 chemistry book)

Sulfur appears in a column of fixed (non-acidic) alkali in a chemical table of 1718.^[57] Antoine Lavoisier used sulfur in combustion experiments, writing of some of these in 1777.^[58]

In 1867, elemental sulfur was discovered in underground deposits in Louisiana and Texas. The highly successful Frasch process was developed to extract this resource.^[61]

With the advent of the contact process, the majority of sulfur today is used to make sulfuric acid for a wide range of uses, particularly fertilizer.^[63]

Spelling and etymology[edit]

Production[edit]

R-S-R + 2 H₂ → 2 RH + H₂S

3 O₂ + 2 H₂S → 2 SO₂ + 2 H₂O

SO₂ + 2 H₂S → 3 S + 2 H₂O

Production and price (US market) of elemental sulfur

Sulfur is still mined from surface deposits in poorer nations with volcanoes, such as Indonesia, and worker conditions have not improved much since Booker T. Washington’s days.^[74]

Applications[edit]

Sulfuric acid[edit]

Elemental sulfur is used mainly as a precursor to other chemicals. Approximately 85% (1989) is converted to sulfuric acid (H₂SO₄):

1⁄8 S₈ + 3⁄2 O₂ + H₂O → H₂SO₄

Sulfuric acid production in 2000

Other important sulfur chemistry[edit]

When silver-based photography was widespread, sodium and ammonium thiosulfate were widely used as «fixing agents». Sulfur is a component of gunpowder («black powder»).

Fertilizer[edit]

Fungicide and pesticide[edit]

Sulfur candle originally sold for home fumigation

Sulfur candles of almost pure sulfur were burned to fumigate structures and wine barrels, but are now considered too toxic for residences.

Pharmaceuticals[edit]

Batteries[edit]

Biological role[edit]

Transferring sulfur between inorganic and biomolecules[edit]

H₂S + CO₂ → sugars + S

H₂O + CO₂ → sugars + O₂

SO₄²⁻ → SO₃²⁻ → H₂S → cysteine (thiol) → methionine (thioether)

While the plants’ role in transferring sulfur to animals by food chains is more or less understood, the role of sulfur bacteria is just getting investigated.^[100]^[101]

Protein and organic metabolites[edit]

Schematic representation of disulfide bridges (in yellow) between two protein helices

Metalloproteins and inorganic cofactors[edit]

Easiness of electron flow in a cluster provides catalytic effect of a respective enzyme.

Deficiency[edit]

In humans methionine is an essential amino acid, cysteine is conditionally essential and may be synthesized from non-essential serine (sulfur donator would be methionine in this case).

Dietary deficiency rarely happens in common conditions. Artificial methionine deficiency is attempted to apply in cancer treatment,^[115] but the method is still potentially dangerous.^[116]

There is a rare fatal genetic disease connected with sulfite oxidase impairment an enzyme metabolizing sulfur-containing amino acids.^[117]

Precautions[edit]

Sulfur

Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Warning
Hazard statements	H315^[118]
NFPA 704 (fire diamond)	^[119] 2 1 0

Effect of acid rain on a forest, Jizera Mountains, Czech Republic

Toxicity of sulfur compounds[edit]

References[edit]

^ «Standard Atomic Weights: Sulfur». CIAAW. 2009.
^ Lide, D. R., ed. (2005). «Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds». CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. pp. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
^ «Sulfur History». Georgiagulfsulfur.com. Retrieved 12 February 2022.
^ ^a ^b ^c Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
^ Chisholm, Hugh, ed. (1911). «Brimstone» . Encyclopædia Britannica. Vol. 4 (11th ed.). Cambridge University Press. p. 571.
^ ^a ^b ^c ^d Laurence Knight (19 July 2014). «Sulphur surplus: Up to our necks in a diabolical element». BBC.
^ ^a ^b «Sulfur». Elements. BBC. 11 October 2014.. Download here.
^ Rettig, S. J.; Trotter, J. (15 December 1987). «Refinement of the structure of orthorhombic sulfur, α-S8» (PDF). Acta Crystallographica Section C. 43 (12): 2260–2262. doi:10.1107/S0108270187088152.
^ A strong odor called «smell of sulfur» actually is given off by several sulfur compounds, such as hydrogen sulfide and organosulfur compounds.
^ Tucker, Roy P. (1 January 1929). «Notes on the Sublimation of Sulfur between 25° and 50°C». Industrial & Engineering Chemistry. 21 (1): 44–47. doi:10.1021/ie50229a014. ISSN 0019-7866.
^ ^a ^b ^c Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. pp. 645–665. ISBN 978-0-08-037941-8.
^ Maldonado-Zagal, S. B.; Boden, P. J. (1 January 1982). «Hydrolysis of Elemental Sulphur in Water and its Effect on the Corrosion of Mild Steel». British Corrosion Journal. 17 (3): 116–120. doi:10.1179/000705982798274336. ISSN 0007-0599. Retrieved 23 June 2022.
^
Munson, Ronald A. (February 1968). «The synthesis of iridium disulfide and nickel diarsenide having the pyrite structure» (PDF). Inorganic Chemistry. 7 (2): 389–390. doi:10.1021/ic50060a047.
^ Egon Wiberg; Nils Wiberg (2001). Inorganic Chemistry. Academic Press. pp. 513–. ISBN 978-0-12-352651-9.
^ Steudel, Ralf; Eckert, Bodo (2003). Solid Sulfur Allotropes Sulfur Allotropes. Topics in Current Chemistry. Vol. 230. pp. 1–80. doi:10.1007/b12110. ISBN 978-3-540-40191-9.
^ Steudel, R. (1982). «Homocyclic sulfur molecules». Inorganic Ring Systems. Topics in Current Chemistry. Vol. 102. pp. 149–176. doi:10.1007/3-540-11345-2_10. ISBN 978-3-540-11345-4.
^ Tebbe, Fred N.; Wasserman, E.; Peet, William G.; Vatvars, Arturs; Hayman, Alan C. (1982). «Composition of Elemental Sulfur in Solution: Equilibrium of S
₆, S₇, and S₈ at Ambient Temperatures». Journal of the American Chemical Society. 104 (18): 4971–4972. doi:10.1021/ja00382a050.
^ Meyer, Beat (1964). «Solid Allotropes of Sulfur». Chemical Reviews. 64 (4): 429–451. doi:10.1021/cr60230a004.
^ Meyer, Beat (1976). «Elemental sulfur». Chemical Reviews. 76 (3): 367–388. doi:10.1021/cr60301a003.
^ Sulfur. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
^ Haynes, William M., ed. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. p. 1.14. ISBN 1-4398-5511-0.
^ «Searching for the Origins of Presolar Grains». Energy.gov. Retrieved 4 February 2023.
^ Paytan, Adina; Yao, Weiqi; Faul, Kristina; Gray, E.T. (2020). «Sulfur Isotope Stratigraphy». Geologic Time Scale. pp. 259–278. doi:10.1016/B978-0-12-824360-2.00009-7. ISBN 9780128243602.
^ «NASA Astrobiology». astrobiology.nasa.gov. Retrieved 4 February 2023.
^ Kim, Ik Soo; Kwak, Seung Im; Park, Ul Jae; Bang, Hong Sik; Han, Hyun Soo (1 July 2005). «Production of Sulfur-35 by the Cation Exchange Process».
^ «Sulfur-35 (35 S) safety information and specific handling precautions» (PDF). Yale Environmental Health & Safety.
^ Cameron, A. G. W. (1957). «Stellar Evolution, Nuclear Astrophysics, and Nucleogenesis» (PDF). CRL-41.
^ Mason, B. (1962). Meteorites. New York: John Wiley & Sons. p. 160. ISBN 978-0-908678-84-6.
^ Lopes, Rosaly M. C.; Williams, David A. (2005). «Io after Galileo». Reports on Progress in Physics. 68 (2): 303–340. Bibcode:2005RPPh…68..303L. doi:10.1088/0034-4885/68/2/R02. S2CID 44208045.
^ Rickwood, P. C. (1981). «The largest crystals» (PDF). American Mineralogist. 66: 885–907.
^ Kutney, Gerald (2007). Sulfur: history, technology, applications & industry. Toronto: ChemTec Publications. p. 43. ISBN 978-1-895198-37-9. OCLC 79256100.
^ C. E. J. de Ronde, W. W. Chadwick Jr, R. G. Ditchburn, R. W. Embley, V. Tunnicliffe, E. T. Baker. S. L. Walker. V. L. Ferrini, and S. M. Merle (2015): «Molten Sulfur Lakes of Intraoceanic Arc Volcanoes». Chapter of Volcanic Lakes (Springer), pages 261-288. doi:10.1007/978-3-642-36833-2 ISBN 978-3-642-36832-5
^ Klein, Cornelis and Cornelius S. Hurlbut, Jr., Manual of Mineralogy, Wiley, 1985, 20th ed., p. 265-6 ISBN 0-471-80580-7
^ «Sulphur: Mineral information, data and localities». www.mindat.org.
^ ^a ^b ^c ^d ^e Nehb, Wolfgang; Vydra, Karel (2006). «Sulfur». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH Verlag. doi:10.1002/14356007.a25_507.pub2. ISBN 978-3-527-30673-2.
^ Shriver, Atkins. Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. H. Freeman and Company, New York, 2010; pp 416
^ Fujimori, Toshihiko; Morelos-Gómez, Aarón; Zhu, Zhen; Muramatsu, Hiroyuki; Futamura, Ryusuke; Urita, Koki; Terrones, Mauricio; Hayashi, Takuya; Endo, Morinobu; Young Hong, Sang; Chul Choi, Young; Tománek, David; Kaneko, Katsumi (2013). «Conducting linear chains of sulphur inside carbon nanotubes». Nature Communications. 4: 2162. Bibcode:2013NatCo…4.2162F. doi:10.1038/ncomms3162. PMC 3717502. PMID 23851903.
^ Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 421.
^ Hasek, W. R. (1961). «1,1,1-Trifluoroheptane». Organic Syntheses. 41: 104. doi:10.1002/0471264180.os041.28.
^ Rutenberg, M. W.; Horning, E. C. (1950). «1-Methyl-3-ethyloxindole». Organic Syntheses. 30: 62. doi:10.15227/orgsyn.030.0062.
^ Vaughan, D. J.; Craig, J. R. «Mineral Chemistry of Metal Sulfides» Cambridge University Press, Cambridge (1978) ISBN 0-521-21489-0
^ ^a ^b Cremlyn R. J. (1996). An Introduction to Organosulfur Chemistry. Chichester: John Wiley and Sons. ISBN 0-471-95512-4.
^ Wilson, R. W.; Penzias, A. A.; Wannier, P. G.; Linke, R. A. (15 March 1976). «Isotopic abundances in interstellar carbon monosulfide». Astrophysical Journal. 204: L135–L137. Bibcode:1976ApJ…204L.135W. doi:10.1086/182072.
^ Banoub, Joseph (2011). Detection of Biological Agents for the Prevention of Bioterrorism. Detection of Biological Agents for the Prevention of Bioterrorism. NATO Science for Peace and Security Series A: Chemistry and Biology. p. 183. Bibcode:2011dbap.book…..B. doi:10.1007/978-90-481-9815-3. ISBN 978-90-481-9815-3. OCLC 697506461.
^ «Sulfur in the Bible (14 instances)». bible.knowing-jesus.com. Retrieved 19 May 2022.
^ Rapp, George Robert (4 February 2009). Archaeomineralogy. p. 242. ISBN 978-3-540-78593-4.
^ Odyssey, book 22, lines 480–495. www.perseus.tufts.edu. Retrieved on 16 August 2012.
^ Pliny the Elder on science and technology, John F. Healy, Oxford University Press, 1999, ISBN 0-19-814687-6, pp. 247–249.
^ ^a ^b ^c Zhang, Yunming (1986). «The History of Science Society: Ancient Chinese Sulfur Manufacturing Processes». Isis. 77 (3): 487. doi:10.1086/354207. S2CID 144187385.
^ Koch, Rudolf (1955). The book of signs : which contains all manner of symbols used from the earliest times to the Middle Ages by primitive peoples and early Christians. New York. ISBN 0-486-20162-7.
^ White, David Gordon (1996). The Alchemical Body — Siddha Traditions in Medieval India. Chicago: University of Chicago Press. pp. passim. ISBN 978-0-226-89499-7.
^ Lin, A. N.; Reimer, R. J.; Carter, D. M. (1988). «Sulfur revisited». Journal of the American Academy of Dermatology. 18 (3): 553–558. doi:10.1016/S0190-9622(88)70079-1. PMID 2450900.
^ Maibach, H. I.; Surber, C.; Orkin, M. (1990). «Sulfur revisited». Journal of the American Academy of Dermatology. 23 (1): 154–156. doi:10.1016/S0190-9622(08)81225-X. PMID 2365870.
^ Gupta, A. K.; Nicol, K. (2004). «The use of sulfur in dermatology». Journal of Drugs in Dermatology. 3 (4): 427–31. PMID 15303787.
^ Gupta, Aditya K; Nicol, Karyn (July–August 2004). «The Use of Sulfur in Dermatology». J Drugs Dermatol. 3 (4): 427–431. PMID 15303787.
^ Donovan, Arthur (1996). Antoine Lavoisier: Science, Administration and Revolution. Cambridge University Press. p. 66. ISBN 978-0-521-56672-8.
^ Poirier, Jean-Pierre (1998). Lavoisier: Chemist, Biologist, Economist. University of Pennsylvania Press. pp. 107–8. ISBN 978-0-8122-1649-3.
^ Riall, Lucy (1998). Sicily and the Unification of Italy: Liberal Policy and Local Power, 1859–1866. Oxford University Press. ISBN 9780191542619. Retrieved 7 February 2013.
^ Thomson, D. W. (April 1995). «Prelude to the Sulphur War of 1840: The Neapolitan Perspective». European History Quarterly. 25 (2): 163–180. doi:10.1177/026569149502500201. S2CID 145807900.
^ Botsch, Walter (2001). «Chemiker, Techniker, Unternehmer: Zum 150. Geburtstag von Hermann Frasch». Chemie in unserer Zeit (in German). 35 (5): 324–331. doi:10.1002/1521-3781(200110)35:5<324::AID-CIUZ324>3.0.CO;2-9.
^ Mass, Jennifer L; Anderson, Mark J (2003). «Pennsylvania German sulfur-inlaid furniture: characterization, reproduction, and ageing phenomena of the inlays». Measurement Science and Technology. 14 (9): 1598. doi:10.1088/0957-0233/14/9/311. ISSN 0957-0233. S2CID 250882259.
^ Kogel, Jessica (2006). Industrial minerals & rocks: commodities, markets, and uses (7th ed.). Colorado: Littleton. p. 935. ISBN 978-0-87335-233-8. OCLC 62805047.
^ «sulphur». Oxford English Dictionary (Online ed.). Oxford University Press. (Subscription or participating institution membership required.)
^ «So long sulphur». Nature Chemistry. 1 (5): 333. 4 August 2009. Bibcode:2009NatCh…1Q.333.. doi:10.1038/nchem.301. PMID 21378874.
^ McNaught, Alan (1991). «Journal style update». The Analyst. 116 (11): 1094. Bibcode:1991Ana…116.1094M. doi:10.1039/AN9911601094.
^ «sulphur – definition of sulphur in English». Oxford Dictionaries. Archived from the original on 20 November 2016. Retrieved 19 November 2016.
^ Riegel, Emil; Kent, James (2007). Kent and Riegel’s Handbook of Industrial Chemistry and Biotechnology. Vol. 1. p. 1171. Bibcode:2007karh.book……. ISBN 978-0-387-27842-1. OCLC 74650396.
^ Washington, Booker T. (1912). The Man Farthest Down: A Record of Observation and Study in Europe. Doubleday, Page. p. 214.
^ ^a ^b ^c Eow, John S. (2002). «Recovery of sulfur from sour acid gas: A review of the technology». Environmental Progress. 21 (3): 143–162. doi:10.1002/ep.670210312.
^ ^a ^b ^c Schreiner, Bernhard (2008). «Der Claus-Prozess. Reich an Jahren und bedeutender denn je». Chemie in unserer Zeit. 42 (6): 378–392. doi:10.1002/ciuz.200800461.
^ Hyndman, A. W.; Liu, J. K.; Denney, D. W. (1982). «Sulfur Recovery from Oil Sands». Sulfur: New Sources and Uses. ACS Symposium Series. Vol. 183. pp. 69–82. doi:10.1021/bk-1982-0183.ch005. ISBN 978-0-8412-0713-4.
^ ^a ^b Mohamed, Abdel-Mohsen Onsy; El-Gamal, Maisa M. (2010). Sulfur concrete for the construction industry: a sustainable development approach. Fort Lauderdale: J. Ross Publishing. pp. 104–105, 109. ISBN 978-1-60427-005-1. OCLC 531718953.
^ McElvaney, Kevin (25 February 2015). «The Men Who Mine Volcanos». The Atlantic. Retrieved 26 February 2015.
^ Apodaca, Lori E. (2012) Sulfur. Mineral Commodity Summaries. USGS
^ ^a ^b Apodaca, Lori E. «Mineral Yearbook 2010: Sulfur» (PDF). United States Geological Survey.
^ ^a ^b «FAQ — The Sulphur Institute». sulphurinstitute.org. The Sulphur Institute. 2020. Retrieved 27 February 2020.
^ Zhao, F.; Hawkesford, M. J.; McGrath, S. P. (1999). «Sulphur Assimilation and Effects on Yield and Quality of Wheat». Journal of Cereal Science. 30 (1): 1–17. doi:10.1006/jcrs.1998.0241.
^ Blake-Kalff, M. M. A. (2000). «Diagnosing sulfur deficiency in field-grown oilseed rape (Brassica napus L.) and wheat (Triticum aestivum L.)». Plant and Soil. 225 (1/2): 95–107. doi:10.1023/A:1026503812267. S2CID 44208638.
^ Ceccotti, S. P. (1996). «Plant nutrient sulphur-a review of nutrient balance, environmental impact and fertilizers». Fertilizer Research. 43 (1–3): 117–125. doi:10.1007/BF00747690. S2CID 42207099.
^ Glossary, United States: NASA Earth Observatory, acid rain, archived from the original on 13 December 2011, retrieved 15 February 2013
^ Every, Richard L.; et al. (20 August 1968). «Method for Preparation of Wettable Sulfur» (PDF). Retrieved 20 May 2010.
^ Hagers Handbuch der Pharmazeutischen Praxis (in German). Vol. 6B (4th ed.). Berlin–Heidelberg–New York: Springer. 1978. pp. 672–9. ISBN 978-3-540-07738-1.
^ Arzneibuch-Kommentar. Wissenschaftliche Erläuterungen zum Europäischen Arzneibuch und zum Deutschen Arzneibuch [Pharmacopoeia Commentary. Scientific annotations to the European Pharmacopoeia and the German Pharmacopoeia] (in German) (23rd ed.). Stuttgart: Wissenschaftliche Verlagsgesellschaft. 2004. Monographie Schwefel zum äußerlichen Gebrauch [Monograph Sulfur for external use]. ISBN 978-3-8047-2575-1.
^ Pai, Rahul (10 February 2022). «Stabilization of gamma sulfur at room temperature to enable the use of carbonate electrolyte in Li-S batteries». Communications Chemistry. 5. doi:10.1038/s42004-022-00626-2. PMID 36697747. S2CID 246704531.
^ «Sulphur and the Human Body». The Sulfur Institute. Retrieved 3 April 2021.
^ «What is the body made of?». New Scientist. Archived from the original on 3 November 2021. Retrieved 9 November 2021.
^ Helmenstine, Anne (3 February 2019). «Elemental Composition of the Human Body by Mass». ThoughtCo. Archived from the original on 13 April 2021. Retrieved 21 November 2021.
^ Parcell, Stephen (February 2002). «Sulfur in human nutrition and applications in medicine». Alternative Medicine Review. 7 (1): 22–44. ISSN 1089-5159. PMID 11896744.
^ Ingenbleek, Yves; Kimura, Hideo (July 2013). «Nutritional essentiality of sulfur in health and disease». Nutrition Reviews. 71 (7): 413–432. doi:10.1111/nure.12050. ISSN 1753-4887. PMID 23815141.
^ Dworkin, Martin (March 2012). «Sergei Winogradsky: a founder of modern microbiology and the first microbial ecologist». FEMS Microbiology Reviews. 36 (2): 364–379. doi:10.1111/j.1574-6976.2011.00299.x. ISSN 1574-6976. PMID 22092289.
^ Waksman, S. A.; Starkey, R. L. (20 January 1923). «On the Growth and Respiration of Sulfur-Oxidizing Bacteria». The Journal of General Physiology. 5 (3): 285–310. doi:10.1085/jgp.5.3.285. ISSN 0022-1295. PMC 2140527. PMID 19871997.
^ Pronk JT; Meulenberg R; Hazeu W; Bos P; Kuenen JG (1990). «Oxidation of reduced inorganic sulphur compounds by acidophilic thiobacilli». FEMS Microbiology Letters. 75 (2–3): 293–306. doi:10.1111/j.1574-6968.1990.tb04103.x.
^ Frigaard, Niels-Ulrik; Dahl, Christiane (1 January 2008), Poole, Robert K. (ed.), Sulfur Metabolism in Phototrophic Sulfur Bacteria, Advances in Microbial Physiology, vol. 54, Academic Press, pp. 103–200, doi:10.1016/S0065-2911(08)00002-7, ISBN 9780123743237, PMID 18929068, retrieved 17 May 2022
^ Cavanaugh, Colleen M. (1994). «Microbial Symbiosis: Patterns of Diversity in the Marine Environment». American Zoologist. 34: 79–89. doi:10.1093/icb/34.1.79.
^ Jones, Galen E.; Starkey, Robert L.; Feely, Herbert W.; Kulp, J. Laurence (22 June 1956). «Biological Origin of Native Sulfur in Salt Domes of Texas and Louisiana». Science. 123 (3208): 1124–1125. Bibcode:1956Sci…123.1124J. doi:10.1126/science.123.3208.1124. ISSN 0036-8075. PMID 17793426.
^ Philip, G.; Wali, A. M. A.; Aref, M. A. M. (1 September 1994). «On the origin of native sulfur deposits in Gebel El Zeit, Gulf of Suez, Egypt». Carbonates and Evaporites. 9 (2): 223–232. doi:10.1007/BF03175232. ISSN 1878-5212. S2CID 128827551.
^ «Petrography and mineralogy of the crystalline limestone of Fatha Formation from Mishraq area, Iraq». ResearchGate. Retrieved 15 April 2022.
^ Heldt, Hans-Walter (1996). Pflanzenbiochemie (in German). Heidelberg: Spektrum Akademischer Verlag. pp. 321–333. ISBN 978-3-8274-0103-8.
^ Kuenen, J. G.; Beudeker, R. F. (13 September 1982). «Microbiology of thiobacilli and other sulphur-oxidizing autotrophs, mixotrophs and heterotrophs». Philosophical Transactions of the Royal Society of London. Series B, Biological Sciences. 298 (1093): 473–497. Bibcode:1982RSPTB.298..473K. doi:10.1098/rstb.1982.0093. ISSN 0962-8436. PMID 6127737.
^ Wasmund, Kenneth; Mußmann, Marc; Loy, Alexander (August 2017). «The life sulfuric: microbial ecology of sulfur cycling in marine sediments: Microbial sulfur cycling in marine sediments». Environmental Microbiology Reports. 9 (4): 323–344. doi:10.1111/1758-2229.12538. PMC 5573963. PMID 28419734.
^ Gutiérrez-Preciado, A.; Romero, H.; Peimbert, M. (2010). «An Evolutionary Perspective on Amino Acids». Nature Education. 3(9):29.
^ Alberts, Bruce; Johnson, Alexander; Lewis, Julian; Raff, Martin; Roberts, Keith; Walter, Peter (2002). Molecular Biology of the Cell. 4th edition. New York: Garland Science. ISBN 978-0-8153-3218-3.
^ Arnér, Elias S. J.; Holmgren, Arne (25 December 2001). «Physiological functions of thioredoxin and thioredoxin reductase: Thioredoxin and thioredoxin reductase». European Journal of Biochemistry. 267 (20): 6102–6109. doi:10.1046/j.1432-1327.2000.01701.x. PMID 11012661.
^ «Lysozyme». Drugs.com. Retrieved 19 May 2022.
^ Nelson, D. L.; Cox, M. M. (2000). Lehninger, Principles of Biochemistry (3rd ed.). New York: Worth Publishing. ISBN 978-1-57259-153-0.
^ Selhub, J. (1 July 1999). «Homocysteine metabolism». Annual Review of Nutrition. 19 (1): 217–246. doi:10.1146/annurev.nutr.19.1.217. ISSN 0199-9885. PMID 10448523.
^ Huxtable, R. J. (1 January 1992). «Physiological actions of taurine». Physiological Reviews. 72 (1): 101–163. doi:10.1152/physrev.1992.72.1.101. ISSN 0031-9333. PMID 1731369.
^ «The Function of Biotin». www.chem.uwec.edu. Retrieved 10 June 2022.
^ Edwards, Katie A. «Thiamine Biochemistry». thiamine.dnr.cornell.edu. Retrieved 10 June 2022.
^ Thauer, R. K. (1998). «Biochemistry of methanogenesis: a tribute to Marjory Stephenson:1998 Marjory Stephenson Prize Lecture». Microbiology. 144 (9): 2377–2406. doi:10.1099/00221287-144-9-2377. PMID 9782487.
^ Pace, Nicholas J.; Weerapana, Eranthie (17 April 2014). «Zinc-binding cysteines: diverse functions and structural motifs». Biomolecules. 4 (2): 419–434. doi:10.3390/biom4020419. ISSN 2218-273X. PMC 4101490. PMID 24970223.
^ Giles, Niroshini M; Watts, Aaron B; Giles, Gregory I; Fry, Fiona H; Littlechild, Jennifer A; Jacob, Claus (1 August 2003). «Metal and Redox Modulation of Cysteine Protein Function». Chemistry & Biology. 10 (8): 677–693. doi:10.1016/S1074-5521(03)00174-1. ISSN 1074-5521. PMID 12954327.
^ Lippard, S. J.; Berg, J. M. (1994). Principles of Bioinorganic Chemistry. University Science Books. ISBN 978-0-935702-73-6.
^ Mladenović, Dušan; Radosavljević, Tatjana; Hrnčić, Dragan; Rasic-Markovic, Aleksandra; Stanojlović, Olivera (26 July 2019). «The effects of dietary methionine restriction on the function and metabolic reprogramming in the liver and brain — implications for longevity». Reviews in the Neurosciences. 30 (6): 581–593. doi:10.1515/revneuro-2018-0073. ISSN 2191-0200. PMID 30817309. S2CID 73470156.
^ Binz, Regina L.; Sadhukhan, Ratan; Miousse, Isabelle R.; Garg, Sarita; Koturbash, Igor; Zhou, Daohong; Hauer-Jensen, Martin; Pathak, Rupak (27 February 2021). «Dietary Methionine Deficiency Enhances Genetic Instability in Murine Immune Cells». International Journal of Molecular Sciences. 22 (5): 2378. doi:10.3390/ijms22052378. ISSN 1422-0067. PMC 7956689. PMID 33673497.
^ Karakas, Erkan; Kisker, Caroline (18 October 2005). «Structural analysis of missense mutations causing isolated sulfite oxidase deficiency». Dalton Transactions (21): 3459–3463. doi:10.1039/B505789M. ISSN 1477-9234. PMID 16234925.
^ «Sulfur 84683». S.
^ «Chemical Datasheet. SULFUR, MOLTEN».
^ «Sulfur General Fact Sheet». npic.orst.edu. Retrieved 2 September 2022.
^ Schwartz, Steven M.; Carroll, Hugh M.; Scharschmidt, Linda A. (1 July 1986). «Sublimed (Inorganic) Sulfur Ingestion: A Cause of Life-Threatening Metabolic Acidosis With a High Anion Gap». Archives of Internal Medicine. 146 (7): 1437–1438. doi:10.1001/archinte.1986.00360190229034. ISSN 0003-9926. PMID 3718141.
^ Blum, J. Eric; Coe, Fredric L. (13 January 2010). «Metabolic Acidosis after Sulfur Ingestion». New England Journal of Medicine. 297 (16): 869–870. doi:10.1056/nejm197710202971606. PMID 904661. Retrieved 2 September 2022.
^ «Formal Toxicity Summary for SULFATE». rais.ornl.gov. Retrieved 19 April 2022.
^ «Frequently asked questions about elemental sulfur» (PDF). Florida Department of Agriculture and Consumer Services.
^ Speight, James G. (3 July 2019). «Chemicals from Non-hydrocarbons». Handbook of Petrochemical Processes. Boca Raton: CRC Press. p. 375. doi:10.1201/9780429155611. ISBN 978-0-429-15561-1. S2CID 197449309.
^ Global Health and Education Foundation (2007). «Conventional Coagulation-Flocculation-Sedimentation». Safe Drinking Water is Essential. National Academy of Sciences. Archived from the original on 7 October 2007. Retrieved 1 December 2007.
^ Kvech S, Edwards M (2002). «Solubility controls on aluminum in drinking water at relatively low and high pH». Water Research. 36 (17): 4356–4368. doi:10.1016/S0043-1354(02)00137-9. PMID 12420940.
^ Krupińska, Izabela (2 February 2020). «Aluminium Drinking Water Treatment Residuals and Their Toxic Impact on Human Health». Molecules. 25 (3): 641. doi:10.3390/molecules25030641. ISSN 1420-3049. PMC 7037863. PMID 32024220.
^ Brückle, Irene (September 1993). «The Role of Alum in Historical Papermaking». cool.culturalheritage.org. Retrieved 19 April 2022.
^ Baker, Colin (1 March 2007). «The dehydration of sucrose». Education in Chemistry. Royal Society of Chemistry. Retrieved 14 June 2018.
^ «Hydrogen Sulfide Toxicity: Practice Essentials, Pathophysiology, Etiology». Medscape. 30 March 2017 – via eMedicine.
^ Summers, Vincent (8 April 2017). «Hydrogen Sulfide or Hydrogen Cyanide: Which is More Dangerous?». Quirky Science. Retrieved 23 August 2022.
^ «Hydrogen Sulfide — Hazards | Occupational Safety and Health Administration». www.osha.gov. Retrieved 23 August 2022.

External links[edit]

Sulfur at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
Atomic Data for Sulfur, NIST Physical Measurement Laboratory
Sulfur phase diagram Archived 23 February 2010 at the Wayback Machine, Introduction to Chemistry for Ages 13–17
Crystalline, liquid and polymerization of sulfur on Vulcano Island, Italy
Sulfur and its use as a pesticide
The Sulphur Institute
Nutrient Stewardship and The Sulphur Institute

Источник

Сера — химический элемент № (16). Она расположена в VIА группе третьем периоде Периодической системы.

S16+16)2e)8e)6e

На внешнем слое атома серы содержатся шесть валентных электронов. До завершения внешнего слоя не хватает двух электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом сера проявляет степень окисления (–2). При взаимодействии с более электроотрицательными элементами (кислородом, галогенами) сера образует соединения, в которых её степень окисления положительная ((+4) или (+6)).

В земной коре сера встречается в самородном виде или в виде минералов и горных пород: (пирит —

FeS2

, цинковая обманка —

ZnS

, свинцовый блеск —

PbS

, гипс —

CaSO4⋅2H2O

, глауберова соль —

Na2SO4⋅10H2O


Рис. (1). Самородная сера	Рис. (2). Пирит

Сера относится к макроэлементам живых организмов. Она содержится в белках. Больше всего серы в белках, которые образуют шерсть, волосы, рога. Входит она также в состав некоторых витаминов и гормонов.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Обычно мы имеем дело с кристаллической серой, которая состоит из восьмиатомных циклических молекул.

Рис. (3). Модель молекулы серы

Молекулы образуют кристаллы разного строения, и поэтому существуют аллотропные видоизменения: ромбическая и моноклинная сера. Обе модификации представляют собой жёлтые легкоплавкие вещества. Температуры плавления их несколько различаются ((+112,8) °С и (+119,3) °С).

Рис. (4). Сера

При нагревании сера плавится, превращается в лёгкую жидкость, а затем начинает темнеть и становится вязкой. Образуется пластическая сера, состоящая из длинных линейных молекул.

В воде сера не растворяется и ею не смачивается. Поэтому порошок серы не тонет вводе, несмотря на более высокую плотность ((2,07) г/см³). Такое явление называется флотацией.

Подожжённая сера реагирует с кислородом, и образуется сернистый газ. Сера в этой реакции — восстановитель.

Окислительные свойства сера проявляет в реакциях с металлами и водородом.

С активными металлами и ртутью реагирует при комнатной температуре:

При нагревании сера вступает в реакцию с большинством металлов — железом, алюминием, цинком и другими, кроме золота и платины.

В реакциях с металлами образуются сульфиды.

При повышенной температуре сера реагирует с водородом. Образуется сероводород:

Используется в химической промышленности для производства серной кислоты;
находит применение в сельском хозяйстве для обеззараживания помещений;
входит в состав некоторых мазей;
используется в производстве спичек и бумаги;
с её помощью каучук превращают в резину;
входит в состав взрывчатых веществ.

Источники:

Рис. 1. Самородная сера https://image.shutterstock.com/image-photo/raw-sulphur-sulfur-ore-cutout-600w-1646293537.jpg

Рис. 2. Пирит https://www.shutterstock.com/ru/image-photo/pyrite-mineral-sulfide-group-1734246830

Рис. 4. Сера https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/44/Sulfur-sample.jpg/1280px-Sulfur-sample.jpg

Источник

S, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева; атомный номер 16, атомная масса 32,06. Природная С. состоит из четырёх стабильных изотопов: ³²S (95,02%), ³³S (0,75%), ³⁴S (4,21%), ³⁶S (0,02%). Получены также искусственные радиоактивные изотопы ³¹S (T_1/2 = 2,4 сек), ³⁵S (T_1/2 = 87,1 cym), ³⁷S (T_1/2 = 5,04 мин).

Историческая справка. С. в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времён. Она упоминается в Библии, поэмах Гомера и др. С. входила в состав «священных» курений при религиозных обрядах; считалось, что запах горящей С. отгоняет злых духов. С. давно стала необходимым компонентом зажигательных смесей для военных целей, например «греческого огня» (10 в. н. э.). Около 8 в. в Китае стали использовать С. в пиротехнических целях. Издавна С. и её соединениями лечили кожные заболевания. В период арабской алхимии возникла гипотеза, согласно которой С. (начало горючести) и ртуть (начало металличности) считали составными частями всех металлов. Элементарную природу С. установил А. Л. Лавуазье и включил её в список неметаллических простых тел (1789). В 1822 Э. Мичерлих обнаружил аллотропию С.

Распространение в природе. С. относится к весьма распространённым химическим элементам (кларк 4,7·10^-2); встречается в свободном состоянии (Сера самородная) и в виде соединений — сульфидов, полисульфидов, сульфатов (см. Сульфиды природные, Сульфаты природные, Сульфидные руды). Вода морей и океанов содержит сульфаты натрия, магния, кальция. Известно более 200 минералов С., образующихся при эндогенных процессах. В биосфере образуется свыше 150 минералов С. (преимущественно сульфатов); широко распространены процессы окисления сульфидов до сульфатов, которые в свою очередь восстанавливаются до вторичного H₂S и сульфидов. Эти реакции происходят при участии микроорганизмов. Многие процессы биосферы приводят к концентрации С. — она накапливается в гумусе почв, углях, нефти, морях и океанах (8,9·10^-2%), подземных водах, в озёрах и солончаках. В глинах и сланцах С. в 6 раз больше, чем в земной коре в целом, в гипсе — в 200 раз, в подземных сульфатных водах — в десятки раз. В биосфере происходит круговорот С.: она приносится на материки с атмосферными осадками и возвращается в океан со стоком. Источником С. в геологическом прошлом Земли служили главным образом продукты извержения вулканов, содержащие SO₂ и H₂S. Хозяйственная деятельность человека ускорила миграцию С.; интенсифицировалось окисление сульфидов.

Физические и химические свойства. С. — твёрдое кристаллическое вещество, устойчивое в виде двух аллотропических модификаций. Ромбическая α-S лимонно-жёлтого цвета, плотность 2,07 г/см³, t_пл 112,8 °С, устойчива ниже 95,6°С; моноклинная β-S медово-жёлтого цвета, плотность 1,96 г/см³, t_пл 119,3 °С, устойчива между 95,6 °С и температурой плавления. Обе эти формы образованы восьмичленными циклическими молекулами S₈ с энергией связи S — S 225,7 кдж/моль.

При плавлении С. превращается в подвижную жёлтую жидкость, которая выше 160 °С буреет, а около 190 °С становится вязкой тёмно-коричневой массой. Выше 190°С вязкость уменьшается, а при 300 °С С. вновь становится жидкотекучей. Это обусловлено изменением строения молекул: при 160 °С кольца S₈ начинают разрываться, переходя в открытые цепи; дальнейшее нагревание выше 190 °С уменьшает среднюю длину таких цепей.

Если расплавленную С., нагретую до 250—300 °С, влить тонкой струей в холодную воду, то получается коричнево-жёлтая упругая масса (пластическая С.). Она лишь частично растворяется в сероуглероде, в осадке остаётся рыхлый порошок. Растворимая в CS₂ модификация называется λ-S, а нерастворимая — μ-S. При комнатной температуре обе эти модификации превращаются в устойчивую хрупкую α-S. t_kип С. 444,6 °С (одна из стандартных точек международной температурной шкалы). В парах при температуре кипения, кроме молекул S₈, существуют также S₆, S₄ и S₂. При дальнейшем нагревании крупные молекулы распадаются, и при 900°С остаются лишь S₂, которые приблизительно при 1500°С заметно диссоциируют на атомы. При замораживании жидким азотом сильно нагретых паров С. получается устойчивая ниже — 80°С пурпурная модификация, образованная молекулами S₂.

С. — плохой проводник тепла и электричества. В воде она практически нерастворима, хорошо растворяется в безводном аммиаке, сероуглероде и в ряде органических растворителей (фенол, бензол, дихлорэтан и др.).

Конфигурация внешних электронов атома S 3s²3p ⁴. В соединениях С. проявляет степени окисления -2, +4, +6.

С. химически активна и особенно легко при нагревании соединяется почти со всеми элементами, за исключением N₂, I₂, Au, Pt и инертных газов. СO₂ на воздухе выше 300 °С образует окислы: SO₂ — Сернистый ангидрид и SO₃ — Серный ангидрид, из которых получают соответственно сернистую кислоту (См. Сернистая кислота) и серную кислоту (См. Серная кислота), а также их соли Сульфиты и Сульфаты (см. также Тиокислоты и Тиосульфаты). Уже на холоду S энергично соединяется с F₂, при нагревании реагирует с Cl₂ (см. Серы фториды, Серы хлориды); с бромом С. образует только S₂Br₂, иодиды серы неустойчивы. При нагревании (150 — 200 °С) наступает обратимая реакция с H₂ с получением сернистого водорода (См. Сернистый водород). С. образует также многосернистые водороды общей формулы H₂S_x, т. н. сульфаны. Известны многочисленные Сераорганические соединения.

При нагревании С. взаимодействует с металлами, образуя соответствующие сернистые соединения (сульфиды) и многосернистые металлы (полисульфиды). При температуре 800—900 °С пары С. реагируют с углеродом, образуя Сероуглерод CS₂. Соединения С. с азотом (N₄S₄ и N₂S₅) могут быть получены только косвенным путём.

Получение. Элементарную С. получают из серы самородной, а также окислением сернистого водорода и восстановлением сернистого ангидрида. О способах добычи С. см. Серные руды. Источник сернистого водорода для производства С. — коксовые, природные газы, газы крекинга нефти. Разработаны многочисленные методы переработки H₂S; наибольшее значение имеют следующие: 1) H₂S извлекают из газов раствором моногидротиоарсената натрия:

Na₂HAsS₂ + H₂S = Na₂HAsS₃O + H₂O.

Затем продувкой воздуха через раствор осаждают С. в свободном виде:

NaHAsS₃O + 1/2 O₂ = Na₂HAsS₂O₂ + S.

2) H₂S выделяют из газов в концентрированном виде. Затем его основная масса окисляется кислородом воздуха до С. и частично до SO₂. После охлаждения H₂S и образовавшиеся газы (SO₂, N₂, CO₂) поступают в два последовательных конвертора, где в присутствии катализатора (активированный боксит или специально изготовляемый алюмогель) происходит реакция:

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂O.

В основе получения С. из SO₂ лежит реакция восстановления его углём или природными углеводородными газами. Иногда это производство сочетается с переработкой пиритных руд.

В 1972 элементарной С. в мире (без социалистических стран) произведено 32,0 млн. т; основная масса её добывалась из природных самородных руд. В 70-е гг. 20 в. первостепенное значение (в связи с открытием крупных месторождений сероводородсодержащих топливных газов) приобретают методы получения С. из H₂S.

Сорта С. Выплавленная непосредственно из серных руд С. называется природной комовой; полученная из H₂S и SO₂ — газовой комовой. Природная комовая С., очищенная перегонкой, называется рафинированной. Сконденсированная из паров при температуре выше точки плавления в жидком состоянии и затем разлитая в формы — черенковой С. При конденсации С. ниже точки плавления на стенках конденсационных камер образуется мелкий порошок С. — серный цвет. Особо высокодисперсная С. носит название коллоидной.

Применение. С. применяется в первую очередь для получения серной кислоты: в бумажной промышленности (для получения сульфитцеллюлозы); в сельском хозяйстве (для борьбы с болезнями растений, главным образом винограда и хлопчатника); в резиновой промышленности (вулканизующий агент); в производстве красителей и светящихся составов; для получения чёрного (охотничьего) пороха; в производстве спичек.

И. К. Малина.

В медицинской практике применение С. основано на её способности при взаимодействии с органическими веществами организма образовывать сульфиды и пентатионовую кислоту, от присутствия которых зависят кератолитические (растворяющие — от греч. kéras — рог и lytikós — растворяющий), противомикробные и противопаразитарные эффекты. С. входит в состав Вилькинсона мази (См. Вилькинсона мазь) и других препаратов, применяемых для лечения чесотки. Очищенную и осажденную С. употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз и др.); в порошке — при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах — для пиротерапии (См. Пиротерапия) прогрессивного паралича и др.

Сера в организме. В виде органических и неорганических соединений С. постоянно присутствует во всех живых организмах и является важным биогенным элементом (См. Биогенные элементы). Её среднее содержание в расчёте на сухое вещество составляет: в морских растениях около 1,2%, наземных — 0,3%, в морских животных 0,5—2%, наземных — 0,5%. Биологическая роль С. определяется тем, что она входит в состав широко распространённых в живой природе соединений: аминокислот (Метионин, Цистеин), и следовательно белков и пептидов; коферментов (кофермент (См. Коферменты) А, Липоевая кислота), витаминов (Биотин, Тиамин), Глутатиона и другие Сульфгидрильные группы (— SH) остатков цистеина играют важную роль в структуре и каталитическая активности многих ферментов. Образуя дисульфидные связи (— S — S —) внутри отдельных полипептидных цепей и между ними, эти группы участвуют в поддержании пространственной структуры молекул белков. У животных С. обнаружена также в виде органических сульфатов и сульфокислот — хондроитинсерной кислоты (См. Хондроитинсерные кислоты) (в хрящах и костях), таурохолиевой кислоты (в жёлчи), Гепарина, Таурина. В некоторых железосодержащих белках (например, ферродоксинах) С. обнаружена в форме кислотолабильного сульфида. С. способна к образованию богатых энергией связей в макроэргических соединениях (См. Макроэргические соединения).

Неорганические соединения С. в организмах высших животных обнаружены в небольших количествах, главным образом в виде сульфатов (в крови, моче), а также роданидов (в слюне, желудочном соке, молоке, моче). Морские организмы богаче неорганическими соединениями С., чем пресноводные и наземные. Для растений и многих микроорганизмов сульфат (SO₄^2-) наряду с фосфатом и нитратом служит важнейшим источником минерального питания. Перед включением в органические соединения С. претерпевает изменения в валентности и превращается затем в органическую форму в своём наименее окисленном состоянии; т. о. С. широко участвует в окислительно-восстановительных реакциях в клетках. В клетках сульфаты, взаимодействуя с аденозинтрифосфатом (АТФ), превращаются в активную форму — аденилилсульфат:

Катализирующий эту реакцию фермент — сульфурилаза (АТФ: сульфат — адснилилтрансфераза) широко распространён в природе. В такой активированной форме сульфонильная группа подвергается дальнейшим превращениям — переносится на др. акцептор или восстанавливается.

Животные усваивают С. в составе органических соединений. Автотрофные организмы получают всю С., содержащуюся в клетках, из неорганических соединений, главным образом в виде сульфатов. Способностью к автотрофному усвоению С. обладают высшие растения, многие водоросли, грибы и бактерии. (Из культуры бактерий был выделен специальный белок, осуществляющий перенос сульфата через клеточную мембрану из среды в клетку.) Большую роль в круговороте С. в природе играют микроорганизмы — Десульфурирующие бактерии и Серобактерии. Многие разрабатываемые месторождения С. — биогенного происхождения. С. входит в состав антибиотиков (Пенициллины, Цефалоспорины); её соединения используются в качестве радиозащитных средств (См. Радиозащитные средства), средств защиты растений.

Л. И. Беленький.

Лит.: Справочник сернокислотчика, под ред. К. М. Малина, 2 изд., М., 1971; Природная сера, под ред. М. А. Менковского, М., 1972; Некрасов Б. В., Основы обшей химии, 3 изд., т. 1, М., 1973; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1972; Янг Л., Моу Д ж., Метаболизм соединений серы, пер. с англ., М., 1961; Горизонты биохимии, пер. с англ., М., 1964; Биохимия растений, пер. с англ., М., 1968, гл. 19; Торчинский Ю. М., Сульфгидрильные и дисульфидные группы белков, М., 1971; Дегли С., Никольсон Д., Метаболические пути, пер. с англ., М., 1973.

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия.
1969—1978.

Источник

Сера – химический элемент, располагается в периодической системе Менделеева под номером 16 и обозначается символом S (от лат. sulfur). Элементарная природы серы была установлена в 1777 году французским ученым и химиком Антуаном Лавуазье. Сера закипает при температуре в 444 градусов по Цельсию. При плавке переходит из твердого состояния в жидкое, меняя постепенно свой окрас, в зависимости от градации температуры плавления. К примеру, достигая отметки в 160 градусов Цельсия, этот химический элемент меняет свой окрас из желтого цвета в бурый, а нагреваясь до отметки в 190 градусов – цвет изменяется на темно-коричневый. Достигая температурного режима в 190 градусов, сера утрачивает вязкость структуры, понемногу становясь более жидкой. Окончательно жидкотекучим элемент становится при нагреве его до 300 градусов.

Помимо возможности переходить из твердого состояния в жидкое сера имеет ряд иных интересных особенностей. Так, она имеет отрицательную теплопроводимость и совершенно не проводит электрический ток. Абсолютно не растворяется в воде, однако отлично растворяется в жидкостях, не имеющими в своей структуре молекул воды (например, в аммиаке). Хорошо взаимодействует с растворителями и сероуглеродом, которые характеризуются органической природой. Также, к описанию сульфура можно добавить ее химическую изюминку. По своей природе, сера активна и может отлично вступать в химическую реакцию при нагреве с любым химическим элементом. Может взаимодействовать с такими веществами как:

ртуть – при комнатной температуре, вступает с ней в реакцию;
с металлами – создает сульфиды и является в то же время окислителем;
кислород – нагреваясь до температурной отметки в 280 градусов Цельсия, образовывает объединения оксидов;
фтор – в тандеме с этим веществом, сера показывает себя как восстановитель;
фосфор или углерод – в условиях отсутствия подачи воздуха, сера показывает себя как окислитель.

Исторические сведения

Химический элемент сера в своем самородном состоянии или в виде сернистых соединений, была известна человечеству еще много тысяч лет назад. Её уникальные свойства упоминаются не только на священных страницах Библии и Торы, но в поэмах Гомера и других источниках. Благодаря своим свойствам, серу использовали при всевозможных ритуальных и религиозных обрядах. Сера была одним из немаловажных компонентов «священных» курений, которые использовали как для изгнания духов, так и для их призыва. Ее использовали чтобы «одурманивать пришедших», используя серу в соединении со ртутью, древние шаманы полагали, что в горящем состоянии она способна отталкивать и изгонять демонов, духов и прочую нечистую силу.

Сера стала неотъемлемой частицей в создании и использовании «греческого огня», применяемого в создании зажигательных смесей для военных целей. В Китае, около 8 века, серу использовали как пиротехническое средство, ее точную формулу держали под запретом, ее распространение каралось смертной казнью.

Бытовало мнение, что сера (как начало горючести) и ртуть (как символ начала металличности) являются основными составляющими всех металлов. Такая гипотеза имела место в арабской алхимии.

Кроме того, Серой длительное время лечили кожные заболевания, считая такой метод наиболее эффективным в медицине.

Применение серы

Сфера применения серы достаточна многогранна и разнообразна. В первую очередь, сера используется в химической промышленности для создания серной кислоты; в сельском хозяйстве (для создания средств, помогающих в борьбе с вредителями и болезнями растений, в основном винограда и хлопчатника). Нашла свое применение сера также в производстве резины, она используется при изготовлении спичек, входит в состав красителей и люминесцентных составов. В медицине серу используют в грязевых ваннах; так называемая бальнеотерапия (от латинского “замачивать в воде”) – помогает в лечении артрита и кожных заболеваний. Научно не доказано, но также серу применяют для лечения астмы, хотя многие ученые полагают, что именно пары серы способны провоцировать появление заболеваний дыхательных путей.

Сера в продуктах питания

Серой богаты такие продукты, как например:

крыжовник,
виноград,
хлебобулочные изделия,
чеснок,
спаржа,
лук,
капуста,
постная говядина,
куриные яйца,
молочные продукты,
злаковые культуры и т.д.

Недостаток серы в организме

Недостаток серы в человеческом организме (при суточной норме потребления в 4-6 мг) проявляется в виде таких заболеваний как:

выпадение волос или полное облысение,
болезни почек,
различные аллергии,
тусклость и ломкость волос,
боли в суставах,
запоры,
ломкость ногтей,
тахикардия.

Интересные и познавательные факты о сере

Сера является важнейшим элементом в организме человека, так как принимает участие в строении клеток, хрящевой ткани, нервных волокон. Также участвует в обменных процессах. Показывает себя как отличный стабилизатор работы и координации нервной системы. Сульфур уравновешивает уровень сахара в крови, что очень полезно для людей страдающих от диабета.

Сера уменьшает боли в суставах и хрящах, помогает выводить желчь. Также оказывает на организм противовоспалительный эффект, используется для регенерации тканей. Помогает укреплению мышечной ткани растущего организма.

Сама по себе сера не имеет запаха, однако при соединении с другими компонентами выделяет запах протухших яиц.

Как мы можем видеть, такая незаметная и обыденная на первый взгляд сера является незаменимым компонентом в полноценной жизни человека благодаря своему широкому спектру применения. Без серы, наша жизнь утратила свои блага, здоровье стало б не столь крепким.

Источник

Сера

Положение в периодической системе химических элементов

Электронное строение серы

Физические свойства и нахождение в природе

Соединения серы

Способы получения серы

Химические свойства серы

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения сероводорода

Химические свойства сероводорода

Сульфиды

Способы получения сульфидов

Химические свойства сульфидов

Оксиды серы

Оксид серы (IV)

Оксид серы (VI)

Серная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Способы получения

Химические свойства

Сернистая кислота

Химические свойства

Соли серной кислоты – сульфаты

Characteristics[edit]

Physical properties[edit]

Chemical properties[edit]

Allotropes[edit]

Isotopes[edit]

Natural occurrence[edit]

Compounds[edit]

Electron transfer reactions[edit]

Hydrogenation[edit]

Combustion[edit]

Halogenation[edit]

Pseudohalides[edit]

Metal sulfides[edit]

Organic compounds[edit]

History[edit]

Antiquity[edit]

Modern times[edit]

Spelling and etymology[edit]

Production[edit]

Applications[edit]

Sulfuric acid[edit]

Other important sulfur chemistry[edit]

Fertilizer[edit]

Fungicide and pesticide[edit]

Pharmaceuticals[edit]

Batteries[edit]

Biological role[edit]

Transferring sulfur between inorganic and biomolecules[edit]

Protein and organic metabolites[edit]

Metalloproteins and inorganic cofactors[edit]

Deficiency[edit]

Precautions[edit]

Toxicity of sulfur compounds[edit]

See also[edit]

References[edit]

Further reading[edit]

External links[edit]

Characteristics[edit]

Physical properties[edit]

Chemical properties[edit]

Allotropes[edit]

Isotopes[edit]

Natural occurrence[edit]

Compounds[edit]

Electron transfer reactions[edit]

Hydrogenation[edit]

Combustion[edit]

Halogenation[edit]

Pseudohalides[edit]

Metal sulfides[edit]

Organic compounds[edit]

History[edit]

Antiquity[edit]

Modern times[edit]

Spelling and etymology[edit]

Production[edit]