a. Trạng thái tự nhiên

– Sulfur có kí hiệu hoá học là S, số hiệu nguyên tử là 16, độ âm điện là 2.58

– Trong tự nhiên, sulfur tồn tại ở cả dạng đơn chất và hợp chất. Đơn chất sulfur được tìm thấy chủ yếu tại các vùng có núi lửa, nhiều nhất ở các nước thuộc “vành đai lửa” Thái Bình Dương.

– Ở điều kiện thường, sulfur là chất rắn, có thể tồn tại ở dạng bột (Hình 6.1) hoặc tinh thể như hình dưới đây.

 

Mẫu khoáng vật sulfur khai thác từ mỏ

 

Hình 6.1. Khai thác bột sulfur trên miệng núi lửa ở đảo Java, Indonesia

 

b. Tính chất

Tính chất vật lí

– Ở điều kiện thưởng, đơn chất sulfur là chất rắn, có màu vàng, không tan trong nước, tan ít trong ethanol, tan nhiều trong dầu hoả, benzene.

– Sulfur nóng chảy ở khoảng 113 °C, hoá hơi ở khoảng 445 °C.

Cấu tạo phân tử S₈ của sulfur

Tính chất hoá học

– Ở điều kiện thường, phân tử đơn chất sulfur gồm 8 nguyên tử S (S₈). Để đơn giản, người ta dùng kí hiệu S mà không dùng công thức phân tử S₈ trong các phản ứng hoá học.

– Khi tham gia phản ứng hoá học, sulfur thể hiện tính oxi hoá hoặc tính khử.

Tính oxi hoá

Sulfur phản ứng với nhiều kim loại, hydrogen tạo ra các hợp chất sulfide.

 

Ví dụ:

\(\begin{align} & \overset{0}{\mathop{S}}\,(s)+\overset{0}{\mathop{Fe}}\,(s)\xrightarrow{{{t}^{o}}}\overset{+2}{\mathop{Fe}}\,\overset{-2}{\mathop{S}}\,(s) \\ & \overset{0}{\mathop{S}}\,(s)+\overset{0}{\mathop{Hg}}\,(l)\xrightarrow{{{t}^{o}}}\overset{+2}{\mathop{Hg}}\,\overset{-2}{\mathop{S}}\,(s) \\ \end{align}\)

– Trong các phản ứng trên, số oxi hoá của sulfur đã giảm từ 0 xuống -2.

Tính khử

Ở nhiệt độ thích hợp, sulfur phản ứng với một số phi kim như oxygen, chlorine, fluorine. Trong các phản ứng đó, số oxi hoá của sulfur tăng.

 

Ví dụ: \(\begin{array}{*{35}{l}} \overset{0}{\mathop{\text{ }S}}\,(s)+\overset{0}{\mathop{{{O}_{2}}}}\,(g)\xrightarrow{{{t}^{o}}}\overset{+4}{\mathop{S}}\,{{\overset{-2}{\mathop{O}}\,}_{2}}(s) \\ \end{array}\,\,\,\,\,\,\,\,\,{{\Delta }_{\text{r}}}\text{H}_{\text{298}}^{\text{0}}=-296,8\,kJ\)

Ứng dụng

− Lưu hoá cao su

− Sản xuất sulfuric acid

− Sản xuất diêm, thuốc nổ

− Sản xuất thuốc trừ sâu, thuốc diệt nấm

 

Hình 6.2. Một số ứng dụng của sulfur

 

a. Một số tính chất

– Ở điều kiện thường, sulfur dioxide (SO₂) là chất khí không màu, có mùi hắc, độc, tan nhiều trong nước.

– Sulfur dioxide thể hiện tính chất của acidic oxide như phản ứng với nước tạo môi trường acid, phản ứng với basic oxide hoặc base tạo thành muối.

– Sulfur dioxide (SO₂) thể hiện cả tính oxi hoá và tính khử.

Ví dụ:

\(\begin{array}{*{35}{l}} S{{O}_{2}}\left( g \right)\text{ }+\text{ }{{H}_{2}}S\left( g \right)\text{ }\to \text{ }3S\left( s \right)\text{ }+\text{ }2{{H}_{2}}O\left( l \right) \\ 2S{{O}_{2}}\left( g \right)\text{ }+\text{ }{{O}_{2}}\left( g \right)\text{ }\xrightarrow{NO\ hoặc\ N{{O}_{2}}}\text{ }2S{{O}_{3}}\left( g \right) \\ \end{array}\)

b. Ứng dụng

– Sulfur dioxide là chất trung gian quan trọng trong quá trình sản xuất sulfuric acid.

– Oxide này còn được dùng để tẩy trắng vải sợi, đường, sản xuất thuốc trừ sâu và thuốc sát trùng.

– Trong công nghệ thực phẩm trước kia, sulfur dioxide cũng được sử dụng ở nồng độ nhất định để hạn chế sự phát triển của vi sinh vật.

– Khí sulfur dioxide cũng được tạo ra từ quá trình đốt cháy sulfur với mục dích diệt khuẩn và nấm mốc, được dùng để bảo quản hoa quả sấy khô, dược liệu từ thực vật (dân gian còn gọi là quá trình “xông sinh”).

– Tuy nhiên, hiện nay, biện pháp bảo quản này đã bị cấm sử dụng do gây nhiễm độc thực phẩm.