Zwavel

Al in de 9de eeuw v. Chr. was bekend dat een mengsel van zwavel, kool en teer uiterst brandbaar was en werd het daarom regelmatig toegepast bij het oorlogshandelingen. In de 12de eeuw werd in China buskruit uitgevonden dat een mengsel was van kaliumnitraat, koolstof en zwavel. In de mythologie werd zwavel vaak in verband gebracht met de hel. Vroegere alchemisten gebruikten voor zwavel een symbool dat bestond uit een driehoek met daarop een kruis. Proefondervindelijk was bekend geworden dat zwavel makkelijk reageerde met kwik. Rond 1774 was het de wetenschapper Antoine Lavoisier die ontdekte dat zwavel een chemisch element was en geen verbinding.

De naam zwavel komt uit het sanskriet waar het sulvere werd genoemd.

[bewerk] Toepassingen

In de chemische industrie wordt zwavel veelvuldig gebruikt als grondstof voor velerlei verbindingen. Belangrijke afnemers van zwavel zijn de productie van zwavelzuur en de rubberindustrie waar het wordt gebruikt voor het vulkaniseren. Andere toepassingen van zwavel zijn:

Grondstof voor kunstmest
Vuurwerk en lucifers
In de tuinbouw voor bestrijding van valse meeldauw op sierteeltproducten en in de biologische fruitteelt
Voor het opruimen van gemorst kwik, omdat zwavel hiermee snel reageert en voorkomt dat het verdampt

Ook bij de productie van munitie wordt zwavel veel gebruikt.

[bewerk] Opmerkelijke eigenschappen

Een stukje zwavel smelt tot een bruinrode vloeistof wanneer het aangestoken wordt. De blauwe zwavelvlam kan het best in het donker geobserveerd worden.

Zwavel is een niet-metaal met een helder gele kleur. Als zelfstandig element is het geurloos. Bij verbranding straalt het een blauw licht uit en vormt daarbij het stekend ruikende zwaveldioxide. In water is het onoplosbaar, maar in koolstofdisulfide lost het wel goed op. De zwavelchemie is een belangrijke tak van de chemie, mineralogie, milieukunde en technologie.

Het element zelf vormt een gele kristallijne vaste stof met een rhombische kristalstructuur, die bestaat uit een opstapeling van ringvormige S₈ moleculen. Het is een isolator. Bij 112,8°C gaat zwavel over in een monokliene fase, die vervolgens bij 119,0°C smelt. De vloeistof bestaat eerst uit S₈ moleculen en is dan weinig stroperig. Bij hogere temperaturen neemt de viscositeit enorm toe omdat er ringopening en polymerisatie plaats vindt. Bij afschrikken in koud water van de polymere smelt vormt zich plastische zwavel, een amorfe vorm die echter geleidelijk uitkristalliseert. Zwavel kookt bij 444,674°C.

[bewerk] Verschijning

Zwavelkristal

Op aarde komt zwavel in grote hoeveelheden voor in mineralen zoals pyriet, galena, sfaleriet, gips en bariet. In vulkanische gebieden wordt het ook in vrije vorm aangetroffen, vaak bij solfataren. Op andere planeten met actief vulkanisme wordt zwavel veelvuldig aangetroffen. De maan Io van Jupiter is daarvan een duidelijk voorbeeld. De belangrijkste bron van zwavel is echter de petrochemische industrie waar het in grote hoeveelheden vrijkomt als nevenproduct.

In alle levende wezens komt zwavel voor omdat de aminozuren cysteïne en cystine zwavel bevatten. Dat wil zeggen dat de meeste eiwitten zonder zwavel niet kunnen bestaan.

[bewerk] Isotopen

Meest stabiele isotopen
Iso	RA (%)	Halveringstijd	VV	VE (MeV)	VP
³²S	95,02	stabiel met 16 neutronen
³³S	0,75	stabiel met 17 neutronen
³⁴S	4,21	stabiel met 18 neutronen
³⁵S	syn	87,51 d	β	0,167	³⁵Cl
³⁶S	0,02	stabiel met 20 neutronen

Van zwavel zijn 18 isotopen bekend waarvan er vier stabiel zijn. ³²S is daarvan met een fractie van ongeveer 95% de meest voorkomende zwavelisotoop op aarde. Van de radioactieve zwavelisotopen heeft alleen ³⁵S een redelijk lange halfwaardetijd van ruim 87 dagen. De overige radioisotopen vervallen opmerkelijk veel sneller.

[bewerk] Toxicologie en veiligheid

Elementair zwavel is brandbaar. Sommige zwavelverbindingen zoals bijvoorbeeld diwaterstofsulfide (H₂S) zijn uiterst giftig. Veel organische zwavelverbindingen hebben een onaangename geur.

[bewerk] Voorkomen in het menselijk lichaam

S is een bestanddeel van de voornaamste structurele moleculen in het lichaam, nl. eiwitten (S-houdende aminozuren) en mucines (als gesulfateerd N-acetylglucosamine en galactose). Vrij sulfaat komt voor in bloedplasma.