Väävel (7)

VÄÄVEL - S
(Pildiallikas http://www.ut.ee/BGGM/miner/vaavel4.jpg )
Leidumine Väävel esineb looduses nii ehedal kujul kui ka ühendite koostises. Ehedalt võib väävlit leida maapinna lähedal vulkaanilistes piirkondades.
(Pildiallikas http://staff.ttu.ee/~mari/Is2/s222vulkaan.jpg ) Tuntumatest väävliühenditest leidub looduses kõige enam sulfiide (FeS2 ­ püriit, PbS ­ galeniit , HgS ­ kinaver jt) ja sulfaate ( CaSO4 *2H2O ­ kips jt)
püriit galeniit
Koostanud : Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium kinaver kips (Pildiallikad http://www.geocities.jp/senribb/jewels/Pyrite2.jpg , http://images.geo.web.ru/pubd/2001/05/15/0001159819/pics/galenite-09-45.jpg , http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c7/Cinnabar.jpg/200px - Cinnabar.jpg , http://www.ut.ee/BGGM/miner/kips9.jpg ) Väävel kuulub elemendina ka kivisöe, põlevkivi, nafta ja teiste fosiilsete kütuste koostisse. Väävel on tähtis element ka eluslooduses . Ta on mitme aminohappe ja valkude koostises. Keskmisest enam on väävlit juustes, karvades, küüntes, sarvedes ja sulgedes. Väävlit tunti juba ürgajal. Väävel arvati olevat põlevuse ja muutuvuse kandja ja elavhõbe metallilisuse kandja. Peamisteks keemilisteks nähtusteks olid põlemine ja sulamine. Nende kahe elemendi ühinemisel saadi kõik teised metallid, kõik vaid olenes sellest, millises vahekorras nad ühinesid. Seega kui võtta neid alkeemilisi algeid õiges vahekorras, siis tekibki kuld . Lisaks arvati, et mida rohkem on metallis väävlit, seda kollasem ta on. Niisiis pidid kõige väävlirikkamad olema kuld ja väävel ise. Seepärast näiteks öeldi 11. sajandi traktaadis elavhõbeda kohta, et see on metallide ema ja metallide isaks on väävel.
Väävel lihtainena ja allotroopia Võrreldes teiste keemiliste elementidega on väävel unikaalne oma allotroopide rohkuse poolest. Väävliaatomitest võivad moodustuda lineaarsed , sik-sakilised, spiraalsed või tsüklilised struktuurid . Allotroopide rohkus tuleneb sellest, et väävliaatomite sidemetevahelised nurgad ja aatomite vahekaugused võivad olla mitmesugused. Samuti ei ole piiratud struktuuri kuuluvate aatomite arv. Tavatingimustes kõige stabiilsem ­ ROMBILINE VÄÄVEL, koosneb tsüklilistest molekulidest, kuhu kuulub kaheksa väävli aatomit ­ S8. Selles on väävli aatomid omavahel ühendatud siksakiliseks rõngaks. Väävli kristallis hoiavad molekule koos nõrgad molekulidevahelised jõud, mistõttu on väävel kergesti peenestatatav ja madala sulamistemperatuuriga. Reaktsioonivõrrandites märgitakse siiski väävlit lihtsustatult ­ S. (Pildiallikas http://et.wikipedia.org/wiki/Pilt:Large_Sulfur_Crystal.jpg )
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium ***(Rombiline väävel on püsiv temperatuurini 95,4°C, edasisel kuumutamisel kristalliseerub väävel ümber monokliinsesse süngooniasse. Rombilist väävlit nimetatakse ka -väävliks ning monokliinset -väävliks. Seistes muutub -väävel taas -väävliks, mis on väävlile termodünaamiliselt kasulikum olek.) Kõrgemal temperatuuril (95,6 °C) moodustub teine väävli püsiv allotroop ­ kahvatukollase värvusega peente nõeljate kristallidega MONOKLIINNE VÄÄVEL. Ka selle allotroobi kristallid koosnevad S8 molekulidest, kuid need paiknevad teisiti kui rombilise väävli korral. Monokliinse väävli kristalle on võimalk saada sulatatud väävli jahutamisel. ( Pildiallikas http://pubs.acs.org/cen/80th/images/8135elem_sulfur.JPG ) Väävli sulamisel (119°C) tekib kollane kergesti liikuv vedelik. Madalatel temperatuuridel on sulaväävel vedel ja kollane, koosnedes S8 molekulidest. Temperatuurivahemikus 150...200°C värvub väävel pruunikaks ja venivaks massiks. Sellisel juhul S8 rõngad katkevad ja ühinevad omavahel pikkadeks siksakilisteks ahelateks (500 000...800 000 aatomit). Edasisel kuumutamisel üle 300°C jääb sulaväävel pruuniks , kuid muutub taas vedelamaks, kuna polümeerid lagunevad. Tavalisel rõhul väävel keeb temperatuuril 445°C. Keemistemperatuuri lähedastel temperatuuridel on väävli aurus valdavad S8 molekulid, kuid mida kõrgem temperatuur, seda rohkem nad lagunevad, moodustades kollakaspunaseid molekule S6, kirsipunaseid molekule S4 ja lillakassiniseid molekule S2. Seetõttu pole väävli aurul kindlat molekulmassi. Temperatuuril üle 800°C valdavad S2 molekulid. Temperatuuril üle 1500°C on aurus ainult üksikud väävliaatomid. (Pildiallikas http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch10/group6.php ) Keeva väävli kiirel jahutamisel (näiteks asetamisel külma vette) saadakse plastiliinitaoline mustjaspruun väävel ­ PLASTILINE VÄÄVEL. Tulemuseks pikki spiraalseid väävliahelaid ehk polümeere sisaldav plastiline, amorfne aine. Plastline väävel on ebapüsiv, sest aja ta jooksul kristalliseerub ja muutub rombiliseks väävliks tagasi.
(Pildiallikas http://www.theodoregray.com/PeriodicTableDisplay/Samples/016.1/s9.JPG )
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium Omadused Väävel on kollane, rabe, elektrit mittejuhtiv kristalne aine tihedusega 2,07 g/cm³. Vees kristalne väävel ei lahustu, vähesel määral lahustub orgaanilistes lahustites nagu benseen ja etanool. Peale puuduva elektrijuhtivuse on väävel ka halb soojusjuht. Väävli hõõrumisel naha vastu omandab ta negatiivse elektrilaengu. Keemiliselt on väävel aktiivne element. Õhus põleb nõrgalt sinaka, kuid hapnikus eresinaka leegiga. Ta reageerib normaaltingimustel leelismetallide, leelismuldmetallide, elavhõbeda, vase ja hõbedaga.
Väävli põlemine hapnikus ( Pildiallikas http://www.uncp.edu/home/mcclurem/ptable/sulfur/s_2.jpg ) Soojendamisel kulgevad reaktsioonid ka alumiiniumi, raua, tsingi ja pliiga . Veidi suurem on aktivatsioonienergia väävli reageerimiseks mittemetallidega, mistõttu toimuvad sellised reaktsioonid kõrgematel temperatuuridel. Väävel ei reageeri kulla, plaatina , joodi, lämmastiku ja väärisgaasidega. 2Na + S Na2S 2Al + 3S Al2S3 Fe + S FeS H2 + S H2S
Väävli reaktsioon tsingiga (Pildiallikas http://www.uncp.edu/home/mcclurem/ptable/sulfur/s_3.jpg ) Ühendites on väävli oksüdatsiooniaste ­II kuni VI. Väävli stabiilsemad oksüdatsiooniastmed on -II, 0, IV ja VI. Oksüdeerivas keskkonnas valdab oksüdatsiooniaste VI; redutseerivas keskkonnas on oksüdatsiooniastmed -II, 0 ja IV võrreldava stabiilsusega ja lähevad kergesti üksteiseks üle. Oksüdeerijana käitub väävel metallide ja endast vähemaktiivsete mittemetallide suhtes. 2Al + 3S Al2S3 Redutseerijana käitub väävel endast aktiivsemate mittemetallide ja teiste tugevate oksüdeerijate (näiteks kuum kontsentreeritud lämmastikhape) suhtes, moodustades positiivsete oksüdatsiooniastmetega (IV ja VI) ühendeid. S + 2HNO3 H2SO4 + 2NO
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium Tuntumad ühendid H2S ­ divesiniksulfiid On värvuseta, mädamunalõhnaga, väga mürgine gaas , mis võib põhjustada juba väikeste koguste sissehingamisel surma. Saadakse kas vesiniku ja väävli reaktsioonil või laboris Na2S lahuse või FeS reageerimisel tugevama happega . FeS(t) + HCl(l) H2S(g) + FeCl2(l) Na2S(l) + H2SO4(l) H2S (g) + Na2SO4 (l) Viimast kasutatakse ka sulfiidioonide kindlakstegemises lahuses, kus lakmuspaber värvub eralduvates H2S aurudes punaseks.
Universaalindikaatori lahuse punaseks värvumine H2S-is (Pildi allikas http://mattson.creighton.edu/H2S/Photo226.jpeg ) H2S lahustumisel vees moodustub nõrk ja ebapüsiv divesiniksulfiidhape. Kaheprootonilise happena dissotseerub ta lahuses ka kahes astmes . Sel põhjusel vastavad vesiniksulfiidhappele ka kaks rida soolasid ­ sulfiidid ja vesiniksulfiidid. Sulfiidide kui nõrga happe soolade lahustumisel vees tekib aluseline keskkond. Gaasiline H2S, divesiniksulfiidhape kui ka sulfiidid on tugevad redutseerijad . Divesiniksulfiid põleb õhus sinaka leegiga: 2H2S (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2H2O (g)
SO2 ­ vääveldikoksiid ehk väävel(IV) oksiid SO2 tekib väävli ja sulfiidide põletamisel või sulfitite reageerimisel tugevate hapetega: S + O2 SO2 Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + H2O SO2 on terava lõhnaga värvuseta mürgine gaas, mida mürgisuse tõttu kasutatakse keldrite, ladude jt hoidlate desinfitseerimiseks (mikroorganismide hävitamiseks). Põhiosa vääveldioksiidist kulub väävelhappe tootmiseks. Lisaks kasutatakse teda veel ka pleegitamisvahendina tekstiili- ja paberitööstuses, sest ta lagundab paljusid värvaineid. SO2 on happeline oksiid , kuna tema reageerimisel veega tekib väävlishape. Leelistega annab ta sulfiteid 2NaOH + SO2 Na2SO3 + H2O
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium ***(SO2 on tavaliselt redutseerija oksüdeerub VI ­ni (sulfaadiks) NO2 + SO2 NO + SO3. See reaktsioon on oluline happevihmade tekkes 2SO2 + O2 2SO3 Vääveldioksiidi katalüütiline oksüdeerimine on väävelhappe tootmise võtmeetapp. Sulfitid on ka eeskätt redutseerijad. SO2 on vahel ka oksüdeerija näiteks H2S-II + SIVO2 = S0 +H2O reaktsioon sobib mõnikord heitgaaside puhastamiseks )
SO3 ­ vääveltrioksiid ehk väävel(VI)oksiid SO3 on tavatingimustel kergesti lenduv vedelik. SO3 moodustub vääveldioksiidi oksüdeerumisel õhuhapniku toimel 2SO2 + O2 2SO3. SO3 on väga tugev oksüdeerija, milles temaga kokkupuutel võivad paljud orgaanilised ainet süttida. Tugeva happelise oksiidina ta reageerib veega SO3 + H2O H2SO4. Reaktsioon toimub väga tormiliselt, kus eraldub palju soojust. Enamik vääveltrioksiidist kasutataksegi väävelhappe tootmiseks.
H2SO3 ­ väävlishape Väävlishape on keskmise tugevusega hape , mis tekib vääveldioksiidi reageerimisel veega SO2 + H2O H2SO3 H2SO3 on suhteliselt ebapüsiv, lagunedes kergesti vääveldioksiidiks ja veeks, mistõttu on ta püsiv ainult lahjendatud lahustes. Kaheprootonilise happena reageerimisel leelistega moodustab ta kaks rida soolasid ­ vesiniksulfiteid ja sulfiteid. Sulfitid oksüdeeruvad kergesti 2Na2SO3 + O2 2Na2SO4 Väävlishapet kasutatakse pleegitamiseks ja desinfitseerimiseks. Väävlishappe soolasid kasutatakse redutseerijatena näiteks fotograafias (ilmutite koosseisus ).
H2SO4 ­ väävelhape Väävelhape on värvuseta, lõhnata, hügroskoopne, veest ligi kaks korda raskem õlitaoline, vees väga hästi lahustuv tugev hape . Väävelhapet toodetakse peamiselt väävlist või mõnest tema ühendist (näiteks püriidist FeS2). Esimeses etapis toimub väävli või tema ühendi põletamine (särdamine) 3FeS2 + 8O2 Fe3O4 + 6SO2. Teises etapis oksüdeeritakse tekkinud vääveldioksiid kõrgemal temperatuuril ja katalüsaatorite osavõtul vääveltrioksiidiks 2SO2 + O2 2SO3 Kolmandas etapis saadakse kontsentreeritud väävelhape vääveltrioksiidi lahustamisel vees või lahjendatud väävelhappes. SO3 + H2O H2SO4 Kuna otsene vääveltrioksiidi reageerimine veega on väga eksotermiline ja tormiline, siis tekkiv lahjendatud väävelhappe aurustuks. Seepärast kasutatakse rohkem väävelhappe tootmiseks vääveltrioksiidi lahustamist lahjendatud väävelhappesse. SO3 lahust lahjendatud väävelhappes nimetatakse ooleumiks. Ooleumi lahjendamisel veega saadaksegi kontsentreeritud väävelhape. Kontsentreeritud väävelhapet lahjendatakse veega happe valamisel peene joana vette. Vastupidisel korral jääb vesi kui kergem aine happe pinnale ning võib reaktsioonil
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium eralduva soojuse mõjul hakata keemia ning paiskuda koos happetilkadega anumast välja. Kontsentreeritud väävelhape on väga hügroskoopne, mistõttu võib ta lahtiselt seistes enda sisse siduda väga tugevasti vett. Niiskust neelava omaduse tõttu kasutatakse ära eksikaatorites, kuhu pannakse ained või materjalid, mida soovitakse kuivatada. Samuti kasutatakse kontsentreeritud väävelhapet ka gaaside kuivatamiseks, mis väävelhappega ei reageeri.
Eksikaator (Pildiallikas autori erakogust) Kontsentreeritud väävelhape on väga tugev oksüdeerija. Külmalt ei reageeri Fe, Cr, Al -ga. Kuumutamisel reageerib suurema osa metallidega. "Veevaene" väävelhape ei dissotsieeru eriti hästi ja vesinikioonide sisaldus temas on madal. Sellises olukorras on sulfaatioon tugevam oksüdeerija ja reaktsiooni käigus vesinikku ei eraldu. Kõigepealt oksüdeerib sulfaatioon metalli oksiidiks ja viimane lahustub happe liias. Cu + H2SO4 CuO + H2SO3 CuO + H2O + SO2 CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O Kokkuvõtlikult: Cu + 2H2SO4 CuSO4 + 2H2O + SO2 Mittemetallid oksüdeeruvad kontsentreeritud happe mõjul vastavaks oksiidiks. Kontsentreeritud väävelhape söestab paljusid orgaanilisi aineid (suhkur, riie, paber jt) sidudes nende koostisest hapnikku ja vesinikku, nii et järele jääb üksnes süsinik.
Suhkru söestumine väävelhappe toimel (Pildiallikas http://www.un i- regensburg.de/Fakultaeten/nat_Fak_IV/Organische_Chemie/Didaktik/Keusch/D- sugar_coal-e.htm)
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium Lahjendatud väävelhape reageerib kui tavaline hape aluste, aluseliste oksiidide ja pingereas vesinikust vasakul pool olevate metallidega. Tugeva ja mittelenduva happena tõrjub ta nõrgemaid ning lenduvamaid happeid nende sooladest välja. 2NaCl (t) + H2SO4 (l) ( kuumutamine ) Na2SO4 (l) + 2HCl (g) CaCO3 + H2SO4 CaSO4 + H2CO3 CaSO4 + H2O + CO2 Väävelhape on kaheprootoniline hape, mistõttu esimeses astmes võib ta moodustada reageerimisel vesiniksulfaate ja teises astmes sulfaate. Sulfaadid on püsivad kristalsed ained, mis lahustuvad hästi vees. Erandina ei lahustu vees näiteks leelismuldmetallide ja plii sulfaadid, mistõttu saab neid kasutada sulfaatioonide kindlakstegemises lahuses. BaCl2 (l) + Na2SO4(l) BaSO4(t) + 2NaCl(l)
Baariumsulfaadi valge sade (Pildiallikas http://www.public.asu.edu/~jpbirk/qual/qualanal/barium.html ) Tuntumaid sulfaate kasutatakse sooda ja klaasi tootmisel kui ka lahtistina (Na2SO4*10H2O ­ Glaubrisool), ehituses (CaSO4*2H2O - kips), röntgenoskoopias kontrastainena (BaSO4), taimekaitsevahendite ja mineraalvärvide valmistamisel (CuSO4*5H2O ­ vaskvitriol, FeSO4*7H2O - raudvitriol )
H2S2O3 ­ tioväävelhape Tioväävelhape on tugev, kuid ebapüsiv hape. Teda saadakse ühe võimalusena sulfitite lahuste keetmisel väävliga ning tekkinud tiosulfaatide käsitlemisel hapetega. Na2SO3 + S Na2S2O3 Na2S2O3 + 2HCl H2S2O3 + 2NaCl Tiosulfaatioon on tugev redutseerija, mida kasutatakse näiteks mahtanalüüsis joodi määramisel. Naatriumtiosulfaati Na2S2O3 kasutatakse fotograafias kinnistina, meditsiinis tsüaniidi-, arseeni- ja raskmetallimürgistuse korral seespidiselt, nahahaiguste ja sügeliste ravil välispidiselt ja näiteks olmes joodiplekkide kõrvaldamiseks riietest .
Kasutusalad Üle 50% väävli maailmatoodangust kulub väävelhappe tootmiseks. Lisaks kasutatakse väävlit veel mineraalväetiste tootmiseks, kaltsiumvesiniksulfiti valmistamiseks (seda rakendatakse puidust tselluloosi eraldamiseks), kemikaalide tootmiseks, kautsuki vulkaniseerimisel kummiks, tuletikkude, lõhkeanete, mürkkemikaalide, värvide, ravimite jpt ainete saamiseks.
Seos elusorganismiga Väävel on bioelement ehk organismide elutegevuseks vajalik element. Täiskasvanud inimorganismis on 140 g väävlit. Väävel kuulub kõhunäärme hormooni
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium insuliin koostisse. Inim- ja loomorganismis on väävlirikkamad juuksed, küüned, karvad , kabjad, sarved ja suled. Juustes on ligikaudu 4 % väävlit. Valkude struktuuris esinevad disulfiidsed väävel-väävel sillad . Väävlist oleneb naha siledus ja kui terved on juuksed ja küüned. Lisaks ta reguleerib organismis hapete ja aluste tasakaalu. Väävlit sisaldavad aminohapped osalevad valgu sünteesis, rakkude kaitsmisel. Väävlialusel kreemid ja salvid aitavad neid, kel on nahaprobleeme, näiteks psoriaas , ekseem või dermatiit . Väävli vaegust esineb harva, kuna me saame valdava osa väävlist toiduga valkudest. Inimesed, kes on allergilised väävlile, peaksid hoiduma pakendatud kuivatatud puuviljadest , milles olev konservant sisaldab väävlit. Tuntumatest toiduallikatest on väävlirikkamad: sinepipulber, maapähklid, soolatud või keedetud tursk , keedusink, vasikamaks, väherasvane peekon , küpsetatud suitsuheeringas, kana , juust, muna, mandlid , uba, lõhe, rooskapsas ja punane kapsas . Kuigi väävel lihtainena ei ole mürgine, on tema ühendid inimesele mürgised. Vääveldioksiid põhjustab inimesel kroonilist mürgistust ja hingamisteede haiguseid. Vääveldioksiid on ohtlik õhusaastaja, mis oksüdeerub õhus niiskuse ja teiste õhus leiduvate katalüsaatorite (lämmastikoksiidid jt) toimel väävelhappeks, põhjustades happevihmade teket. Happevihmad kahjustavad veekogusid, taimestikku, ehitisi. Taimedel põhjustab ta fotosünteesi pidurdumist, klorofülli laguneist, lehtede kolletumist ning varisemist.
KASUTATUD KIRJANDUS
1) Hergi Karik, Kalle Truus ,,Elementide keemia," Ilo, 2003 2) Hergi Karik ,,Metallid ja mittemetallid meis ja meie ümber," Koolibri, 2004 3) Boriss Konarev ,,Keemiahuvilistele anorgaanilisest keemiast ," Valgus, 1987 4) Dell Stanford ,,Vitamiinid ja mineraalained ," Sild, 2003 5) Lembi Tamm ,,Üldine ja anorgaaniline keemia õpik X klaasile ," Avita, 2005 6) http://www.crjg.vil.ee/materjalid/oppematerjalid/keemia/5_v%E4%E4vel __.html
Koostanud: Janno Puks Tallinna Arte ja Kristiine Gümnaasium