Svavel

	Svavel
Allmänt
Ämnesklass	icke-metaller
Densitet	1,960 kg/m3 (273 K)
Hårdhet	2
Utseende	citrongult
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
	SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

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

Egenskaper

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

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

Sulfider

Svavel som anjon (S^2-) kallas för sulfid. Motsvarande syra är svavelväte (H₂S) .

Oxider

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

Svaveloxosyror och deras salter

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

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

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

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

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

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.

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

Historik

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.

Källor

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 Nationalencyklopedin, band 17. Bra Böcker. 1989. Sid. 457-459. ISBN 91-7024-621-1
↑ ^2,0 ^2,1 Svavel i Nationalencyklopedin
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 Svafvel i Nordisk familjebok (2:a upplagan, 1918)
↑ Ulf Ellervik (2011) Ond kemi : berättelser om människor, mord och molekyler. Fri tanke förlag. ISBN 978-91-86061-30-2.

Sherwood, Martin (1990). Kemin, Grundämnen & föreningar. Bonniers. Sid. 52. ISBN 91-34-50893-7

Se även

Periodiska systemet

[NE17-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 Nationalencyklopedin, band 17. Bra Böcker. 1989. Sid. 457-459. ISBN 91-7024-621-1

[NE-2] 2,0 ^2,1 Svavel i Nationalencyklopedin

[NF-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 Svafvel i Nordisk familjebok (2:a upplagan, 1918)

[Ellervik-4] Ulf Ellervik (2011) Ond kemi : berättelser om människor, mord och molekyler. Fri tanke förlag. ISBN 978-91-86061-30-2.

[1]

[2]

[3]

[4]