Referat Chemie Referat - Schwefel (Symbol S), Eigenschaften, Vorkommen, Verwendung, Produktion

Chemie Referat

Schwefel (Symbol S), geschmack- und geruchloses, hellgelbes nichtmetallisches Element. Schwefel steht in der 6. Hauptgruppe des Periodensystems. Seine Ordnungszahl ist 16, die relative Atommasse 32,064.

Eigenschaften

Alle Schwefelmodifikationen sind in Wasser unlöslich, die kristallinen Formen lösen sich in Schwefelkohlenstoff. Gewöhnlicher Schwefel geht beim Schmelzen in eine strohfarbene Flüssigkeit über, die sich bei weiterer Wärmezufuhr dunkler färbt und schließlich siedet. Kühlt man geschmolzenen Schwefel langsam ab, so ändern sich seine physikalischen Eigenschaften in Abhängigkeit von Temperatur und Druck. Schwefel existiert in einer Vielzahl von Formen, die man allotrope Modifikationen nennt. Dazu gehören die Flüssigkeiten   und verschiedene feste Modifikationen, von denen der rhombische Schwefel und der monokline Schwefel die bekanntesten sind . Die stabilste Modifikation des Elements ist der rhombische Schwefel Rhombischer Schwefel ist wenig löslich in Alkohol und Ether, aber sehr leicht löslich in Schwefelkohlenstoff. Erhitzt man Schwefel fast bis zu seinem Siedepunkt von 444,6 °C und schreckt ihn mit kaltem Wasser ab, so bildet sich eine durchsichtige, klebrige, elastische Substanz, die man amorphen oder plastischen Schwefel nennt. .

Vorkommen

Schwefel steht in seiner Häufigkeit an 16. Stelle unter den in der Erdkruste vorkommenden Elementen. Sowohl in elementarem als auch in gebundenem Zustand ist er weit verbreitet. Er ist z. B. in Senf, Eiern, Haar, Proteinen und Knoblauchöl enthalten. Die jährliche Weltproduktion an elementarem Schwefel betrug zu Anfang der neunziger Jahre etwa 52,7 Millionen Tonnen.

Gewinnung

Es gibt verschiedene Methoden, um elementaren Schwefel zu gewinnen. Auf Sizilien wird schwefelhaltiges Gestein in großen Meilern oder Ringöfen ausgeschmolzen. Der so gewonnene Rohschwefel kann mittels Erwärmen weiter gereinigt werden: Unterhalb der Schmelztemperatur gelangt der Dampf in eine große Ziegelkammer, wo er an den Wänden als feines Pulver kondensieren kann, das man Schwefelblüte oder -blume nennt. Ein anderes Gewinnungsverfahren für Schwefel ist das Frasch-Verfahren. Es wurde 1891 von dem amerikanischen Chemiker Herman Frasch erfunden und wird bei Lagerstätten in Tiefen von etwa 275 Metern oder tiefer unter der Erdoberfläche (z. B. in Louisiana und Texas) angewandt. Bei dieser Methode werden vier konzentrische Rohre, von denen das größte einen Durchmesser von 20 Zentimetern hat, in die schwefelhaltigen Schichten getrieben. Durch die äußeren Rohre preßt man überhitzten Wasserdampf (175 °C), und der Schwefel schmilzt. Wenn eine genügend große Menge an geschmolzenem Schwefel zusammengekommen ist, preßt man heiße Luft durch das innerste Rohr nach unten. Diese bildet mit dem geschmolzenen Schwefel einen Schaum, der dann durch das verbleibende freie Rohr an die Oberfläche gedrückt wird. Man läßt den Schwefel in hölzerne Behälter laufen und erstarren. Das Produkt besteht zu etwa 99,5 Prozent aus reinem Schwefel.

Verwendung

Schwefel braucht man zur Fabrikation von Zündhölzern, Gummi, Farbstoffen und Schießpulver. Aber die Hauptmenge des Schwefels wird zur Schwefelsäureherstellung verbraucht. Schwefelsäure ist eine der wichtigsten Industriechemikalien, da sie nicht nur zur Herstellung schwefelhaltiger Verbindungen, sondern auch zur Produktion zahlreicher anderer Stoffe, die selbst gar keinen Schwefel enthalten (z. B. von Phosphorsäure), verwendet wird.

Schwefelsäure (H₂SO₄), ist in jedem Verhältnis in Wasser löslich. Vermischt man Schwefelsäure mit Wasser, so kann eine derart beträchtliche Wärmemenge frei werden, daß die Mischung anfängt zu kochen. Im ungünstigsten Fall kocht die Säuremischung über und wird verspritzt. Deshalb darf man beim Verdünnen Säuren immer nur in kaltes Wasser gießen - niemals umgekehrt! Die konzentrierte Säure zerstört organisches Material (z. B. Haut und Fleisch). Sie kann Blindheit verursachen, wenn sie in die Augen gelangt.   Die Säure ist seit vielen Jahren von wirtschaftlicher Bedeutung.

Eigenschaften

Schwefelsäure ist eine starke Säure, d. h., sie wandelt sich in wäßriger Lösung hauptsächlich in Wasserstoffionen (H⁺) und Sulfationen (SO₄^2-) um. Jedes Molekül liefert zwei H⁺-Ionen, deshalb ist Schwefelsäure zweibasisch. Verdünnte Lösungen der Schwefelsäure zeigen das für Säuren typische Verhalten. Sie schmecken sauer, leiten Elektrizität, neutralisieren Alkalien und korrodieren unedle Metalle, wobei gasförmiger Wasserstoff entsteht. Aus Schwefelsäure erhält man sowohl neutrale Salze, welche die Sulfatgruppe (SO₄^2-) enthalten, als auch die sauren Salze mit der Hydrogensulfatgruppe (HSO₄^-).

Konzentrierte Schwefelsäure ist ein gutes Trockenmittel. Sie wirkt in dieser Hinsicht so stark, daß sie sogar das Wasser aus Holz, Baumwolle, Zucker und Papier zieht und diese Stoffe dadurch verkohlt.

Herstellung

In der heutigen Zeit stellt man Schwefelsäure nach verschiedenen Verfahren her. Die Anfangsstufe Schwefeldioxid gewinnt man hauptsächlich durch Verbrennen von Elementarschwefel oder Schwefelwasserstoff bzw. durch sogenanntes Abrösten von Metallsulfiden. In der heutigen Zeit gewinnt auch aus Umweltschutzgründen das Spalten von Abfallschwefelsäuren oder von Metallsulfaten zunehmend an wirtschaftlicher Bedeutung.

Die wichtigste Methode zur Herstellung von Schwefelsäure, das Kontaktverfahren, wird etwa seit 1900 industriell genutzt. Es basiert auf der Oxidation von Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid (SO₃), die durch einen Katalysator beschleunigt wird.

Produktion

Die Nutzungsmöglichkeiten für Schwefelsäure sind vielfältig. Der größte Anteil der Schwefelsäure wurde zur Herstellung von Düngemitteln verwendet, in erster Linie Superphosphat und Ammoniumsulfat. Außerdem setzte man sie zur Produktion organischer Stoffe, bei der Raffination von Erdöl, zur Herstellung von Anstrich- und Pigmentfarben, bei der Metallverarbeitung und der Kunstseideproduktion ein.

Phosphor (Symbol P), reaktionsfreudiges nichtmetallisches Element, das sowohl für lebende Organismen als auch für die Technik von Bedeutung ist. Die Ordnungszahl von Phosphor ist 15, seine relative Atommasse 30,974. Phosphor steht in der 5. Hauptgruppe des Periodensystems.

Phosphor wurde um 1669 von dem deutschen Alchimisten Hennig Brand entdeckt, als er in einer Reihe von Experimenten versuchte, aus Silber Gold herzustellen.

Eigenschaften und Vorkommen

Phosphor existiert in verschiedenen allotropen (stark voneinander abweichenden) Modifikationen. Die wichtigsten sind der weiße, der rote und der schwarze Phosphor. Nur weißer und roter Phosphor sind von kommerzieller Bedeutung. Frisch hergestellter weißer Phosphor nimmt eine hellgelbe Farbe an, wenn er der Sonne ausgesetzt wird. Weißer Phosphor ist ein kristalliner, durchscheinender, wachsartiger Feststoff, der in feuchter Luft schwach leuchtet und extrem giftig ist. Er entzündet sich in Luft bei einer Temperatur von 34 °C selbst und wird deshalb unter Wasser aufbewahrt. In Wasser löst sich Phospor nicht und in organischen Lösungsmitteln nur wenig.

Weißer Phosphor wird industriell hergestellt, indem man Calciumphosphat mit Sand (Siliciumdioxid) und Koks in einem Elektroofen erhitzt. Wird dieser unter Luftabschluß für längere Zeit auf 230 bis 400 °C erhitzt, so geht er in die rote, amorphe (ungeordnet; nicht kristallin) Form über. Erhitzt man roten Phosphor auf eine Temperatur über 450 °C, so entsteht eine kristalline Modifikation, die man violetten oder Hittorfschen Phosphor nennt. Sowohl roter als auch violetter Phosphor sind weitgehend ungiftig. Erhitzt man weißen Phospor unter sehr hohem Druck auf 200 °C, so entsteht schwarzer Phosphor. Er besitzt eine relative Dichte von 2,69.

Phosphor ist in der Natur weit verbreitet, er steht an elfter Stelle in der Häufigkeit der in der Erdkruste vorkommenden Elemente. Meist findet man ihn als Phosphat. In Organismen ist Phosphor als Calciumphosphat in den Knochen und in Form von in allen lebenden Zellen anzutreffen.

 Phosphorsäure, chemische Formel H₃PO₄, eine der Säuren des Phosphors, die in der Industrie als Ausgangsstoff für Phosphate dient. Bei Raumtemperatur liegt reine Phosphorsäure in kristalliner Form mit einer relativen Dichte von 1,83 vor. Sie schmilzt bei 42,35 °C. Phosphorsäure wird im allgemeinen als wäßrige Lösung aufbewahrt und gehandelt. Phosphorsäure wird nach verschiedenen Verfahren hergestellt. Bei einer der Methoden verbrennt man weißen Phosphor an der Luft und versetzt das entstandene Phosphorpentoxid mit Wasser.

Phosphate

Phosphate werden gebildet, indem man ein, zwei oder alle drei Wasserstoffatome der Phosphorsäure durch Metalle ersetzt. Die resultierende Verbindung bezeichnet man als primäre , sekundäre oder tertiäre Phosphate, und zwar abhängig davon, wie viele Wasserstoffatome ersetzt wurden.

Phosphate spielen im Stoffwechselgeschehen von Pflanzen und Tieren eine wichtige Rolle. Knochen enthalten Calciumphosphat, Ca₃(PO₄)₂; und der erste Schritt bei der Oxidation vonGlucose im Körper besteht in der Bildung eines Phosphatesters.

Phosphathaltige Abwässer aus Haushalten stellen ein Problem für die Umwelt dar. Da sich Algen hauptsächlich von Phosphaten ernähren, kommt es zu einem übermäßigen Algenwachstum. Diese können einen See oder Fluß dermaßen überwuchern, daß der für die anderen Wasserlebewesen notwendige Sauerstoff knapp wird.