सल्फर: इतिहास, गुण, संरचना, प्राप्त करना, उपयोग करता है - रसायन विज्ञान - 2025

सल्फर एक nonmetallic तत्व होता है, ऑक्सीजन के तहत, आवर्त सारणी की काल्कोजन का समूह है। यह विशेष रूप से 3 अवधि के साथ समूह 16 में स्थित है, और इसके प्राकृतिक आइसोटोप के रासायनिक प्रतीक एस द्वारा दर्शाया गया है, ³² एस अब तक सबसे प्रचुर मात्रा में है (सभी सल्फर परमाणुओं का लगभग 94%)।

यह पृथ्वी पर सबसे प्रचुर तत्वों में से एक है, जो इसके कुल द्रव्यमान का लगभग 3% है। दूसरे शब्दों में, यदि ग्रह पर सभी सल्फर को लिया गया था, तो दो पीले चंद्रमा बन सकते हैं; एक के बजाय तीन उपग्रह होंगे। यह विभिन्न ऑक्सीकरण राज्यों (+2, -2, +4 और +6) को अपना सकता है, इसलिए इसके लवण कई हैं और पृथ्वी की पपड़ी और कोर को समृद्ध करते हैं।

सल्फर क्रिस्टल। स्रोत: पिक्साबे

सल्फर पीले, बुरे गंध और नरक का पर्याय है। इसके खराब गंधों का मुख्य कारण इसके व्युत्पन्न यौगिकों के कारण है; विशेष रूप से सोडा और जैविक वाले। बाकी में से, इसके खनिज ठोस होते हैं और इनमें ऐसे रंग होते हैं जिनमें पीला, ग्रे, काला और सफेद (दूसरों के बीच) शामिल होते हैं।

यह उन तत्वों में से एक है जो सबसे बड़ी संख्या में आवंटियों को प्रस्तुत करता है। इसे S ₂ या S _{3 के} छोटे, असतत अणुओं के रूप में पाया जा सकता है; छल्ले या चक्रों के रूप में, ऑर्थोरोम्बिक और मोनोक्लिनिक सल्फर एस ₈ सबसे स्थिर और प्रचुर मात्रा में होने के नाते; और पेचदार जंजीरों के रूप में।

यह न केवल पृथ्वी की पपड़ी में खनिज के रूप में पाया जाता है, बल्कि हमारे शरीर के जैविक मैट्रिक्स में भी पाया जाता है। उदाहरण के लिए, यह अमीनो एसिड सिस्टीन, सिस्टीन और मेथियोनीन में, लौह प्रोटीन, केराटिन और कुछ विटामिन में होता है। यह लहसुन, अंगूर, प्याज, गोभी, ब्रोकोली और फूलगोभी में भी मौजूद है।

रासायनिक रूप से यह एक नरम तत्व है, और ऑक्सीजन की अनुपस्थिति में यह सल्फर खनिज और सल्फेट्स बनाता है। यह एक नीली लौ के साथ जलता है और एक अनाकार या क्रिस्टलीय ठोस के रूप में प्रकट हो सकता है।

सल्फ्यूरिक एसिड के संश्लेषण के लिए आवश्यक होने के बावजूद, एक अत्यधिक संक्षारक पदार्थ, और अप्रिय गंध दिया जाता है, यह वास्तव में एक सौम्य तत्व है। सल्फर को बड़ी सावधानी के बिना किसी भी स्थान पर संग्रहीत किया जा सकता है, जब तक आग से बचा जाता है।

सल्फर का इतिहास

बाइबिल में

मानव जाति के इतिहास में सल्फर सबसे पुराने तत्वों में से एक है; इतना कि इसकी खोज अनिश्चित है और यह ज्ञात नहीं है कि प्राचीन सभ्यताओं में से किसने पहली बार (ईसा से 4000 साल पहले) इसका इस्तेमाल किया था। बाइबल के बहुत पन्नों में, उसे नरक और नरक के साथ पाया जा सकता है।

माना जाता है कि नरक से गंधक की गंध का ज्वालामुखी विस्फोट के साथ संबंध है। इसका पहला खोजक निश्चित रूप से इस तत्व की खानों में आया होगा जैसे कि एक ज्वालामुखी के आसपास के क्षेत्र में धूल की भूमि या पीले क्रिस्टल।

पुरातनता

इस पीले रंग के ठोस ने जल्द ही उल्लेखनीय उपचार प्रभावों का प्रदर्शन किया। उदाहरण के लिए, मिस्रियों ने सल्फर का उपयोग पलकों की सूजन के इलाज के लिए किया था। यह खुजली और मुँहासे से छुटकारा दिलाता है, एक आवेदन जो आज सल्फर साबुन और अन्य त्वचाविज्ञान संबंधी वस्तुओं में देखा जा सकता है।

रोमियों ने अपने अनुष्ठानों में इस तत्व का उपयोग एक धूमिल और ब्लीच के रूप में किया। जब यह जलता है, तो यह SO ₂, एक गैस जारी करता है जो कमरों में पानी भरता है, आर्द्रता के साथ मिश्रण करता है और एक जीवाणुरोधी वातावरण प्रदान करता है जो कीटों को मारने में सक्षम है।

रोमन, यूनानियों की तरह, सल्फर की उच्च दहनशीलता की खोज की, यही वजह है कि यह आग का पर्याय बन गया। इसकी दमकती लपटों का रंग रोमन सर्कस को रोशन कर गया होगा। यह माना जाता है कि यूनानी, अपने हिस्से के लिए, इस तत्व का उपयोग आग लगाने वाले हथियार बनाने के लिए करते थे।

चीनी, अपने हिस्से के लिए, उन्होंने सीखा कि सल्फर को सॉल्टपीटर (KNO ₃) और कोयले के साथ मिला कर, उन्होंने उस काले पाउडर का निर्माण किया, जिसने एक ऐतिहासिक मोड़ दिया, और उस समय के राष्ट्रों में इस खनिज में बड़ी मांग और रुचि पैदा हुई।

आधुनिक समय

मानो बारूद सल्फर, सल्फ्यूरिक एसिड और इसके औद्योगिक अनुप्रयोगों के जल्द ही उभरने के लिए पर्याप्त नहीं था। और सल्फ्यूरिक एसिड की छड़ के साथ, इस परिसर के उपभोग के स्तर के संबंध में किसी देश की संपत्ति या समृद्धि की मात्रा को मापा गया था।

यह 1789 तक नहीं था कि प्रतिभाशाली रसायनज्ञ एंटोनी लावोसियर सल्फर को पहचानने और इसे एक तत्व के रूप में वर्गीकृत करने में सक्षम था। फिर 1823 में जर्मन केमिस्ट इलहार्ड मित्सचेरलिच ने पता लगाया कि सल्फर मुख्य रूप से दो तरीकों से क्रिस्टलीकृत हो सकता है: रॉमोबेह्राल और मोनोक्लिनिक।

सल्फर के इतिहास ने अपने यौगिकों और अनुप्रयोगों के समान पाठ्यक्रम का पालन किया। सल्फ्यूरिक एसिड के विशाल औद्योगिक महत्व के साथ, यह घिसने के वल्कीनकरण, पेनिसिलिन के संश्लेषण, खानों के शोषण, सल्फर में समृद्ध कच्चे तेल के शोधन, मिट्टी के पोषण आदि के साथ था।

गुण

भौतिक उपस्थिति

पाउडर या क्रिस्टल के रूप में भंगुर ठोस। इसका रंग सुस्त नींबू पीला है, यह बेस्वाद है और इसमें कोई गंध नहीं है।

तरल रूप

तरल सल्फर अद्वितीय है कि इसका प्रारंभिक पीला रंग लाल हो जाता है और उच्च तापमान के अधीन होने पर तीव्र और गहरा हो जाता है। जब यह जलता है, तो यह उज्ज्वल नीली लपटों का उत्सर्जन करता है।

अणु भार

32 ग्राम / मोल।

गलनांक

115.21 ° सें।

क्वथनांक

445 ° C है।

प्रज्वलन बिंदु

160 ° C।

स्वयं जलने का तापमान

232 ° से।

घनत्व

२.१ ग्राम / एमएल। हालांकि, अन्य अलॉट्रोप कम घने हो सकते हैं।

मोलर ताप क्षमता

22.75 जे / मोल के

सहसंयोजक त्रिज्या

105 pm 3 बजे।

वैद्युतीयऋणात्मकता

पॉलिंग पैमाने पर 2.58।

विचारों में भिन्नता

एसएस बॉन्ड क्षमाप्रार्थी हैं, क्योंकि दोनों सल्फर परमाणुओं में एक ही इलेक्ट्रोनगेटिविटी है। यह इसके सभी अलॉट्रोप्स, चक्रीय या चेन-आकार, नॉनपोलर बनाता है; और इसलिए, पानी के साथ इसकी बातचीत अकुशल है और इसे इसमें हल नहीं किया जा सकता है।

हालांकि, सल्फर को कार्बन डाइल्फ़ाइड, सीएस ₂, और एरोमेटिक्स (बेंजीन, टोल्यूनि, ज़ाइलीन, आदि) जैसे गैरपॉलिव सॉल्वैंट्स में भंग किया जा सकता है ।

आयन

सल्फर विभिन्न आयनों, आमतौर पर आयनों का निर्माण कर सकता है। सभी का सबसे अच्छा ज्ञात सल्फर, एस ^{2- है} । एस ^2- को भारी होने की विशेषता है और इसमें नरम लुईस बेस है।

क्योंकि यह एक नरम आधार है, सिद्धांत कहता है कि यह नरम एसिड के साथ यौगिकों का निर्माण करेगा; जैसे कि संक्रमण धातु के टुकड़े, Fe ²⁺, Pb ²⁺ और Cu ^{2+ सहित} ।

संरचना और इलेक्ट्रॉनिक कॉन्फ़िगरेशन

सल्फर का ताज

S8 अणु, सल्फर का सबसे स्थिर और प्रचुर मात्रा में आवंटन। स्रोत: बेनजाह- bmm27

सल्फर एलोट्रोप की एक विस्तृत विविधता में हो सकता है; और इसके बदले में क्रिस्टलीय संरचनाएं होती हैं जिन्हें विभिन्न दबावों और / या तापमानों के तहत संशोधित किया जाता है। इसलिए, सल्फर एलोट्रोप्स और पॉलीमॉर्फ में समृद्ध तत्व है, और इसकी ठोस संरचनाओं का अध्ययन सैद्धांतिक-प्रयोगात्मक कार्य के एक अंतहीन स्रोत का प्रतिनिधित्व करता है।

ऐसी संरचनात्मक जटिलता क्यों? शुरू करने के लिए, सल्फर (एसएस) में सहसंयोजक बंधन बहुत मजबूत होते हैं, जो केवल कार्बन, सीसी और हाइड्रोजन के एचएच द्वारा पार किए जाते हैं।

सल्फर, कार्बन के विपरीत, टेट्राहेड्रा नहीं बनाता है, लेकिन बुमेरांग; सल्फर चेन को स्थिर करने के लिए उनके कोण गुना और रिंग के साथ। सभी का सबसे अच्छा ज्ञात रिंग, सल्फर के सबसे स्थिर आवंटन का भी प्रतिनिधित्व करता है, एस ₈, "सल्फर क्राउन" (शीर्ष छवि) है।

ध्यान दें कि एस ₈ में सभी एसएस लिंक व्यक्तिगत बुमेरांग की तरह दिखते हैं, जिसके परिणामस्वरूप एक अंगूठी होती है, जिसमें सभी समतल नहीं होते हैं। ये एस ₈ मुकुट लंदन बलों के माध्यम से बातचीत करते हैं, खुद को इस तरह से उन्मुख करते हैं कि वे संरचनात्मक पैटर्न बनाते हैं जो ऑर्थोम्बिक क्रिस्टल को परिभाषित करते हैं; S ₈ α (S-α, या बस ऑर्थोम्बिक सल्फर) कहा जाता है।

पॅलिमरफ्स

सल्फर मुकुट इस तत्व के लिए कई आवंटियों में से एक है। एस ₈ α इस मुकुट का एक बहुरूप है। एस ₈ among और S ₈ two (S-β और S-।, क्रमशः) नामक दो अन्य (सबसे महत्वपूर्ण) हैं। दोनों पोलीमोर्फ एस ₈ (सघन (गामा सल्फर) के साथ मोनोक्लिनिक संरचनाओं में क्रिस्टलीकृत होते हैं ।

तीनों पीले ठोस हैं। लेकिन आप प्रत्येक पॉलिमर को अलग से कैसे प्राप्त करेंगे?

S _{8 8} को S ₈ α से 93 ° C तक गर्म करके तैयार किया जाता है, फिर इसके धीमी गति से शीतलन को ऑर्थोरोम्बिक चरण (α) में वापस लाने की अनुमति देता है। और दूसरी ओर S ₈ γ, तब प्राप्त होता है जब S ₈ α 150 ° C पर पिघल जाता है, फिर से इसे धीरे-धीरे ठंडा करने की अनुमति देता है; यह सल्फर क्राउन पॉलिमॉर्फ का सबसे घना है।

अन्य चक्रीय एलोट्रोप्स

क्राउन एस ₈ एकमात्र चक्रीय एलोट्रोप नहीं है। एस ₄, एस ₅ (साइक्लोपेंटेन के अनुरूप), एस ₆ (साइक्लोहेक्सेन जैसे एक षट्भुज द्वारा प्रतिनिधित्व), एस ₇, एस ₉ और एस _{10-20 जैसे अन्य हैं}; उत्तरार्द्ध का मतलब है कि दस से बीस सल्फर परमाणुओं वाले छल्ले या चक्र हो सकते हैं।

उनमें से प्रत्येक सल्फर के विभिन्न चक्रीय आवंटन का प्रतिनिधित्व करता है; और बदले में, इस पर जोर देने के लिए, उनके पास बहुरूपताओं या बहुरूपी संरचनाओं की किस्में हैं जो दबाव और तापमान पर निर्भर करती हैं।

उदाहरण के लिए, एस ₇ में चार ज्ञात पॉलिमर हैं: α, γ, has, और has। उच्च आणविक द्रव्यमान के सदस्य या मुकुट कार्बनिक संश्लेषण के उत्पाद हैं और प्रकृति में प्रबल नहीं होते हैं।

सल्फर की जंजीर

सल्फर की चेन। स्रोत: ओपनस्टैक्स

जैसे-जैसे अधिक सल्फर परमाणुओं को संरचना में शामिल किया जाता है, उनकी अंगूठी की प्रवृत्ति कम हो जाती है और सल्फर श्रृंखला खुली रहती है और पेचदार अनुरूपता को अपनाती है (जैसे कि वे सर्पिल या स्क्रू थे)।

और इस प्रकार, सल्फर अलोट्रोप्स का एक और ज्वालामुखी परिवार उभरता है जिसमें छल्ले या चक्र शामिल नहीं होते हैं लेकिन जंजीरों की तरह (ऊपर की छवि में एक)।

जब ये एसएस चेन क्रिस्टल के समानांतर में लाइन अप करते हैं, तो वे अशुद्धियों को फँसाते हैं और रेशेदार सल्फर, या एस-ψ नामक एक रेशेदार ठोस को परिभाषित करते हैं। यदि इन समानांतर श्रृंखलाओं के बीच सहसंयोजक बंधन हैं जो उन्हें परस्पर जोड़ते हैं (जैसा कि रबर के वल्कनीकरण के साथ होता है), हमारे पास लामिना सल्फर है।

जब सल्फर एस ₈ पिघलता है, तो एक पीले रंग का तरल चरण प्राप्त होता है जो तापमान बढ़ने पर अंधेरा हो सकता है। ऐसा इसलिए है क्योंकि एसएस बॉन्ड टूट गए हैं, और इसलिए एक थर्मल डीपोलाइराइजेशन प्रक्रिया होती है।

ठंडा होने पर यह तरल प्लास्टिक और फिर कांचदार विशेषताओं को दिखाता है; अर्थात्, एक विलेय और अनाकार सल्फर (S-is) प्राप्त किया जाता है। इसकी संरचना में छल्ले और सल्फर श्रृंखला दोनों शामिल हैं।

और जब रेशेदार और लामिना अलोट्रोप का मिश्रण अनाकार सल्फर से प्राप्त किया जाता है, तो Crystex का उत्पादन किया जाता है, रबर के वल्कनीकरण के लिए उपयोग किया जाने वाला एक वाणिज्यिक उत्पाद।

छोटे अलॉट्रोप्स

यद्यपि उन्हें अंतिम छोड़ दिया जाता है, वे उच्च आणविक द्रव्यमानों के आवंटियों की तुलना में कम महत्वपूर्ण (या दिलचस्प) नहीं हैं। S ₂ और S ₃ अणु O ₂ और O ₃ के सल्फरयुक्त संस्करण हैं । पहले में, दो सल्फर परमाणुओं को एक डबल बांड, एस = एस के साथ जोड़ा जाता है, और दूसरे में अनुनाद संरचनाओं के साथ तीन परमाणु होते हैं, एस = एसएस।

S ₂ और S ₃ दोनों गैसीय हैं। एस ₃ एक चेरी लाल रंग दिखाता है। दोनों के पास प्रत्येक ग्रंथ सूची के लिए एक अलग लेख है।

इलेक्ट्रोनिक विन्यास

सल्फर परमाणु के लिए इलेक्ट्रॉन विन्यास है:

3s ² 3p ⁴

यह अपनी वैलेंस ऑक्टेट को पूरा करने के लिए दो इलेक्ट्रॉनों को प्राप्त कर सकता है, और इस प्रकार -2 का ऑक्सीकरण राज्य है। इसी तरह, यह इलेक्ट्रॉनों को खो सकता है, इसकी 3p कक्षाओं में दो के साथ शुरू होता है, इसकी ऑक्सीकरण स्थिति +2; यदि आप दो और इलेक्ट्रॉनों को खो देते हैं, तो उनके 3p ऑर्बिटल्स खाली होने के साथ, आपका ऑक्सीकरण राज्य +4 होगा; और यदि आप सभी इलेक्ट्रॉनों को खो देते हैं, तो यह +6 होगा।

प्राप्त

मिनेरालॉजिकल

सल्फर कई खनिजों का हिस्सा है। इनमें पाइराइट (FeS ₂), गैलिना (PbS), covellite (CuS), और अन्य सल्फेट और सल्फाइड खनिज हैं। उन्हें संसाधित करके, न केवल धातुओं को निकाला जा सकता है, बल्कि लाल रंग की प्रतिक्रियाओं की एक श्रृंखला के बाद सल्फर भी हो सकता है।

यह ज्वालामुखीय vents में एक शुद्ध तरीके से भी प्राप्त किया जा सकता है, जहां तापमान बढ़ने पर यह पिघलता है और ढलान को फैलाता है; और अगर यह आग पकड़ता है, तो यह रात में नीले लावा की तरह दिखाई देगा। कठिन श्रम, और ज़ोरदार शारीरिक श्रम के माध्यम से, सल्फर को काटा जा सकता है, जैसा कि सिसिली में काफी बार किया जाता था।

सल्फर भूमिगत खदानों में भी पाया जा सकता है, जो इसे पिघलाने और सतह पर ले जाने के लिए सुपरहीट पानी को पंप करने के लिए बनाए जाते हैं। इस प्राप्त करने की प्रक्रिया को फ्रेस्च प्रक्रिया के रूप में जाना जाता है, जिसका वर्तमान में बहुत कम उपयोग किया जाता है।

तेल

आज ज्यादातर सल्फर तेल उद्योग से आता है, क्योंकि इसके कार्बनिक यौगिक कच्चे तेल और इसके परिष्कृत डेरिवेटिव की संरचना का हिस्सा हैं।

यदि एक कच्चा या परिष्कृत उत्पाद सल्फर में समृद्ध है और हाइड्रोडेसल्फ्यूराइजेशन से गुजरता है, तो यह बड़ी मात्रा में एच ₂ एस (बदबूदार अंडे की तरह बदबूदार गैस) को छोड़ देगा:

आरएसआर + 2 एच ₂ → 2 आरएच + एच ₂ एस

H ₂ S को क्लॉस प्रक्रिया में रासायनिक रूप से उपचारित किया जाता है, जिसे निम्नलिखित रासायनिक समीकरणों के साथ संक्षेप में प्रस्तुत किया गया है:

3 ओ ₂ + 2 एच ₂ एस → 2 एसओ ₂ + 2 एच ₂ ओ

एसओ ₂ + 2 एच ₂ एस → 3 एस + 2 एच ₂ ओ

अनुप्रयोग

सल्फर के कुछ उपयोग नीचे और सामान्य तरीके से उल्लिखित हैं:

- यह पौधों और जानवरों दोनों के लिए एक आवश्यक तत्व है। यह दो अमीनो एसिड में भी मौजूद है: सिस्टीन और मेथियोनीन।

- यह सल्फ्यूरिक एसिड के लिए कच्चा माल है, जो एक यौगिक है जो अनगिनत वाणिज्यिक उत्पादों की तैयारी में शामिल है।

- दवा उद्योग में इसका उपयोग सल्फर डेरिवेटिव के संश्लेषण के लिए किया जाता है, पेनिसिलिन उदाहरणों के लिए सबसे अच्छा ज्ञात है।

- एसएस बॉन्ड के साथ बहुलक जंजीरों को इंटरकनेक्ट करके घिसने के वल्कीनकरण की अनुमति देता है।

- इसका पीला रंग और अन्य धातुओं के साथ इसका मिश्रण वर्णक उद्योग में इसे वांछनीय बनाता है।

- एक अकार्बनिक मैट्रिक्स के साथ मिश्रित, जैसे कि रेत और चट्टानें, कंक्रीट और सल्फर डामर को कोलतार को बदलने के लिए तैयार किया जाता है।

जोखिम और सावधानियां

सल्फर अपने आप में एक हानिरहित, विषैला पदार्थ है, और इसमें कोई संभावित जोखिम भी नहीं है, जब तक कि यह अन्य यौगिकों को बनाने के लिए प्रतिक्रिया नहीं करता है। इसका सल्फेट लवण खतरनाक नहीं है और इसे बड़ी सावधानियों के बिना संभाला जा सकता है। हालांकि, इसके गैसीय व्युत्पन्न: एसओ ₂ और एच ₂ एस, दोनों अत्यधिक विषैले नहीं हैं।

यदि यह तरल चरण में है, तो यह गंभीर जलन पैदा कर सकता है। यदि इसे बड़ी मात्रा में निगल लिया जाता है तो यह आंतों में एच ₂ एस के उत्पादन को ट्रिगर कर सकता है। अन्यथा, यह उन लोगों के लिए किसी भी जोखिम का प्रतिनिधित्व नहीं करता है जो इसे चबाते हैं।

सामान्य शब्दों में, सल्फर एक सुरक्षित तत्व है जिसे बहुत अधिक सावधानियों की आवश्यकता नहीं होती है, सिवाय इसके कि यह आग और मजबूत ऑक्सीकरण एजेंटों से दूर रहे।

संदर्भ

1. कंपकंपी और एटकिंस। (2008)। अकार्बनिक रसायन शास्त्र। (चौथा संस्करण)। मैक ग्रे हिल।
2. लौरा क्रैपानज़ानो। (2006)। सल्फर का बहुरूपता: संरचनात्मक और गतिशील पहलू। भौतिकी.Université यूसुफ-फूरियर - ग्रेनोबल I अंग्रेजी। fftel-00204149f
3. विकिपीडिया। (2019)। सल्फर का आबंटन। से पुनर्प्राप्त: en.wikipedia.org
4. मेयर ने बाजी मारी। (1976)। तात्विक गंधक। रासायनिक समीक्षा, खंड 76, नंबर 3।
5. डॉ डग स्टीवर्ट। (2019)। सल्फर तत्व तथ्य। Chemicool। से पुनर्प्राप्त: chemicool.com
6. डोनाल्ड डब्ल्यू। डेविस और रान्डेल ए। डेट्रो। (2015)। सल्फर इतिहास। जॉर्जिया खाड़ी सल्फर निगम। से पुनर्प्राप्त: georgiagulfsulfur.com
7. हेलमेनस्टाइन, ऐनी मैरी, पीएच.डी. (11 जनवरी, 2019)। 10 रोचक सल्फर तथ्य। से पुनर्प्राप्त: सोचाco.com
8. वरदान, सी।; बॉन्ड, सी; हॉलमैन, ए।; जेनकिंस, जे (2017)। सल्फर जनरल फैक्ट शीट; राष्ट्रीय कीटनाशक सूचना केंद्र, ओरेगन स्टेट यूनिवर्सिटी एक्सटेंशन सर्विसेज। npic.orst.edu