Zolfo

Lo zolfo ha numero atomico 16 e configurazione elettronica 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p4

Proprietà

Ha massa atomica di 32.066 u.m.a. e fa parte insieme all’ossigeno, al selenio e al tellurio del gruppo 16.

E’ un non metallo con elettronegatività di 2.58 e calore specifico di 0.706 J/g°C. Presenta numeri di ossidazione 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2 anche se i numeri di ossidazione più frequenti sono 6, 4 e -2.

Dal punto di vista strutturale  lo zolfo  è formato da molecole, ognuna delle quali è costituita prevalentemente  da un gruppo di otto atomi disposti ad anello ( cicloottazolfo S8) .

La distanza S-S è di 2.06 Å e l’angolo S-S-S è di 107.9°. per rispettare questo angolo di legame che indica un’ibridazione spdegli orbitali dello zolfo l’anello S8 è increspato e l’angolo diedro definito da quattro atomo di zolfo consecutivi è di 98.9°. 

Lo zolfo presenta il tipico fenomeno del polimorfismo: esiste infatti , in due forme cristalline allotropiche: la forma α, rombica stabile fino a 95.5 °C in cui lo zolfo si presenta sotto forma di cristalli con abito bipiramidale e in aggregati granulari  e la forma β monoclina stabile da 95.5 °C a 119°C ( temperatura di fusione).

Nelle vicinanze del punto di fusione lo zolfo liquido è ancora giallo e fluido e contiene essenzialmente molecole S8.

Al di sopra di 159°C il suo colore diventa progressivamente più scuro e la sua viscosità aumenta fino a raggiungere un massimo intorno ai 200°C.

Il fenomeno viene spiegato con una crescente rottura degli anelli S8 e con la contemporanea formazione di lunghe molecole a catena lineare che arrivano a contenere decine di migliaia di atomi.

Al di sopra dei 200°C la viscosità comincia a diminuire fino al punto di ebollizione (446.6°C) perché le lunghe catene si rompono. Il vapore, infatti, contiene accanto alle molecole S8 quelle più semplici fino a S2 in rapporto variabile al variare della temperatura.

Dello zolfo esistono anche altre forme allotropiche cristalline nonché forme amorfe e fibrose; quest’ultima detta anche zolfo plastico, si ottiene raffreddando rapidamente in acqua lo zolfo fuso e contiene lunghe catene lineari che si avvolgono a elica.

Lo zolfo elementare è usato per la vulcanizzazione della gomma, processo che consiste nella formazione di ponti di S fra catene idrocarburiche  con doppi legami, e come antiparassitario.

Lo zolfo, pur non essendo particolarmente reattivo, si combina con la maggior parte degli elementi: brucia all’aria dando l’ anidride solforosa e si combina direttamente con gli alogeni.

Reazioni

Non è attaccato dagli acidi non ossidanti, mentre lo attaccano a caldo l’acido nitrico e l’acido solforico:

S + 2 HNO3 → H2SO4 + 2 NO

2 H2SO4 + S → 3 SO2 + 2 H2O

In soluzioni alcaline a caldo dà luogo a reazioni di disproporzione:

3 S + 6 OH→ 2 S2- + SO32- + 3 H2O

Stato naturale e proprietà.

Lo zolfo si trova in natura sia allo stato elementare sia in quello combinato principalmente come solfuro ( tra i quali pirite FeS2, calcopirite CuFeS2, galena PbS, blenda ZnS e cinabro HgS). Fra i solfati più importanti vi sono quelli degli ioni alcalino-terrosi come, ad esempio, l’epsomite MgSO4· 7 H2O; il gesso e l’anidrite CaSO4 · 2 H2O e CaSO4 e quelli di altri ioni che sono scarsamente solubili. Nelle esalazioni vulcaniche spesso sono presenti solfuro di idrogeno  H2S e l’anidride solforosa SO2. Lo zolfo è presente in molti petroli dai quali viene recuperato e si trova negli organismi viventi.

Composti binari.

Con l’idrogeno forma solfuro di idrogeno, un gas molto tossico dall’odore nauseante. Le sue proprietà fisiche sono molto diverse da quelle dell’acqua perché, a causa della minore elettronegatività dello zolfo rispetto a quella dell’ossigeno, non si verifica legame a idrogeno. Viene generalmente preparato trattando solfuri metallici con acidi non ossidanti:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2

L’acido solfidrico si comporta da acido debole diprotico:

H2S + H2O ⇄ HS + H3O+

HS + H2O ⇄ S2- + H3O+

L’acido solfidrico si comporta anche da riducente:

2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O

Riduzione analoga avviene con gli alogeni:

H2S + F2 → 2 HF + S

Viene largamente usato in chimica analitica a causa della sua insolubilità e dei caratteristici colori di molti solfuri metallici.

I solfuri metallici hanno proprietà e caratteristiche molto diverse al variare dello ione metallico; quelli dei metalli più elettropositivi, principalmente alcalini e alcalino-terrosi, sono veri composti ionici solubili in acqua e fortemente idrolizzati per la reazione:

S2- + H2O ⇄ HS + OH

La maggior parte dei solfuri è altamente insolubile anche in soluzione acida e tale proprietà dei solfuri è dovuta al carattere covalente dei legami.

Oltre allo ione solfuro si incontra anche lo ione disolfuro S22- : ad esempio nella pirite FeS2 questo ione è l’equivalente dello ione perossido O22-.

Ossiacidi.

Gli ossiacidi dello zolfo contengono zolfo, ossigeno e idrogeno; tra questi il più importante da un punto di vista industriale è l’acido solforico. Tali ossiacidi vengono classificati in base al numero di atomi di zolfo:

acidi contenenti un atomo di zolfo : acido solforoso H2SO3 e acido solforico H2SO4

acidi contenenti due atomi di zolfo : acido tiosolforico H2S2O3, acido ditionoso H2S2O4, acido pirosolforoso H2S2O5, acido diotionico H2S2O6, acido pirosolforico H2S2O7

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Author: Chimicamo

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