Schwefel

Eigenschaften, Verwendung und wichtige chemische Verbindungen

1. Eigenschaften

Schwefel ist das zweite Element der sechsten Hauptgruppe des Periodensystems. Der Name stammt vom lateinischen sulphur= Schwefel.

Schwefel ist ein gelbes, geruchloses Nichtmetall, das in zahlreichen Modifikationen auftritt. Die Basisstruktur ist ein gewellter Achterring („Kronenform“). Bei 444°C siedet Schwefel, wobei der Dampf aus Molekülen besteht, die nicht mehr als 8 Moleküle enthalten. Schwefel zeichnet sich durch seine große Reaktivität aus. So geht er mit fast allen anderen Elementen Verbindungen ein. Ausnahmen sind: Edelgase, Stickstoff, Tellur, Jod sowie die Edelmetalle Gold, Platin und Iridium. In seinen Verbindungen hat Schwefel im allgemeinen die Oxidationsstufe –2. Schwefel tritt sowohl gediegen als auch gebunden in sedimentären Lagerstätten und vulkanischen Ablagerungen auf.

Wichtige Schwefelmineralien:

• Zinkblende ZnS
• Anhydrit CaSO4
• Kieserit MgSO4
• Glaubersalz Na2SO4

Wird Schwefel an Luft erhitzt verbrennt er zu Schwefeldioxid. Zur Erlangung der Edelgaskonfiguration fehlen ihm lediglich 2 Elektronen. Schwefel ist ein schlechter elektrischer und thermischer Leiter.

Es gibt 4 Arten des Schwefels: Den α-, den β-, den λ- und den μ- Schwefel.

1.1 Fester Schwefel

Unter Normalbedingungen tritt die feste Modifikation, der sogenannte „rhombische Schwefel“ oder „α- Schwefel“ in Erscheinung.

Bei dieser Modifikation handelt es sich um gelbe, rhombische Kristalle, die aus ringförmigen S8- Molekülen aufgebaut sind. Diese spröden Kristalle sind geruch- und geschmacklos, in Wasser unlöslich, schwer löslich in Alkohol und Ether und leicht löslich in Kohlendisulfid.

Bei einer Temperatur von 95,6°C wandelt sich α- Schwefel unter geringem Wärmeverbrauch und Volumenvergrößerung langsam in eine zweite, etwas weniger dichte feste Modifikation, den sogenannten „monoklinen Schwefel“ oder „β- Schwefel“ um, der in Kohlendisulfid leicht löslich ist. β- Schwefel tritt in Form farbloser, nadelförmiger Kristalle in Erscheinung. Auch beim β- Schwefel handelt es sich um S8- Ringmoleküle, die aber anders aufgebaut sind als bei der α- Form.

1.2 Flüssiger Schwefel

Bei 119,6°C schmilzt der monokline Schwefel (β- Schwefel) zu einer dünnen, durchsichtigen, hellgelben Flüssigkeit, dem sogenannten „λ- Schwefel“ oder „cyclo- Oktaschwefel“. Diese Modifikation wird ebenfalls aus S8 Ringen gebildet. In flüssigem Schwefel können sich aber neben den S8 Ringen auch Ringe anderer Molekülgrößen befinden: z.B. S6, S7, S9, S10, S12, S18, etc.. Kühlt man diese Flüssigkeit unmittelbar nach dem Schmelzen ab. So erstarrt sie wieder bei 119.6°C und löst sich nach dem Erstarren vollständig in Kohlendisulfid auf.

Doch bei weiterem Erhitzen brechen die Schwefelringe auf und eine weitere Modifikation tritt hinzu. Die μ- Form oder „catena- Polyschwefel“ ist dunkelbraun, harzartig zäh und besteht aus langen S- Molekülketten mit helixartiger Struktur. Diese Ketten können bis zu einer Million Schwefelatome enthalten. Anfangs stehen die λ- Modifikation und die μ- Modifikation im Gleichgewicht. Der Anteil des μ- Schwefels wächst mit steigender Temperatur und überwiegt oberhalb von 159°C.

2. Verwendung

2.1 Vorkommen

Schwefel gehört mit Sauerstoff, Selen, Tellur und Polonium zur Gruppe der Chalkogene. Sein Anteil am Aufbau der Erdkruste beträgt ca. 0,05 Gewichtsprozent. In der Natur kommt Schwefel unter anderem auch rein vor. Diese gediegenen Vorkommen sind vulkanischen Ursprungs und wurden in den vergangenen Jahrhunderten bevorzugt abgebaut. Reiner Schwefel wird gewonnen durch das Ausschmelzen und die anschließende Destillation schwefelhaltiger Gesteine und Erze. Mächtige Lager von freiem Schwefel finden sich vor allem in Italien (Sizilien), Nordamerika (Louisiana und Texas), Mittelamerika (Mexiko), Südamerika (Peru und Chile), Japan (Hokkaido) und Polen. Anorganisch gebundener Schwefel findet sich vorwiegend in Form von Sulfiden (Salze des Schwefelwasserstoffs H2S) und Sulfaten (Salze der Schwefelsäure H2SO4). Die Sulfide bezeichnet man je nach ihrem Aussehen als Kiese, Blenden und Glanze. Die meistverbreiteten unter ihnen sind der Eisenkies FeS2 (Schwefelkies, Pyrit), der Kupferkies CuFeS2, der Bleiglanz PbS und die Zinkblende ZnS.

Die wichtigsten Sulfate der Natur sind Calciumsulfat (Gips CaSO4 2 H2O), Magnesiumsulfat (Bittersalz MgSO4 7H2O), Bariumsulfat (Schwerspat CaSO4) und Natriumsulfat (Glaubersalz).

Auch als Bestandteil der Eiweißstoffe findet sich der Schwefel organisch gebunden im Pflanzen- und Tierreich. Der bei der Verwesung von Tierleichen oder beim Faulen von Eiern auftretenden üble Geruch kommt hauptsächlich von Schwefelverbindungen, die sich bei Eiweißfäulnis bilden. Auch in allen fossilen Rohstoffen, wie Kohle, Erdöl und Erdgas, kommen Schwefelverbindungen in erwähnenswerten Mengen vor.

2.2 Gewinnung

Heute verwendet man großteils das Frasch- Verfahren. Es wurde um 1900 von Hermann Frasch entwickelt, um Schwefellager in Texas und Louisiana in einigen hundert Metern tiefe auszubeuten.

Drei Rohre werden in das Bohrloch eingeführt. Am Fuß ist das äußere Rohr perforiert, durch die Löcher tritt von oben eingesperrter überhitzter Wasserdampf (rund 180°C) in das Schwefellager. 10- 15 Tonnen Dampf schmelzen eine Tonne Schwefel. Durch das innere Rohr wird heiße Pressluft (rund 40 bar) eingeblasen, die dann den geschmolzenen Schwefel im mittleren Rohr zutage bringt. So ein Bohrloch fördert ca. 300 Tonnen Schwefel pro Tag.

Der erstarrte Schwefel ist so rein, dass er direkt an die Verbraucher verschickt werden kann. Zur Zeit werden ca. 80 Tonnen Schwefel pro Jahr abgebaut. Der Preis dafür beträgt ca. 145 Euro pro Tonne

Einen weiteren großen Anteil erhält man bei der Entschwefelung von Erdöl und Erdgas nach dem Claus- Verfahren. In zwei Stufen wird der im Erdgas (oder in Kokereigasen) enthaltene Schwefelwasserstoff (H2S) zunächst zu einem Drittel mit Sauerstoff in einer Brennkammer zu Schwefeldioxid verbrannt. Dieses wird dann zusammen mit den restlichen zwei Dritteln Schwefelwasserstoff in Gegenwart eines Bauxitkatalysators bei 300°C umgesetzt:

1. Schritt 2 H2S + 3 O2 -→ 2 SO2 + 2 H2O
2. Schritt 2 SO2 + 4 H2S -→ 6 S + 4 H2O
3. Schritt 6 H2S + 3 O2 -→ 6 S + 6 H2O

2.3 Verwendung

Da Schwefel an den verschiedensten Stellen der Erde vorkommt, war dieser Stoff bereits Menschen des Altertums bekannt. Besonders die Brennbarkeit des Schwefels und die stechenden Dämpfe, die bei seiner Verbrennung frei wurden, weckten schon früh das Interesse der Menschen. In China und im alten ägypten verwendete man Schwefel zum Bleichen von Textilien und zum Räuchern. Auch im antiken Griechenland kannte man die gelbe Substanz, wo sie darüber hinaus auch als Arzneimittel eingesetzt wurden.

Auch für die Alchemisten des Mittelalters war Schwefel von ganz besonderem Interesse, zumal man annahm, dass Schwefeldämpfe Ausdünstungen der Hölle waren. Mehr durch Zufall entdeckte ein deutscher Mönch Anfang des 14. Jahrhunderts die explosive Wirkung eines pulverförmigen Gemisch, das ganz wesentlich aus Schwefel bestand. Als Schießpulver sollte es wenig später di gesamte Waffentechnologie grundlegend verändern. Aber erst 1777 erkannte der Franzose Antoine de Lavoisier in der gelben Substanz ein eigenständiges Element. Mit dem Beginn der industriellen Revolution im ausgehenden 18. Jahrhundert wurde auch die technische Bedeutung von Schwefel und insbesondere Schwefelsäure spürbar. Der größte Abnehmer von Schwefelsäure, deren Erzeugung schon seit dem Mittelalter bekannt war, blieb lange Zeit die Textilindustrie.

Schwefel ist neben Salz, Kalk, Kohle und Erdöl einer der fünf Basisrohstoffe der chemischen Industrie. Etwa 85% der Schwefelproduktion dienen der Schwefelsäureherstellung. Rund 10% werden rein genutzt. Reiner Schwefel wird unter anderem zur Herstellung von Schießpulver, Streichhölzern und Feuerwerkskörpern benutzt. Zum „Schwefel“ das heißt zum Abtöten von Bakterien und Schimmelpilzen, wird Schwefel auch beim Reinigen der Weinfässer oder bei der Konservierung von Nahrungsmittel eingesetzt. Im Pflanzenschutz wird Schwefel in Form von Netzschwefel (entsteht durch erhitzen reinen Schwefels und anschließender Auskristallisieren in kaltem Wasser), benutzt. Spritzungen mit Netzschwefel wirken gegen Schorf und gegen Mehltau,

Auch in der Medizin spielt Schwefel eine große Rolle. Chronische Bronchitis und Tuberkulose werden ebenso mit Schwefelpräparaten behandelt wie Bluthochdruck und Verletzungen der Mundschleimhaut. Schwefelhaltige Heilquellen helfen gegen Rheuma, Gicht oder Ekzeme. In der kosmetischen Medizin sind schwefelhaltige Präparate in der Behandlung von Akne oder Schuppen nicht mehr wegzudenken.

Je mehr Schwefel ein Land verbraucht, desto höher ist sein Lebensstandart. Das gilt für landwirtschaftliche Produkte und ganz besonders für die Industrie. In der Stahlindustrie ist Schwefel genauso unentbehrlich, wie bei der Vulkanisierung von Kautschuk ( Herstellung von Autoreifen).

3. Wichtige chemische Verbindungen

Chemische Reaktionen von Schwefel

S + O2 -→ SO2 (Schwefeldioxid)

SO2 + H2O -→ H2SO3 (schwefelige Säure)

2 SO2 + O2 -→ 2 SO3 (Schwefeltrioxid)

SO3 + H2O -→ H2SO4 (Schwefelsäure)

3.1 Schwefelwasserstoff H2S

3.1.1 Eigenschaften

Schwefelwasserstoff ist ein farbloses, nach faulen Eiern riechendes, stark giftiges Gas, das sich leicht zu einer farblosen Flüssigkeit kondensieren lässt, welche bei -60°C siedet und bei –85°C erstarrt. Flüssiger Schwefelwasserstoff ist wie flüssiges Wasser ein Lösungsmittel für zahlreiche Stoffe.

Bei hoher Temperatur zerfällt Schwefelwasserstoff in Umkehrung seiner Bildung aus den Elementen wieder weitgehend in Schwefel und Wasserstoff.

2 H2S + 2 O2 -→ 2 S + 2 H2O

Eine gesättigte Lösung besitzt einen pH- Wert von 4,5 und reagiert schwach sauer. An der Luft entzündet, verbrennt er je nach Luftzufuhr mit blauer Flamme zu Wasser und Schwefeldioxid oder zu Wasser und Schwefel. Mit Metallen bildet er bei Anwesenheit von Feuchtigkeit Metallsulfide, z.B. mit Eisen Eisensulfid, mit Chlor Chlorwasserstoff und mit Schwefelsäure Schwefel und Schwefeldioxid.

3.1.2 Entstehung von H2S

Vulkanismus:

Viele Vulkane wie zum Beispiel der Vesuv enthalten in ihren Abgasen neben Schwefeldioxid auch große Mengen von Schwefelwasserstoff. Hierher kommen auch die Schwefelwasserstoffanteile in manchen Heilbädern.

Anaerobe Fäulnisprozesse:

H2S entsteht bei der Zersetzung von schwefelhaltigen Aminosäuren der Eiweißstoffe unter dem Einfluss von Fäulnis- u. Schwefelbakterien, z.B. in Sümpfen, stehenden Gewässern und Kläranlagen.

Menschen und Tiere emittieren mit Atemluft und Darmgasen stets H2S.

Im Labor kann Schwefelwasserstoff durch die Einwirkung von Salzsäure auf Eisensulfid erhalten werden:

FeS + 2 HCL -→ FeCl2 + H2S

In der Technik erfolgt die Herstellung durch die Reaktion von Schwefel und Wasserstoff bei ca. 350°C mit Hilfe von Katalysatoren:

S + H2 -→ H2S

Wirkung auf den menschlichen Körper

Schwefelwasserstoff ist ein hochgiftiges Gas, das fast so giftig wie Blausäure wirkt. Luft, die nur wenig Prozent des Gases enthält, wirkt innerhalb weniger Sekunden tödlich. Vergiftungen mit kleineren Mengen führen zu Schwindel, Atemnot und Erregungszuständen. Die Giftwirkung beruht auf einer Umwandlung des Blutfarbstoffes Hämoglobin zu Sulfhämoglobin, einer Schwefelverbindung. Dadurch wird das Atemzentrum gelähmt, dem eine Schädigung des Herzens folgt. Bei Vergiftungsfällen sollte viel frische Luft geatmet und gegebenenfalls auch künstlich beatmet werden.

3.1.4 Verwendung

Außer zur Schwefelgewinnung dient Schwefelwasserstoff zur Herstellung von Natriumhydrogensulfid, Natriumsulfid und organischen Schwefel- Verbindungen wie Thiophenen und Thiolen.

Schwefelwasserstoff wird auch verwendet bei der Herstellung von Sulfatzellstoff nach dem Kraft- Verfahren und bei der Oberflächenbehandlung von Metallen

3.2 Schwefeldioxid SO2

3.2.1 Eigenschaften

Schwefeldioxid ist ein farbloses, stechend riechendes, nicht brennbares Gas. Es lässt sich leicht zu einer farblosen Flüssigkeit verdichten, die bei -10°C siedet und bei -75,48°C zu weißen Kristallen erstarrt. In Wasser ist Schwefeldioxid leicht löslich. Flüssiges Schwefeldioxid ist ein ausgezeichnetes Lösungsmittel für viele anorganische und organische Stoffe.

In der Natur befindet sich Schwefeldioxid in vulkanischen Gasen und im Erdgas.

Die wässrige Lösung des Schwefeldioxids reagiert sauer und verhält sich auch sonst wie eine Säurelösung. Im übrigen ist das Schwefeldioxid durch seine reduzierende Wirkung ausgezeichnet, die auf seinem Bestreben beruht, sich zur Oxidationsstufe der Schwefelsäure zu oxidieren:

SO2 + O -→ SO3

Viele organische Farbstoffe werden durch Schwefeldioxid entfärbt, worauf die Bleichwirkung beruht, die man z.B. zum Bleichen von Stroh, Seide, Seide, Wolle und anderen Stoffen verwendet, welche die Chlorbleiche nicht vertragen.

Die oxidierende Wirkung des Schwefeldioxids zeigt sich nur beim Erhitzen mit besonders kräftigen Reduktionsmittel (Magnesium, Aluminium, Kalium, Calcium), da die Sauerstoffatome des SO2- Moleküls sehr fest gebunden sind. Dementsprechend unterhält auch Schwefeldioxid die Verbrennung nicht. Man kann daher z.B. Brände im Inneren von Schornsteinen dadurch löschen, dassman unter Schwefel abbrennt. Der Schwefel bindet dann allen Sauerstoff, so dass der Ruß nicht weiterbrennen kann.

3.2.2 Herstellung

Beim Verbrennen von Schwefel an der Luft entsteht Schwefeldioxid

S + O2 -→ SO2

Ein weiteres wichtiges Verfahren stellt das Rösten des Minerals Pyrit (Eisensulfid FeS2) oder anderer Sulfiderze dar. Der Pyrit wird auf über 800°C erhitzt, wobei sich Röstgase bilden:

4 FeS2 + 11 O2 -→ 2 Fe2O3 + 8 SO2

Das Schwefeldioxid wird durch eine Absorption mit kaltem Wasser aus den Röstgasen abgetrennt und danach wieder aus dem Wasser mit Wasserdampf ausgetrieben. Daneben existieren noch weitere Verfahren, insbesondere entsteht Schwefeldioxid als Nebenprodukt bei vielen chemischen Reaktionen.

3.2.3 Verwendung

Verwendung in erster Linie für die Schwefelsäureproduktion. Da die Verdampfungsenergie sehr groß ist dient flüssiges SO2 als Kühlmedium in Kältegeräten. Weitere Nutzung als Desinfektionsmittel, in der Schädlingsbekämpfung und zum Bleichen.

Bei festen Brennstoffen (Braun- und Steinkohle) ist nur eine Entschwefelung der Rauchgase möglich. Die heute in Kraftwerken meist verwendeten Verfahren benötigen dazu Kalk oder Calciumhydroxid, wobei der Kalk bereits im Verbrennungsraum zugesetzt wird und/ oder die Rauchgase mit einer Calciumhydroxidlösung zur Reaktion gebracht werden.

CaCO3 CO2

SO2 + -→ CaSO3 +

Ca(OH)2 H2O

Das entstehende Calciumsulfid CaSO3 reagiert zum Großteil mit Sauerstoff weiter zu Calciumsulfat CaSO4 (Gips), das Endprodukt kann von der Baustoffindustrie verwendet werden.

3.2.4 Wirkung auf den menschlichen Körper

Schwefeldioxid ist ein starkes Atemgift. Schon geringe Konzentrationen in der Luft (0,04%) können Husten, Atemnot oder eine Entzündung der Atemwege hervorrufen. Lösungen von Schwefeldioxid in Wasser verätzen die Magenwände, wenn sie getrunken werden.

3.3 Schwefeltrioxid SO3

3.3.1 Eigenschaften

Schwefeltrioxid tritt in drei Modifikationen auf:

α- und β- SO3 bilden weiße, glänzende verfilzte Nadeln der Moleküle (SO3)n und (SO3)m mit m > n > 3. Beim Schmelzen zerfallen sie zu (SO3)3 und SO3. Das feste SO3 im Handel ist ein Gemisch aus α- und β- Form.

γ- SO3 ist eine eisartige, durchscheinende, vorwiegend aus (SO3)2- Molekülen aufgebaute Masse. Sie schmilzt bei 16,86°C. Unterhalb von Raumtemperatur geht diese Modifikation langsam in die α- und β- Form über.

SO3 raucht an feuchter Luft durch Bildung von Schwefelsäuretröpfchen und ist ein starkes Oxidationsmittel. Mit Wasser reagiert Schwefeltrioxid unter starker Wärmeentwicklung zu Schwefelsäure.

3.3.2 Herstellung

Schwefeltrioxid kann nicht durch direkte Verbrennung von Schwefel hergestellt werden, da Schwefeltrioxid in der Wärme zerfällt. Technische Gewinnung bei 400- 600°C aus Schwefeldioxid:

2 SO2 + O2 -→ 2 SO3

Reines SO3 wird aus Oleum; z.B. durch Destillation und Verflüssigung der Dämpfe gewonnen, wobei die Temperatur von 27°C nicht unterschritten werden darf, um ein Erstarren des SO3 zu verhindern.

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist sehr klein und muss durch Katalysatoren (z.B. Platin) beschleunigt werden.

Gewinnung im Labor durch Entwässern von konzentrierter Schwefelsäure oder durch Erhitzen von rauchender Schwefelsäure.

3.3.3 Verwendung

Zur Herstellung von Chlorsulfonsäure, Thionchlorid und Amidoschwefelsäure; zur Sulfonierung organischer Verbindungen insbesondere in der Waschmittelindustrie

3.4 Schwefelige Säure H2SO3

3.4.1 Eigenschaften

Schwefelige Säure ist eine farblose, zweiprotonige Säure, sie zerfällt leicht in H2O und SO2. Von Bedeutung sind vor allem ihre Salze. Man gewinnt die Salze der schwefeligen Säure durch Einleiten von Schwefeldioxid in wässrige Lösungen oder Suspensionen von Hydroxiden.

Die wichtigste Eigenschaft der schwefeligen Säure und ihrer Salze ist ihre reduzierende Wirkung. Sie beruht auf dem Bestreben der schwefeligen Säure in die höhere Oxidationsstufe der Schwefelsäure überzugehen.

So wandeln sich z.B. die Sulfite und die schwefelige Säure in wässrigen Lösungen an der Luft langsam in Sulfate bzw. Schwefelsäure um.

3.4.2 Gewinnung

Schwefeldioxid ist gut wasserlöslich, wobei ein Teil der Moleküle mit Wasser zu schwefeliger Säure reagiert:

SO2 + H2O -→ H2SO3

Die Reaktion von Schwefeldioxid in wässrigen Lösungen erfolgt in zwei Stufen:

1. Stufe: SO2 + 2 H2O -→ H3O+ + HSO3- Hydrogensulfit- Ion
2. Stufe: HSO3- + H2O -→ H3O+ + SO32- Sulfit- Ion

3.4.3 Verwendung

Als Bleichmittel für Wolle, Seide und Stroh; zur Sulfitzellstoffgewinnung; als Reduktionsmittel z.B. in der analytischen Chemie

3.5 Schwefelsäure H2SO4

3.5.1 Eigenschaften

Die zweibasige Schwefelsäure ist eine farblose, ölige Flüssigkeit. Sie ist stark hygroskopisch (wasseranziehend) und wirkt stark oxidierend. In konzentrierter Form enthält sie noch 2 % Wasser und sie mischt sich mit Wasser unter starker Wärmeentwicklung. Ihr Siedepunkt liegt bei 338°C.

Konzentrierte Schwefelsäure zerstört organische Stoffe wie Zucker, Baumwollgewebe oder Haut unter Bildung von schwarzen Kohlenstoff. Gibt man in einem Glas konzentrierte Schwefelsäure auf Traubenzucker, entzieht sie dem Kohlenhydrat Wasserstoff und Sauerstoff, so dass nur noch das Kohlenstoffgerüst des Zuckers zurückbleibt. Man erhält nach einer Weile eine stark aufgeblähte Masse.

Im Magen verursacht Schwefelsäure lebensgefährliche Verätzungen. Gegenmaßnahmen sind das Trinken von Milch und die Neutralisation der Säure mit einer Mischung aus Wasser und Magnesiumoxid:

MgO + H2SO4 -→ MgSO4 + H2O

Eisen und Blei widerstehen der konzentrierten Schwefelsäure. Eisen wird passiviert und das Blei bildet einen unlöslichen überzug aus Bleisulfat. Daher kann Schwefelsäure unbedenklich in Bleigefäßen aufbewahrt oder in Eisenrohren transportiert werden. Reine 100%- ige Schwefelsäure leitet den elektrischen Strom nur schwach. Mit zunehmender Verdünnung spaltet die Säure zunächst ein Proton (H+) ab, bei stärkerer Verdünnung dissoziiert auch das zweite Proton und die Leitfähigkeit nimmt zu:

1. Schritt:

H2SO4 + H2O -→ HSO4- + H3O+

∪

H+

Schwefelsäure + Wasser -→ Hydrogensulfation + H3O+- Ion

---------------------------------------

2. Schritt:

HSO4- + H2O -→ SO42- + H3O+

∪

H+

Hydrogensulfation + Wasser -→ Sulfation + H3O+- Ion

---------------------------------------

Gesamtreaktion:

H2SO4 + 2 H2O -→ SO42- + 2 H3O+

3.5.2 Herstellung

Das Doppelkontaktverfahren

In der chemischen Industrie ist das Bleikammerverfahren inzwischen von dem Kontaktverfahren verdrängt worden.

1. Schritt:

In einem Verbrennungsofen wird reiner Schwefel mit Luftsauerstoff verbrannt, dabei entsteht in einer Oxidation Schwefeldioxid:

S + O2 -→ SO2

2. Schritt:

Das bei der Verbrennung von Schwefel zu Schwefeldioxid entstandene Röstgas besteht vor allem aus Stickstoffverbindungen, Sauerstoff und Schwefeldioxid. Das Röstgas darf nicht sofort direkt über den Kontakt im Kontaktofen geleitet werden, da zunächst eine Reinigung des Gasgemischs vollzogen werden muss. Flugstaub und Arsenverbindungen, die im Röstgas enthalten sind, wirken nämlich als „Katalysatorengifte“. Zur Reinigung des Röstgases wird heute die Elektrofiltration eingesetzt.

3. Schritt:

Im Kontaktofen wird das gereinigte Gasgemisch mit Sauerstoff weit oxidiert, dabei entsteht Schwefeltrioxid:

2 SO2 + O2 -→ 2 SO3

Damit diese Reaktion überhaupt stattfindet, müssen folgende Reaktionsbedingungen vorliegen:

• eine Temperatur von 440°C
• Verhältnis des Gasgemischs Schwefeldioxid: Sauerstoff = 1 : 2
• Vorliegen eines Vanadiumoxid- Katalysators, welcher die Reaktion beschleunigt

Erst wenn diese drei Bedingungen erfüllt sind, verläuft die Reaktion optimal.

4. Schritt

Im Zwischenabsorber wird Schwefeltrioxid in konzentrierte Schwefelsäure eingeleitet.

Im Endabsorber wird Wasser zugegeben. Das Schwefeltrioxid löst sich im Wasser und bildet dabei Schwefelsäure nach folgender Reaktionsgleichung:

SO3 + H2O -→ H2SO4

Diese Reaktion findet nur statt, wenn zum Schwefeltrioxid im Zwischenabsorber konzentrierte Schwefelsäure zugegeben wird. Das Schwefeltrioxid bildet mit der konzentrierten Schwefelsäure Oleum (rauchende Schwefelsäure), welche mit Wasser zu Schwefelsäure zerfällt. Eine Direkteinleitung des Schwefeltrioxids in Wasser würde zu einer zu heftigen Reaktion führen.

Im Handel erhält man die entstandene „Kontaktsäure“ als konzentrierte Schwefelsäure (98%) oder als „rauchende Schwefelsäure“ (Oleum), die einen SO3- überschuss enthält.

3.5.3 Verwendung

Schwefelsäure ist die meist gebrauchte Chemikalie der Welt. Der größte Teil der Schwefelsäureerzeugung geht an die Landwirtschaft zur Produktion von Phosphat- oder Sulfatdüngern. Auch bei der Herstellung von künstlichen Tensiden, Arzneimitteln (Sulfonamide), Farbestoffen, Sprengstoffen (TNT, Nitroglycerin), Kunststoffen, Waschmitteln, Trockenmittel, Autobatterien und Nahrungsmittelsäuren (Zitronensäure, Ascorbinsäure,....) spielt Schwefelsäure eine wichtige Rolle.

3.6. Organische Schwefelverbindungen

Thiole oder Thioalkohole sind Monosubstitutionsprodukte des Schwefelwasserstoffs und enthalten als funktionelle Gruppe die SH- Gruppe. z.B. Cystein (eine Aminosäure).

Thiole haben ebenso wie Alkohole niedrige Schmelzpunkte, da sie keine Wasserstoffbrücken ausbilden können. Thiole sind auch viel stärker sauer als Alkohole und bilden gut kristallisierende Schwermetallsalze.

3.6.1. Vorkommen

In der Natur bilden sich Thiole bei Zersetzungsprozessen (Fäulnis) von Eiweiß. Sie sind für den unangenehmen Geruch bei der Verwesung organischer Substanzen mit verantwortlich.

Auch in allen fossilen Rohstoffen, wie Kohle, Erdöl und Erdgas, kommen Schwefelverbindungen in erwähnenswerten Mengen vor.

3.6.2. Reaktionen

Thiole können oxidiert werden. Der Angriff erfolgt nicht am C- Atom wie bei den Alkoholen, sondern am S- Atom. Man enthält je nach Bedingungen Disulfide oder Sulfonsäuren.

3.6.3. Sulfonsäuren R -SO3H

Die SO3H- Gruppe heißt Sulfonsäuregruppe. In den Sulfonsäuren ist der Schwefel direkt an ein C- Atom gebunden.

Herstellung

Aromatische Sulfonsäuren entstehen durch die Sulfonierung von Benzol mit SO3 oder konzentrierter Schwefelsäure.

Verwendung

Die Natriumsalze aromatischer Sulfonsäuren dienen als Tenside. Zu den wichtigsten Vertretern der Anionenaktiven Tenside gehören die Fettalkoholsulfate (Natriumsalze der Schwefelsäure von Fettalkoholen), Alkylsulfonate und Alkylbenzolsulfonate (Salze starker Säuren mit einer starken Base).

Fettalkoholsulfat: O

||

CH3 - ( CH2 )n - O - S - O- Na+

||

O

Einige Sulfonamide werden als Chemotherapeutikum verwendet.

Knoblauch enthält eine Vielzahl an S- haltigen Verbindungen, die unter anderem für sein intensives Aroma verantwortlich sind. Viele dieser Verbindungen zeigen aber auch antibakterielle Eigenschaften und hemmen z.B. das Bakterienwachstum.

Quellen:

Internet:

• www.seilnacht.tuttlingen.com
• www.uniterra.de

Bücher:

• Holleman/ Wiberg: „Lehrbuch der anorganischen Chemie“
• Gutmann/ Hengge: „Anorganische Chemie, eine Einführung“
  fünfte, überarbeitete und neu gestaltete Auflage
• Römpp (Herausgegeben von Jürgen Falbe/ Manfred Regitz)
• „Chemie Lexikon“ PI- S
• dtv- Atlas zur Chemie: „Allgemeine und anorganische Chemie, Band1“

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