Siarka i jej

związki

Występowanie

• Występuje w przyrodzie w stanie wolnym

i w postaci związków chemicznych

(baryt – BaSO

4,

celestyn – SrSO

4

).

Największe złoża siarki znajdują się w USA,

Meksyku, Japonii i na Sycylii, a w Polsce w

okolicy Tarnobrzega. Znajdują się płytko pod

powierzchnią Ziemi i są wydobywane metodą

odkrywkową.

• Siarka gromadzi się głównie w wewnętrznej

części płaszcza i jądrze Ziemi (1,8 – 2,9%)

• W organizmie ludzkim: mięśnie: 5000 -

11000 ppm, kości: 500 - 2400 ppm, krew: 1,8

g/l. Całkowita zawartość (70 kg): 140 g.

Informacje ogólne

• Leży w 16. grupie układu okresowego

(blok p)

• W jej atomie na powłoce walencyjnej

znajduje się 6 elektronów.

• W odróżnieniu od tlenu, w stanie

wolnym tworzy cząsteczki
ośmioatomowe, więc jest ciałem
stałym o niezbyt wysokiej
temperaturze topnienia.

Rola
siarki w
białkach

Mostki dwusiarczkowe

( czyli wiązania siarka –

siarka) spinają łańcuchy

białka lub jego

fragmenty, tworząc

skomplikowane

struktury przestrzenne,

warunkujące ich funkcje

biologiczne. Białko

pepsyna ułatwia

trawienie pokarmów w

organizmie człowieka.

W jej cząsteczce

występują trzy wiązania

dwusiarczkowe, które

wzmacniają jej

strukturę, zapewniając

jej trwałość w

nieprzyjaznym

środowisku panującym

w żołądku.

Proces wulkanizacji

Wulkanizacja – ogrzewanie kauczuku

z siarką, podczas którego

powstają mostki siarczkowe między

łańcuchami węglowymi. Przy

stosunkowo małej liczbie tworzonych

wiązań siarczkowych produktem jest

guma, przy większej – ebonit.

Odmiany alotropowe

Obie odmiany różnią się właściwościami fizycznymi,

zbudowane są z takich samych cząsteczek,

utworzonych z ośmiu atomów, połączonych w

pierścień. Ich struktura różni się jedynie

sposobem ustawienia atomów względem siebie:

• Rombowa – trwała odmiana w warunkach

naturalnych

• Jednoskośna – powstaje z odmiany rombowej w

wyniku powolnego ogrzewania do temp. 95,9˚C.

Uwaga: siarka nie topi się w tym procesie! Ta

odmiana ma jasnożółte zabarwienie, jest

nietrwała, w temp. pokojowej powoli przekształca

się z powrotem w siarkę rombową .

A – kryształ siarki rombowej
B – kryształ siarki jednoskośnej

Siarczki metali

• Siarka jest wprawdzie mniej aktywnym

pierwiastkiem niż fluorowce, ale reaguje z

wieloma metali tworząc siarczki. Oznacza

to, że ma właściwości utleniające, co

można wykazać na przykładzie reakcji

miedzi z siarką ( powstaje siarczek miedzi

(I) – Cu

2

S), lub z żelazem (powstaje

siarczek żelaza (II) - FeS)

• Siarkowodór (H

2

S) uwalniany przy

rozkładzie materii organicznej tworzy

nierozpuszczalne siarczki metali, głównie

FeS (triolit) i FeS

2

(piryt).

Uwalnianie
siarki z
siarczków

Siarka jest

uwalniana z

minerałów

siarczkowych

poprzez utlenianie:
2FeS

2

+ 2H

2

O +

7O

2

→ 2FeSO

4

+

2H

2

SO

4

Siarczki rozkładają

się w wysokich

temperaturach do

SO

2

i H

2

S, które

uwalniane są do

atmosfery poprzez

wulkany.

COS – siarczek karbonylu

*

S = C = O

• Najbardziej rozpowszechniona w atmosferze

gazowa forma siarki.

• Główne źródła:



fotochemiczna produkcja w oceanie



spalanie biomasy i paliw kopalnych



utlenianie dwusiarczku węgla (CS

2

)

• Usuwanie: roślinność, utlenianie przez rodniki

OH

• Rola: prekursor aerozoli, główne źródło aerozoli

siarczanowych w stratosferze

Neutralizacja rtęci

W laboratoriach rozlaną rtęć

neutralizuje się, poprzez
posypywanie jej siarką. W wyniku tej
reakcji powstaje czarny siarczek
rtęci (II)

Hg+S→HgS

Stopnie utlenienia siarki w

związkach

-

II → H

2

S (w związkach

chemicznych z metalami i
wodorem)

0 → S

8

IV → SO

2

i VI → SO

3

– w

połączeniach z tlenem ( tlenki,
kwasy tlenowe i ich sole)

Tlenek siarki (IV) - SO

2

• Powstaje podczas prażenia siarczków, przy dostępie tlenu.

Ma to duże znaczenie w metalurgii.

• Powstaje też w reakcji siarczanu (IV) sodu z kwasem solnym

Na

2

SO

3

+2HCl→SO

2

↑+2NaCl+H

2

O

• W przyrodzie jego naturalnym źródłem są wyziewy wulkanów.

• Silnie trujący, bezbarwny gaz o przenikliwym, duszącym

zapachu

• Dobrze rozpuszcza się w wodzie, a jego wodne roztwory mają

odczyn kwasowy. Reaguje więc z wodą i z wodorotlenkami

metali

• Ma właściwości wybielające i bakteriobójcze (zastosowanie w

przetwórstwie spożywczym)

• Ma negatywny wpływ na środowisko np. rośliny, głównie

drzewa iglaste (w tym najbardziej na jodłę)

• Towarzyszy pokładom węgla kamiennego, ropy naftowej i

gazu zimnego głównie w postaci FeS.

Siarkowodór

H

2

+S→H

2

S↑

• Siarkowodór ma bardzo

charakterystyczny i nieprzyjemny
zapach.

• W jego reakcji z azotanem (V) ołowiu

(II) powstaje czarny siarczek ołowiu (II)

Pb(NO

3

)

2

+H

2

S→PbS↓+2HNO

3

Jonowo: Pb

2+

+H

2

S→PbS↓+ 2H

+

Powstawanie

siarkowodoru

Można go otrzymać działając mocnymi

kwasami na siarczki metali np.

FeS+2HCl→H

2

S↑+FeCl

2

Tworzy się też podczas beztlenowego

rozkładu białek (np. w produktach
gnicia jajek).

Właściwości

siarkowodoru

• Jest silnie trujący. Niszczy hemoglobinę we

krwi, wytrącając zawarte w niej żelazo w

postaci siarczku żelaza (II).

• Niektóre wody mineralne (np.”Zuber” w

Krynicy) zawierają go, ale w tej postaci działa

leczniczo, gdyż jego zawartość jest minimalna.

Nadaje też tym wodom charakterystyczny

zapach.

• Jest gazem palnym. Spala się niebieskim

płomieniem. Przy dużym dostępie tlenu tworzy

się tlenek siarki (IV), a przy ograniczonym

siarka

Woda siarkowodorowa

Roztwór siarkowodoru w wodzie to woda

siarkowodorowa (słabo kwasowy odczyn).

Wprowadzenie jej lub gazowego

siarkowodoru do roztworów soli metali

ciężkich (kadm, antymon, miedź) powoduje

wytrącenie barwnych siarczków tych metali.

Ze względu na charakterystyczne barwy

mają zastosowanie w analizie chemicznej.

Żółty: CdSO

4

+H

2

S→CdS↓+H

2

SO

4

Pomarańczowy: 2SbCl

3

+3H

2

S→Sb

2

S

3

+6HCl

Czarny: CuSO

4

+H

2

S→CuS↓+H

2

SO

4

Kwas siarkowy (VI) -

H

2

SO

4

• Powstaje w wyniku rozpuszczania się w wodzie tlenku siarki (VI).
• Powoduje kwaśne deszcze, niszczących glebę, lasy, uprawy rolne i

budynki

• Rozcieńczony nie wykazuje tak silnych właściwości utleniających jak

stężony.

• Reaguje z aktywnymi metalami (Mg, Zn, Fe), tworząc sole. W tych

reakcjach wydziela się wodór.

• Rozcieńczony nie reaguje z metalami szlachetnymi (Ag, Au), ani z

półszlachetnymi (Cu)

• Jego sole nazywamy siarczanami. Przeważnie są one dobrze rozpuszczalne

w wodzie.

• Zastosowanie:

 Służy do otrzymywania lotnych kwasów (HCl, HNO

3

) i słabych kwasów (H

2

CO

3

) z ich

soli.

 Produkcja nawozów sztucznych, farb, detergentów, mydeł, barwników i leków.
 W przemyśle petrochemicznym.
 Jako elektrolit w akumulatorach ołowiowych.

Stężony kwas siarkowy

(VI)

• Właściwości:

Bezbarwna, oleista ciecz
Dobrze zdysocjowany na jony
Silnie żrący
Chętnie chłonie wodę
Silny utleniacz, reaguje z większością metali i

niektórymi niemetalami

• Pod jego wpływem cukier kolejno żółknie,

brunatnieje i czernieje. Wydziela się też

para, a mieszanina pęcznieje. Jest to

reakcja zwęglania

Obieg
siarki

Środowiskowe znaczenie

siarki

1. Anion siarczanowy (VI) jest jednym z

najbardziej rozpowszechnionych w

hydrosferze anionów.

2. Jest on też głównym składnikiem

kwasowości w wodach deszczowych –

udział w wietrzeniu skał.

3. Siarczany należą do najważniejszych

substancji służących jako ośrodki

nukleacji dla kropel deszczu.