주기율표의 위치: 황은 주기 3, VI 그룹, 주(A) 하위 그룹에 있습니다.
유황의 원자 번호는 16이므로 유황 원자의 전하는 + 16이고 전자의 수는 16입니다. 3개의 전자 준위(주기와 동일), 외부 준위에서 6개의 전자(그룹 수와 동일) 주요 하위 그룹).
레벨별 전자 배열 방식:
16S)))
2 8 6
32 S 황 원자의 핵은 16개의 양성자(핵 전하와 동일)와 16개의 중성자(원자 질량에서 양성자 수를 뺀 값: 32 - 16 = 16)를 포함합니다.
단순한 물질로서의 황은 결정질 황과 플라스틱의 두 가지 동소 변형을 형성합니다.
결정성 황- 황색 고체, 취성, 가용성(융점 112°C), 물에 불용성. 유황 및 유황을 함유한 많은 광석은 물에 젖지 않습니다. 따라서 유황 분말은 표면에 떠 있을 수 있지만 유황은 물보다 무겁습니다(밀도 2g/cm3).
이것이 부유선광(flotation)이라고 하는 광석 선광 방법의 기초입니다. 부순 광석을 물이 담긴 용기에 담가 공기를 불어넣습니다. 유용한 광석의 입자는 기포에 의해 픽업되어 운반되고 폐석(예: 모래)은 바닥에 침전됩니다.
플라스틱 유황색상이 어둡고 고무처럼 늘어날 수 있습니다.
이러한 특성 차이는 분자 구조와 관련이 있습니다. 결정질 황은 8개의 황 원자를 포함하는 고리 분자로 구성되며 플라스틱 황에서는 원자가 긴 사슬로 연결되어 있습니다. 플라스틱 유황은 유황을 끓여서 찬물에 부으면 얻을 수 있습니다.
단순성을 위해 황은 분자의 원자 수 S를 지정하지 않고 방정식에 기록됩니다.
화학적 특성:
- 환원제와의 반응: 금속, 수소, - 황은 산화제로 나타납니다(산화 상태 -2, 원자가 II). 황 및 철 분말을 가열하면 황화철이 형성됩니다.
Fe + S = FeS
수은과 함께 황 나트륨 분말은 실온에서 반응합니다.
Hg + S = HgS - 수소가 용융된 황을 통과하면 황화수소가 형성됩니다.
H 2 + S = H 2 S - 강한 산화제와의 반응에서 황이 산화됩니다. 따라서 유황 화상, 유황 산화물 (IV)이 형성됩니다 - 유황 가스 :
S + O 2 \u003d SO 2
황산화물(IV)은 산성 산화물입니다. 물과 반응하여 황산을 형성함:
SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3
이 반응은 일반적으로 황 불순물을 포함하는 석탄이 연소될 때 대기에서 발생합니다. 그 결과 산성비가 내리므로 보일러의 배기가스를 청소하는 것은 매우 중요합니다.
촉매가 있는 경우 산화황(IV)은 산화황(VI)으로 산화됩니다.
2SO 2 + O 2 2SO 3 (반응은 가역적임)
산화황(VI)은 물과 반응하여 황산을 형성합니다.
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
SO 3 - 무색 액체, 17 ° C에서 결정화, 45 ° C에서 기체 상태로 전환
유황은 멘델레예프의 주기율표 16에 위치한 화학 원소이며 기호 S(라틴어 유황에서 유래)로 표시됩니다. 황의 원소적 성질은 1777년 프랑스 과학자이자 화학자 앙투안 라부아지에(Antoine Lavoisier)에 의해 확립되었습니다. 유황은 섭씨 444도에서 끓습니다. 녹을 때 고체에서 액체 상태로 바뀌면서 녹는 온도의 그라데이션에 따라 점차 색이 변합니다. 예를 들어, 이 화학 원소는 섭씨 160도에 도달하면 색이 노란색에서 갈색으로 바뀌고 190도까지 가열되면 색이 짙은 갈색으로 바뀝니다. 190도의 온도 영역에 도달하면 유황은 구조의 점도를 잃어 점차 액체가됩니다. 요소는 300도까지 가열되면 완전히 유체가 됩니다.
유황은 고체에서 액체로 변하는 능력 외에도 여러 가지 흥미로운 특징을 가지고 있습니다. 따라서 음의 열전도율을 가지며 전기를 전혀 전도하지 않습니다. 물에는 절대 녹지 않지만 구조에 물 분자가 없는 액체(예: 암모니아)에는 완벽하게 용해됩니다. 그것은 유기 성질을 특징으로하는 용매 및 이황화탄소와 잘 상호 작용합니다. 또한 황에 대한 설명에 화학적 풍미를 더할 수 있습니다. 본질적으로 유황은 활성이며 어떤 화학 원소와 가열하면 화학 반응에 완벽하게 들어갈 수 있습니다. 다음과 같은 물질과 상호 작용할 수 있습니다.
- - 실온에서 반응합니다.
- 금속으로 - 황화물을 생성하고 동시에 산화제입니다.
- 산소 - 섭씨 280도의 온도 표시까지 가열하여 산화물의 조합을 형성합니다.
- 불소 -이 물질과 함께 황은 환원제로 나타납니다.
- 인 또는 탄소 - 공기 공급이 없으면 황은 산화제로 나타납니다.
역사적 정보
천연 상태 또는 황 화합물 형태의 화학 원소 황은 수천 년 전에 인류에게 알려졌습니다. 그것의 독특한 특성은 성경과 토라의 신성한 페이지뿐만 아니라 호메로스의 시와 다른 출처에도 언급되어 있습니다. 그 속성 때문에 유황은 모든 종류의 의식과 종교 의식에 사용되었습니다. 유황은 "신성한" 향의 중요한 구성 요소 중 하나였으며, 이 향은 영혼을 추방하고 소환하는 데 사용되었습니다. 그것은 수은과 함께 유황을 사용하여 "온 사람들을 놀라게"하는 데 사용되었으며 고대 무당은 불타는 상태에서 악마, 영혼 및 기타 악령을 격퇴하고 추방 할 수 있다고 믿었습니다.
유황은 군사 목적의 소이 혼합물을 만드는 데 사용되는 "그리스 불"을 만들고 사용하는 데 필수적인 부분이 되었습니다. 중국에서는 8세기경에 유황을 불꽃으로 사용했고, 그 정확한 공식은 금지되었고, 유황의 유통은 사형에 처해질 수 있었습니다.
유황(가연성의 시작)과 수은(금속성의 시작의 상징)이 모든 금속의 주성분이라는 의견이 있었습니다. 그러한 가설은 아랍 연금술에서 일어났습니다.
또한 세라는 이 방법이 의학에서 가장 효과적인 방법으로 여겨져 오랫동안 피부병 치료를 받아왔다.
유황 적용
유황의 범위는 매우 다면적이고 다양합니다. 유황은 주로 화학 산업에서 황산을 생성하는 데 사용됩니다. 농업 (주로 포도와 목화의 해충 및 질병 퇴치에 도움이되는 도구를 만들기 위해). 유황은 또한 고무 생산에 사용되며 성냥 제조에 사용되며 염료 및 발광 화합물의 일부입니다. 의학에서 유황은 진흙 목욕에 사용됩니다. 소위 balneotherapy (라틴어에서 "물에 담그기") - 관절염 및 피부 질환 치료에 도움이됩니다. 과학적으로 입증되지는 않았지만 유황은 천식 치료에도 사용되지만 많은 과학자들은 호흡기 질환의 출현을 유발할 수 있는 유황 증기라고 생각합니다.
식품의 유황
유황은 다음과 같은 식품이 풍부합니다.
- 구스베리,
- 포도,
- 베이커리 제품,
- 마늘,
- 아스파라거스,
- 양배추,
- 마른 쇠고기,
- 닭고기 달걀,
- 유제품,
- 곡물 등
체내 유황 부족
인체의 유황 부족 (매일 4-6mg 섭취)은 다음과 같은 질병의 형태로 나타납니다.
- 탈모 또는 완전한 대머리,
- 신장병,
- 다양한 알레르기,
- 푸석푸석하고 푸석푸석한 모발,
- 관절 통증,
- 변비,
- 부서지기 쉬운 손톱,
- 빈맥.
유황에 대한 흥미롭고 유익한 사실
유황은 세포, 연골 및 신경 섬유의 구조에 참여하기 때문에 인체의 필수 요소입니다. 또한 신진 대사 과정에 관여합니다. 신경계의 작업과 조정의 우수한 안정제로 나타납니다. 유황은 혈당 수치의 균형을 유지하여 당뇨병으로 고통받는 사람들에게 매우 유익합니다.
유황은 관절과 연골의 통증을 줄이고 담즙을 제거하는 데 도움이 됩니다. 또한 신체에 항염 효과가 있으며 조직 재생에 사용됩니다. 성장하는 유기체의 근육 조직을 강화하는 데 도움이 됩니다.
유황 자체는 무취이지만 다른 성분과 결합하면 썩은 계란 냄새가 난다.
우리가 볼 수 있듯이 언뜻보기에는 눈에 띄지 않고 평범한 유황은 광범위한 응용 분야로 인해 본격적인 인간 생활에서 없어서는 안될 구성 요소입니다. 유황이 없으면 우리의 삶은 그 혜택을 잃어 버렸고 건강은 그렇게 강하지 않았을 것입니다.
테이블의 유황
멘델레예프) -
높은 전기음성
요소, 쇼
비금속 속성. 입력
수소와 산소
화합물이 포함되어 있습니다
다양한 이온, 많은 형성
산과 염. 다수
황 함유 염
물에 잘 녹는다
천연 유황 광물
유황은 화학 분야에서 16위입니다.지각에 있는 원소의 풍부함.
자유(네이티브) 상태에서 발생
및 관련 양식.
가장 중요한 천연 황화합물 FeS2 -
철 황철광, PbS - 납광택, HgS -
단사. 유황은 풍부한 여섯 번째 요소입니다.
자연수에서 주로 형태로 발견됩니다.
황산 이온 및 "일정한" 원인
담수 경도. 필수적인
고등 생물을 위한 요소, 구성 요소
모발에 집중된 많은 단백질.
유황 회수
유황은 주로 제련을 통해 얻습니다.천연 유황이 있는 곳에서 직접
지하에 있는 예금. 유황 광석은 다양한
방법 - 발생 조건에 따라 다릅니다.
유황 퇴적물은 거의 항상 축적을 동반합니다.
유독 가스 - 유황 화합물. 게다가, 당신은 할 수 없습니다
자연 발화 가능성을 잊어 버리십시오.
노천광에서 광석을 채굴할 때 굴착기
광석이 놓여 있는 암석층이 제거됩니다.
폭발은 광석 층을 부수고 그 후에 광석 블록
농축액에서 황을 추출하는 공장으로 보내집니다.
1890년 Herman Frasch는 아래에서 황을 녹일 것을 제안했습니다.
땅과 유정과 같은 우물을 통해
표면으로 펌핑하십시오. 상대적으로 낮음
(120°C 미만) 유황 융점
Frasch의 아이디어의 현실을 확인했습니다. 1890년
테스트가 시작되어 성공으로 이어졌습니다.
물리적 특성
유황은 산소와 매우 다릅니다.안정적인 형성 능력
호모체인. 결정질 황 - 취성
노란색 물질. 공식
플라스틱 유황은 가장 자주 작성됩니다.
원자가 있기 때문에 그냥 S
분자가 아니라 구조. 물 속의 유황
불용성, 일부 변형
유기용매에 녹이다
이황화탄소와 같은.
화학적 특성
실온에서 황은 다음과 반응합니다.불소, 염소 및 농축 산화성 산(HNO3, H2SO4), 환원성
속성:
S+3F2=SF6
S + Cl2 = SCl2
S + 6HNO3(농축) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(농축) = 3SO2 + 2H2O
황은 공기 중에서 연소하여 이산화황을 형성합니다.
자극적인 냄새가 나는 무색 기체: S + O2 = SO2
금속과 상호 작용하면 황화물을 형성합니다.
가열하면 황이 탄소와 반응하여
규소, 인, 수소.
유황은 가열하면 알칼리에 용해됩니다.
산업 분야의 유황
유황은 황산을 생산하는 데 사용됩니다.산, 고무 가황, 같은
농업의 살균제 및 방법
콜로이드성 유황 - 약용
마약. 또한 구성의 유황
역청 조성물이 사용됩니다.
유황 아스팔트를 얻기 위해. 또한 유황
종이 생산에 사용
페인트, 비료, 휘발유 등…
황(위도 유황) S, 멘델레예프 주기율표 VI 족의 화학 원소; 원자 번호 16, 원자 질량 32.06. 천연 유황은 4개의 안정한 동위원소로 구성되어 있습니다: 32 S(95.02%), 33 S(0.75%), 34 S(4.21%), 36 S(0.02%). 인공 방사성 동위원소 31S( T 1/2 = 2,4 비서), 35S( T 1/2 = 87,1 심), 37S( T 1/2 = 5,04 분).
역사 참조. 고유 상태의 유황과 유황 화합물의 형태는 고대부터 알려져 왔습니다. 그것은 성경, 호머의 시 등에 언급되어 있습니다. S.는 종교 의식 동안 "신성한" 향의 일부였습니다. S. 타는 냄새가 악령을 몰아 낸다고 믿어졌습니다. S.는 "그리스 화재"(10세기 AD)와 같은 군사 목적을 위한 소이 혼합물의 필수 구성요소였습니다. 8세기경. 중국에서는 불꽃놀이를 불꽃놀이로 사용하기 시작했습니다. S. 및 그 화합물은 오랫동안 피부 질환을 치료하는 데 사용되었습니다. 아랍 연금술 시대에 황(가연성의 시작)과 수은(금속성의 시작)이 모든 금속의 구성 요소로 간주되었다는 가설이 제기되었습니다. S.의 기본적 성격은 A. L. 라부아지에비금속 단순체 목록에 포함시켰습니다(1789). 1822년 E. 미헤를리히 C의 동소체를 발견했다.
자연의 분포. S.는 매우 일반적인 화학 원소를 나타냅니다(Clark 4.7-10 -2). 자유 상태에서 발견 천연 유황) 및 화합물 형태 - 황화물, 다황화물, 황산염 (참조. 천연 황화물, 천연 황산염, 황화물 광석). 바다와 바다의 물에는 나트륨, 마그네슘, 칼슘의 황산염이 포함되어 있습니다. 내인성 과정에서 형성되는 200개 이상의 S. 광물이 알려져 있습니다. 150개 이상의 유황 광물(주로 황산염)이 생물권에서 형성됩니다. 황화물이 황산염으로 산화되는 광범위한 과정은 차례로 2차 H 2 S와 황화물로 환원됩니다. 이러한 반응은 미생물의 참여로 발생합니다. 생물권의 많은 과정에서 황이 농축됩니다. 황은 토양, 석탄, 기름, 바다 및 대양의 부식질(8.9–10–2%), 지하수, 호수 및 솔론착에 축적됩니다. 점토와 혈암에서 S.는 전체 지각보다 6배, 석고에서는 200배, 지하 황산염에서는 수십 배입니다. 생물권의 S. 순환: 강수와 함께 대륙으로 이동하고 유거수와 함께 바다로 돌아갑니다. 지구의 지질학적 과거에 S.의 근원은 주로 SO 2 및 H 2 S를 포함하는 화산 폭발의 산물이었습니다. 인간의 경제 활동은 S.의 이동을 가속화했습니다. 황화물의 산화가 강화되었습니다.
물리적 및 화학적 특성. S.는 두 가지 동소 변형 형태로 안정적인 고체 결정질 물질입니다. 마름모꼴 a-S 레몬 옐로우, 밀도 2.07 g/cm3, 티 mp 112.8°C, 95.6°C 미만에서 안정 단사정 b-S 허니 옐로우, 밀도 1.96 g/cm3, 티융점 119.3 °C, 95.6 °C와 융점 사이에서 안정적입니다. 이 두 형태는 결합 에너지가 S - S 225.7인 8원 고리 분자 S 8에 의해 형성됩니다. kJ/mol.
녹으면 S.는 이동성 황색 액체로 변하며 160°C 이상에서는 갈색으로 변하고 약 190°C에서는 점성이 있는 암갈색 덩어리가 됩니다. 190°C 이상에서는 점도가 감소하고 300°C에서는 다시 액체가 됩니다. 이것은 분자 구조의 변화 때문입니다. 160 ° C에서 S 8 고리가 끊어지기 시작하여 열린 사슬로 변합니다. 190 °C 이상으로 더 가열하면 이러한 사슬의 평균 길이가 줄어듭니다.
250~300°C로 가열된 은을 찬물에 가느다란 흐름으로 부으면 황갈색의 탄성 덩어리(플라스틱 은)가 생성됩니다. 그것은 이황화탄소에 부분적으로만 용해되어 침전물에 느슨한 분말을 남깁니다. CS 2 수정에 가용성은 l-S, 불용성 - m-S라고합니다. 실온에서 이러한 변형은 모두 안정적인 취성-S로 변형됩니다. 티 kip C. 444.6 °C(국제 온도 척도의 표준점 중 하나). 끓는점의 증기에는 S 8 분자 외에도 S 6 , S 4 및 S 2 도 있습니다. 더 가열하면 큰 분자가 분해되고 900°C에서는 S2만 남고 약 1500°C에서는 눈에 띄게 원자로 해리됩니다. 고온의 C. 증기가 액체 질소로 동결되면 -80 ° C 이하에서 안정한 보라색 변형이 형성되어 S 2 분자에 의해 형성됩니다.
C. 열과 전기의 열악한 전도체입니다. 물에 거의 녹지 않으며 무수 암모니아, 이황화탄소 및 여러 유기 용매(페놀, 벤젠, 디클로로에탄 등)에 잘 용해됩니다.
원자 S 3의 외부 전자 구성 s2 3p4. 화합물에서 S.는 -2, +4 및 +6의 산화 상태를 나타냅니다.
S.는 화학적으로 활성이며 N 2 , I 2 , Au, Pt 및 불활성 가스를 제외하고 가열될 때 거의 모든 원소와 특히 쉽게 결합합니다. 300 ° C 이상의 공기 중 CO 2는 산화물을 형성합니다. SO 2 - 이산화황그리고 SO 3 - 황산 무수물, 각각 아황산그리고 황산, 뿐만 아니라 그들의 소금 아황산염그리고 황산염(또한보십시오 치오산그리고 티오황산염). 이미 추위에서 S는 F 2와 격렬하게 결합하고 가열되면 Cl 2와 반응합니다(참조. 불화황, 염화황); 브롬 C.는 S 2 Br 2만을 형성하며 요오드화 황은 불안정합니다. 가열(150~200°C)하면 H 2 와 가역적인 반응이 일어나 황화수소. S.는 또한 소위 일반식 H 2 S x의 다황 수소를 형성합니다. 설판. 많은 유기황 화합물.
가열되면 황은 금속과 상호 작용하여 해당 황 화합물(황화물)과 다황 금속(다황화물)을 형성합니다. 800-900 ° C의 온도에서 C. 증기는 탄소와 반응하여 이황화탄소 CS2. S.의 질소 화합물(N 4 S 4 및 N 2 S 5)은 간접적으로만 얻을 수 있습니다.
영수증. 원소 황은 황화수소의 산화 및 이산화황의 환원뿐만 아니라 천연 황에서 얻습니다. S.를 추출하는 방법은 다음을 참조하십시오. 유황 광석. 황 생산을 위한 황화수소의 공급원은 코크스, 천연 가스 및 석유 분해 가스입니다. H 2 S를 처리하기 위한 수많은 방법이 개발되었습니다. 다음이 가장 중요합니다. 1) H 2 S는 나트륨 모노하이드로티오아르세네이트 용액을 사용하여 가스에서 추출됩니다.
Na 2 HAsS 2 + H 2 S \u003d Na 2 HAsS 3 O + H 2 O.
그런 다음 용액에 공기를 불어 넣으면 S.가 자유 형태로 침전됩니다.
NaHAsS 3 O + 1/2 O 2 \u003d Na 2 HAsS 2 O 2 + S.
2) H 2 S는 농축된 형태로 기체로부터 분리된다. 그런 다음 그 벌크는 대기 산소에 의해 C로 산화되고 부분적으로는 SO 2 로 산화됩니다. 냉각 후 H 2 S와 생성된 가스(SO 2, N 2, CO 2)는 촉매(활성화된 보크사이트 또는 특별히 제조된 알루미늄 겔)가 있는 두 개의 연속 전환기로 들어가 다음 반응이 발생합니다.
2H 2 S + SO 2 \u003d 3S + 2H 2 O.
S.의 SO 2 생산은 석탄 또는 천연 탄화수소 가스와의 환원 반응을 기반으로 합니다. 때때로 이 생산은 황철광 광석의 가공과 결합됩니다.
1972년에 세계의 초등당(사회주의 국가 제외)은 3,200만 톤을 생산했다. 티; 대부분은 천연 천연 광석에서 채굴되었습니다. 70년대. 20 세기 (황화수소 함유 연료 가스의 대규모 침전물 발견과 관련하여) 가장 중요한 것은 H 2 S로부터 황을 얻는 방법입니다.
C. 황광석에서 직접 제련, C.는 천연 덩어리라고 불립니다. H 2 S 및 SO 2 - 가스 덩어리에서 얻습니다. 증류에 의해 정제된 천연 덩어리 S.를 정제라고 합니다. 액체 상태의 융점 이상의 온도에서 증기로부터 응축된 다음 금형에 부어 - 절단 C. C.가 융점 이하로 응축될 때 미세한 C. 분말이 응결실의 벽에 형성됨 - 유황색 . 특히 고도로 분산된 S.를 콜로이드라고 합니다.
애플리케이션. S.는 주로 황산 생산에 사용됩니다. 제지 산업(아황산염 셀룰로오스 생산); 농업(주로 포도와 목화와 같은 식물 질병 퇴치); 고무 산업(가황제); 염료 및 발광 조성물의 생산; 검은 (사냥) 화약을 얻기 위해; 성냥 제조에.
I.K.말리나.
체내 유황. S.는 유기 및 무기 화합물의 형태로 모든 살아있는 유기체에 지속적으로 존재하며 중요한 생체 요소. 건조 물질의 평균 함량은 해양 식물에서 약 1.2%, 육상 - 0.3%, 해양 동물에서 0.5-2%, 육상 - 0.5%입니다. S.의 생물학적 역할은 그것이 살아있는 자연에 널리 분포되어 있는 화합물의 일부라는 사실에 의해 결정됩니다. 메티오닌, 시스테인), 따라서 단백질 및 펩티드; 코엔자임( 코엔자임하지만, 리포산), 비타민( 비오틴, 티아민), 글루타치온다른 사람 설프히드릴기(-SH) 시스테인 잔기는 많은 효소의 구조와 촉매 활성에 중요한 역할을 합니다. 개별 폴리펩타이드 사슬 내 및 사이에 이황화 결합(- S - S -)을 형성하는 이 그룹은 단백질 분자의 공간 구조를 유지하는 데 관여합니다. 동물에서 S.는 유기 황산염과 설폰산의 형태로도 발견됩니다. 콘드로이틴황산(연골과 뼈에서), 타우로콜산(담즙에서), 헤파린, 타우린. 일부 철 함유 단백질(예: 페로독신)에서 S.는 산에 불안정한 황화물 형태로 발견됩니다. S.는 에너지가 풍부한 결합을 형성할 수 있습니다. 거대 화합물.
고등 동물의 유기체에서 S.의 무기 화합물은 소량으로 주로 황산염(혈액, 소변에서)과 티오시아네이트(타액, 위액, 우유, 소변에서)의 형태로 발견됩니다. 해양 생물은 민물 및 육상 생물보다 S.의 무기 화합물이 더 풍부합니다. 식물과 많은 미생물의 경우 황산염(SO 4 2-)은 인산염 및 질산염과 함께 미네랄 영양의 가장 중요한 공급원입니다. 유기 화합물에 혼입되기 전에 유황은 원자가의 변화를 겪은 다음 가장 덜 산화된 상태의 유기 형태로 전환됩니다. 그 다음에. S.는 세포의 산화 환원 반응에 널리 관여합니다. 세포에서 아데노신 삼인산(ATP)과 상호작용하는 황산염은 활성 형태인 황산 아데닐로 전환됩니다.
이 반응을 촉매하는 효소인 설퍼릴라제(ATP: 황산염 - 아드닐릴트랜스퍼라제)는 자연계에 널리 분포되어 있습니다. 이 활성화된 형태에서 설포닐기는 추가 변형을 겪습니다. 다른 수용체로 전달되거나 환원됩니다.
동물은 S.를 유기 화합물의 일부로 동화시킵니다. 독립 영양 유기체는 주로 황산염 형태의 무기 화합물에서 세포에 포함된 모든 황을 얻습니다. 고등 식물, 많은 조류, 균류 및 박테리아는 유황의 독립 영양 동화가 가능합니다. (박테리아 배양에서 특별한 단백질이 분리되어 환경에서 세포막을 통해 황산염을 세포로 전달합니다.) 미생물은 자연에서 S. 주기에서 중요한 역할을 합니다 - 탈황 박테리아그리고 유황 박테리아. 개발 중인 많은 S. 퇴적물은 생물학적 기원입니다. S.는 항생제의 일부입니다( 페니실린, 세팔로스포린); 그 화합물은 다음과 같이 사용됩니다. 방사선 보호 수단, 식물 보호 제품.
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유황(위도 유황)은 멘델레예프 주기율표 VI 그룹의 화학 원소입니다. 원자 번호 16, 원자 질량 32.06.
인류는 고대부터 회색에 익숙했습니다. 유황과 그 연소 생성물인 산화물(IV) SO 2 는 오랫동안 직물을 표백하고 의약품을 만들고 무기를 검게 하고 흑색 화약을 만드는 데 사용되었습니다. 가장 고대 문명의 국가에서는 천연 유황이 매우 일반적이었습니다. 노란색 광물의 매운 냄새가 나는 이 연료의 시칠리아 퇴적물은 고대 로마인에 의해 개발되었습니다. 유황의 러시아어 이름은 밝은 노란색을 의미하는 고대 힌두교 "syr"에서 유래했습니다. 그러나 항상 유황이 밝은 노란색은 아닙니다. 그것의 색깔은 온도뿐만 아니라 황이 동소체 수정(가장 유명한 것은 마름모꼴 및 단사정계 황임)에 따라 달라집니다. 액체 공기에 담그면 황은 거의 흰색이 됩니다(동소체 참조).
유황은 지구에서 가장 흔한 화학 원소 중 하나로 지각 전체 질량의 약 4.7 10-2%를 차지합니다. 천연 황이 발생하지만 대부분의 매장량은 황화물 및 황산염 화합물의 형태입니다. 주요 것들은 황철광 FeS2, 아연 블렌드 ZnS, 구리 황철광 FeCuS2, 석고 CaSO4-2H2O입니다. 지구의 유황의 대부분은 지각이 아니라 1200-3000km의 깊이에 황화물(황화수소산 H2S의 염) 형태로 농축되어 있다고 믿어집니다. 천연 유황은 얕은 깊이의 퇴적물에서 채굴됩니다.
천연 황을 추출하는 잘 알려진 방법은 열적입니다. 유황은 가용성이며 112.8 ° C의 온도에서 액체로 변합니다 (열 공급 속도 및 황의 동소체 변형에 따라 다름). 대부분의 광물은 이러한 방식으로 가열될 때 고체 상태를 유지하며 용융 유황을 함유한 암석에서 쉽게 제거할 수 있습니다. 황은 또한 금속 황화물 광석을 배소하는 동안 형성되는 산화물(IV) SO2에서 얻습니다.
유황은 비금속이며 반응성 원소입니다. 많은 금속과 반응합니다. 실온에서는 알칼리, 알칼리 토류, 구리, 은, 수은과 반응하고 가열되면 철, 알루미늄, 납, 아연과 반응합니다. 유황은 금과 백금과만 상호작용하지 않습니다. 이 원소는 금속만큼 쉽지는 않지만 비금속(질소 및 요오드 제외)과 함께 화합물에 들어갑니다. 화합물에서 황의 산화 상태는 -2(H2S)에서 +6(SO3)까지 다양합니다. 황의 약 절반 세계에서 채굴된 황산 H2SO4는 화학 산업에 매우 중요한 주요 황 화합물이며, 또 다른 25%는 제지 생산에 매우 중요한 칼슘 하이드로설파이트 Ca(HSO3) 2를 얻는 데 사용됩니다. 고무를 얻기 위해서는 유황이 필요하다 - 가황고무.고무는 유황과 혼합되어 가열된다.가황 후에는 내구성과 탄성이 된다.
유황은 성냥과 플라스틱, 직물 및 다양한 화학 물질, 설파제와 같은 의약품 생산에도 필요합니다.
유황은 중요한 요소로 간주되어야 합니다. 그것은 단백질과 아미노산, 효소 및 비타민의 일부입니다.
무기 황 화합물 중에서 황산 외에 황 산화물 SO2 및 SO3가 특히 중요하며 황화수소 H2S는 유독하고 악취가 나는 가스이며 그럼에도 불구하고 화학 산업 및 치료제(유황 욕)로 사용됩니다. 뿐만 아니라 설파이드, 설파이트, 설페이트 및 티오설페이트.
유황 화합물은 많은 산업 분야에서 필수적이며 널리 사용됩니다. 학자 A.E. Fersman은 유황을 "화학 산업의 엔진"이라고 불렀습니다. 그러나 이 원소의 일부 화합물, 그리고 주로 SO2 가스가 대기를 크게 오염시킨다는 사실은 언급하지 않을 수 없습니다. 유황은 석유와 가스를 통과하는 탄화수소 연료의 구성에도 해롭습니다. 정유 공장에는 유황 - 탈황에서 제품을 청소하기위한 워크샵이 있습니다.
