Svavel

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Svavel
S-TableImage.png
Tecken
S
Atomnr.
16
Grupp
16
Period
3
Block
p
Allmänt
Ämnesklass icke-metaller
Densitet 1,960 kg/m3 (273 K)
Hårdhet 2
Utseende citrongult
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa 32,065 u
Atomradie (beräknad) 100 (88) pm
Kovalent radie 102 pm
van der Waalsradie 180 pm
Elektronkonfiguration [ Ne ]3s23p4
e per skal 2, 8, 6
Oxidationstillstånd (O) ±2, 4, 6 (starkt sur)
Kristallstruktur ortorombisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd fast
Magnetiska egenskaper icke magnetisk
Smältpunkt 388,36 K (115,21 °C)
Kokpunkt 717,87 K (444,72 °C)
Molvolym 15,5 ·10-6 m3/mol
Smältvärme 1,7175 kJ/mol
Ångtryck 2,65·10-20 Pa vid 288 K
Diverse
Elektronegativitet 2,58 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 710 J/(kg·K)
Värmeledningsförmåga 0,269 W/(m·K)
1a jonisationspotential 999,6 kJ/mol
2a jonisationspotential 2252 kJ/mol
3e jonisationspotential 3357 kJ/mol
4e jonisationspotential 4556 kJ/mol
5e jonisationspotential 8495,8 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
32S 95,02 % 32S, stabil isotop med 16 neutroner
33S 0,75 % 33S, stabil isotop med 17 neutroner
34S 4,21 % 34S, stabil isotop med 18 neutroner
35S syntetisk 87,32 dygn β- 0,167 35Cl
36S 0,02 % 36S, stabil isotop med 20 neutroner
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

Svavel (latin: sulphur) är ett icke-metalliskt grundämne som naturligt förekommer som svavelkristaller med formeln S8 eller i föreningar med andra grundämnen.[1][2][3]

Egenskaper[redigera | redigera wikitext]

Svavel är i dess naturliga form ett fast gulaktigt ämne, det är mycket vanligt och avger en svag distinkt lukt, föreningar med svavel har oftast en starkare lukt som påminner om ägg.

I sin flytande form är ämnet rödaktigt, och avger en stark blå låga när det brinner.

Svavel har fyra stabila isotoper, 32S, 33S, 34S och 36S, varav 32S är den vanligast förekommande och utgör 95% i naturligt förekommande svavel.[1]

Föreningar[redigera | redigera wikitext]

Svavel kan förekomma i oxidationstillstånd från -2 till +6, och bildar därför en mängd olika föreningar.[1]

Sulfider[redigera | redigera wikitext]

Svavel som anjon (S2-) kallas för sulfid. Motsvarande syra är svavelväte (H2S) .

Oxider[redigera | redigera wikitext]

Svavel har två olika vanligen förekommande oxider, svaveldioxid (SO2) och svaveltrioxid (SO3).

Svaveloxosyror och deras salter[redigera | redigera wikitext]

Svaveloxiderna bildar syror tillsammans med vatten. Svaveldioxid bildar svavelsyrlighet (H2SO3) och svaveltrioxid bildar svavelsyra (H2SO4). Svavelsyrlighetens salter kallas sulfiter och svavelsyrans salter kallas sulfater.

Svavelorganiska föreningar[redigera | redigera wikitext]

I svavelorganiska föreningar förekommer kovalenta bindningar mellan svavel och kol. I tioetrar (R2S, kallas även sulfider) är svavel enbart bundet till kol. I sulfonsyror (RSO3H) är svavlet även bundet till syre.

Användning[redigera | redigera wikitext]

Svavel används mest utbrett inom industrin. Några användningsområden är batteritillverkning, papperstillverkning och vulkanisering av gummi, den kommersiella användningen består huvudsakligen av gödningsmedelstillverkning. Svavel ingår också i vissa rengöringsmedel, svampbekämpningsmedel, insektsgifter, liksom i krut och tändstickor.

Svavelsyra är en mycket vanlig kemikalie som har många industriella användningsområden. Svavelsyra är den mest producerade kemikalien i världen och dess konsumeringssiffror används ofta som en nationell indikator på industriell utveckling.

I Apotekets sortiment finns produkten Sulphur medicinale, rent svavel. I finpulveriserad form kan det även benämnas svavelblomma.

Förekomst[redigera | redigera wikitext]

Svavel är det 16:e mest förekommande grundämnet i jordskorpan, och svavelhalten i jordens inre har uppskattats vara upp till 15 %.[2] Svavel återfinns i naturen i fri form, i olika bergarter, och i mindre mängder i organiska föreningar i levande organismer. Till största delen förekommer det i bergarter, dels som sulfidmineral tillsammans med metaller som järn, bly, zink, kvicksilver och koppar, dels som svavelinnehållande salter som bland andra gips (kalciumsulfat), alunsten, bittersalt (magnesiumsulfat) och tungspat (bariumsulfat).[3]

Ämnet i fri form är speciellt vanligt kring geologiskt aktiva områden såsom Italien och Japan. Det bildas där genom oxidation av svavelinnehållande ångor som sipprar ut i sprickor i vulkaniska bergarter.[3]

Två av det tjugotal aminosyror som bygger upp proteinerna i växter och djur - metionin och cystein - innehåller svavel.[4] I människokroppen ingår svavel i varje cell, det är kroppens 8:e mest förekommande grundämne, i vikt räknat. Det är en beståndsdel i proteinen kollagen och keratin som bygger upp bland annat brosk, senor, hjärna, bindväv, muskler, skelett, hud, hår och naglar.

Svavlets kretslopp[redigera | redigera wikitext]

Svavel ingår i ett biogeokemiskt kretslopp kallat svavlets kretslopp som omfattar atmosfären, havet, berggrunden och levande organismer, där svavelföreningar omväxlande oxideras och reduceras.[1]

Fossila bränslen och försurningen[redigera | redigera wikitext]

Smältande respektive brinnande svavel.

Kol och olja innehåller små mängder svavel. Därför bildas gasen svaveldioxid (SO2) när man förbränner dessa fossila bränslen. Redan i luften kan svaveldioxiden reagera med vatten och syrgas så att det bildas svavelsyra (H2SO4). Den starka syran regnar förr eller senare ner över landskap och blandas med mark och sjöar så de försuras.

\rm\ 2 S + 3\ O_2 \ + 6\ H_2O \rightarrow 4\ H_3O^+ + 2\ SO_4^{2-}

Historik[redigera | redigera wikitext]

Eftersom svavel förekommer i fri form i naturen har ämnet varit känt sedan forntiden.[3] Svavel omnämns bland annat i Första Moseboken i samband med berättelsen om Sodom och Gomorra.

Svavel ansågs av alkemisterna som en av de så kallade principerna, vilka enligt Paracelsus var svavel (brännbarhet), kvicksilver (smältbarhet, flyktighet) och salt (obrännbart). Antoine Lavoisier var den förste som tydligt gjorde klart att svavel är ett grundämne i egentlig mening. [5]

Källor[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ [a b c d] Nationalencyklopedin, band 17. Bra Böcker. 1989. sid. 457-459. ISBN 91-7024-621-1 
  2. ^ [a b] Svavel i Nationalencyklopedin
  3. ^ [a b c d] Svafvel i Nordisk familjebok (andra upplagan, 1918)
  4. ^ Ulf Ellervik (2011) Ond kemi : berättelser om människor, mord och molekyler. Fri tanke förlag. ISBN 978-91-86061-30-2.
  5. ^ Anders Lennartsson, Periodiska systemet, Studentlitteratur, 2011
  • Sherwood, Martin (1990). Kemin, Grundämnen & föreningar. Bonniers. sid. 52. ISBN 91-34-50893-7 

Se även[redigera | redigera wikitext]