Swawel

|-
! colspan="2" align=center bgcolor="#a0ffa0" |
|-
| Naam, Simbool, Getal
| Swael, S, 16
|-
| Chemiese reeks
| Nie-metale
|-
| Groep, Periode, Blok
| 16 (VIA), 3 , p
|-
| Digtheid, Hardheid
| 1960 kg/m3 , 2
|-
| Voorkoms
| align="center" | Geel by STD125px|
|-
! colspan="2" align="center" bgcolor="#a0ffa0" |
|-
| Atoomgewig
| 32.065 ame
|-
| Atoomradius (bereken)
| 100 (88) pm
|-
| Kovalente radius
| 102 pm
|-
| van der Waals radius
| 180 pm
|-
| Elektronkonfigurasie
| [Ne]3s2 3p4
|-
| e− e per energievlak
| 2, 8, 6
|-
| Oksidasietoestande (Oksied)
| -1,±2,4,6 (sterk suur)
|-


|-
! colspan="2" align="center" bgcolor="#a0ffa0" |
|-
| Toestand van materie
| Vastestof
|-
| Smeltpunt
| 388.36 K (115.21 °C)
|-
| Kookpunt
| 717.87 K (444.72 °C)
|-
| Molêre volume
| 15.53 ×10−6 m3/mol
|-
| Verdampingswarmte
| geen data
|-
| Smeltingswarmte
| 1.7175 kJ/mol
|-
| Dampdruk
| 26.5 Pa teen 388 K
|-
| Spoed van klank
| Geen Data
|-
! colspan="2" align="center" bgcolor="#a0ffa0" |
|-
| Elektronegatiwiteit
| 2.58 (Pauling skaal)
|-
| Spesifieke warmtekapasiteit
| 710 J/(kg*K)
|-
| Elektriese geleidingsvermoë
| 0.5 fS/m
|-
| Termiese geleidingsvermoë
| 0.269 W/(m*K)
|-
| 1ste ionisasiepotensiaal
| 999.6 kJ/mol
|-
| 2de ionisasiepotensiaal
| 2252 kJ/mol
|-
| 3de ionisasiepotensiaal
| 3357 kJ/mol
|-
| 4de ionisasiepotensiaal
| 4556 kJ/mol
|-
| 5de ionisasiepotensiaal
| 7004.3 kJ/mol
|-
| 6de ionisasiepotensiaal
| 8495.8 kJ/mol
|-
! colspan="2" align="center" bgcolor="#a0ffa0" |
|-
| colspan="2" |


|-
! colspan="2" style="text-align:center; background:#A0FFA0; color:green; font-size:0.93em;" | SI eenhede & STD word gebruik tensy anders vermeld.
|}

Swawel, oftewel swael, is die chemiese element in die periodieke tabel met die simbool S en atoomgetal van 16. Dit kom wyd verspreid voor en is 'n smaaklose, reuklose, multivalente nie-metaal. Swael, in sy onverbonde vorm is 'n geel kristallyne vastestof. In die natuur kan dit gevind word in suiwer vorm of as sulfied en sulfaat minerale. Dit is 'n lewensnoodsaaklike element en word in verskeie aminosure aangetref. Kommersiële gebruik van swael is hoofsaaklik vir kunsmis maar dit word ook gebruik in buskruit, lakseermiddels, vuurhoutjies, pesdoders en swamdoders.
Kenmerkende eienskappe

Swael is 'n sagte en ligte stof met 'n heldergeel kleur. Alhoewel waterstofsulfied (H2S) 'n kenmerkende vroteierreuk het, is dit belangrik om kennis te neem dat elementêre swael reukloos is! Dit brand met 'n helderblou vlam wat swaeldioksied vrystel, wat 'n kermerkende verstikkende reuk het. Swael is nie oplosbaar in water nie maar wel oplosbaar in koolstofdisulfied. Algemene oksidasietoestande van swael sluit −2, +2, +4 en +6 in. Swael vorm stabiele verbindings met die meeste elemente buiten die edelgasse.

Swael bestaan normaalweg as molekules in die vastestof, en neem hoofsaaklik 'n sikliese kroonvormige S8 struktuur aan. Swael het vele allotrope buiten S8. Deur een atoom van die kroon te verwyder verkry mens S7, wat verantwoordelik is vir die heldergeel kleur wat met swael geassosieer word. Ander ringstrukture is ook al voorberei, die vernaamstes waarvan S12 en S18 insluit.

Die kristallografie van swael is kompleks. Afhangende van die spesifieke toestande kan die swaelallotrope vele onderskeibare kristalstrukture vorm, waarvan die rombiese en monokliniese S8 die bekendste is. In teenstelling daarmee bestaan sy ligter buurman op die periodieke tabel uit slegs twee vorme van chemiese belang: O2 en O3. Seleen, die swaarder analoog van swael vorm 'n paar ringstrukture maar is meer stabiel as 'n gryskleurige polimeer.

'n Noemenswaardige eienskap is dat die viskositeit (vloeibaarheid) van gesmelte swael, anders as die meeste ander vloeistowwe toeneem met temperatuurstyging vanweë die vorming van polimeerkettings.

Amorfe of plastiese swael kan voorberei word deur die snelle verkoeling van gesmelte swael. X-straalkristallografiese ondersoeke het getoon dat die amorfe vorm 'n heliese struktuur mag hê, met agt atome per draai. Hierdie vorm is metastabiel by kamertemperatuur en keer geleidelik terug na sy kristallyne vorm. Die proses gebeur binne 'n kwessie van ure tot dae maar kan vinnig gekataliseer word deur geskikte katalisators, onder andere menslike speeksel ('n hoofrede waarom 'n mens nie swael in die mond moet plaas nie).
Gebruike

Swael het vele industriële gebruike. Swaelsuur (H2SO4), een van die belangrikste verbindings van swael, maak daarvan een van die belangrikste elemente in gebruik as 'n industriële roumateriaal. Dit is van groot belang in byna elke denkbare sektor van die wêreld se ekonomieë. Swaelsuurproduksie is die grootste eindverbruik van swael en verbruik daarvan word oraloor beskou as een van die beste indikatore van 'n nasie se ontwikkelingsvlak. In die Verenigde State is swaelsuur diè industriële chemikalie wat die meeste vervaardig word. Swael word ook gebruik in batterye, reinigingsmiddels, die vulkanisering van rubber, swamdoders en vir die vervaardiging van fosfaatbevattende misstowwe. Sulfiet word gebruik as bleikmiddel in papiervervaardiging en as preserveermiddel in wyn en gedroogde vrugte. Vanweë sy vlambaarheid word swael ook gebruik in vuurhoutjies, buskruit en vuurwerke. Natrium- of ammonium-tiosulfaat word gebruik in fotografiese fikseermiddels. Magnesiumsulfaat, ook beter bekend as Engelse sout (en: Epsom salts) word gebruik as lakseermiddel, 'n badsout, as skilfermiddel of as 'n magnesiumaanvulling vir plante.
Biologiese rol

Die aminosure sistien en metionien bevat swael, asook al die polipeptiede, proteïene en ensieme wat hierdie aminosure bevat. Dit maak swael 'n noodsaaklike komponent van alle lewende selle. Disulfiedverbindings tussen polipeptiede is baie belangrik in die samestelling van proteïne en strukture. Homosistien en taurien is ook swaelbevattende aminosure maar maak nie deel uit van DNS of die primêre struktuur van proteïne nie. Sommige vorms van bakterieë gebruik waterstofsulfied (H2S) in plaas van water as die elektrondonor in 'n primitiewe proses soortgelyk aan fotosintese. Swael in die vorm van sulfaat-ione word deur plante vanuit die grond geabsorbeer.
Omgewingsimpak

Die brand van steenkool en ru-olie deur nywerhede en kragstasies stel groot hoeveelhede swaeldioksied (SO2) in die lug vry wat met atmosferiese water en suurstof reageer om swaelsuur te produseer. Dit veroorsaak suurreën wat die pH van grond en varswaterbronne verlaag. Dit lei tot noemenswaardige skade aan die natuurlike omgewing asook chemiese verwering van standbeelde en ander geskiedkundige argitektoniese strukture. Brandstofstandaarde word toenemend strenger gemaak en vereis 'n al laer swael-inhoud van produkte wat uit fossielbrandstowwe vervaardig word om die vorming van suur-reën te voorkom. Die swael wat sodoende onttrek word, word geraffineer en maak 'n groot deel van swaelproduksie uit.
Geskiedenis

duimnael|links|Swaelkristal
Swael is bekend sedert antieke tye en daar word daarna verwys in die boek van Genesis in die Bybel.

Homeros het verwys na peswerende swael in die 9de eeu v.C. In 424 v.C. het die Boeotië-stam die mure van 'n stad vernietig deur 'n mengsel van steenkool, swael en teer onder hulle te brand. In die 12de eeu het die Chinese buskruit uitgevind wat 'n mengsel van kaliumnitraat (KNO3), koolstof en swael is. Vroeëre alchemiste het aan swael sy eie alchemiese simbool toegeken wat bestaan het uit 'n driehoek bo-aan 'n kruis. Laat in die 1770's, het Antoine Lavoisier gehelp om die wetenskaplike gemeenskap daarvan te oortuig dat swael inderwaarheid 'n element was en nie 'n verbinding nie. In 1867 is swael ontdek in ondergrondse neerslae in Louisiana en Texas. Die boliggende grond was onstabiel wat gewone mynboumetodes onmoontlik gemaak het. Die probleem is egter oorkom met die ontwikkeling van die Frasch proses.
Verspreiding

duimnael|links|Swael
duimnael|regs|Swaelkristalle by die Wai-o-tapu [[warmbronne, Nieu-Seeland]]
Swael kom natuurlik in goot hoeveelhede as verbindings met ander elemente in sulfiede (bv. piriet, sinnabar, galeniet, sfaleriet en stibniet en sulfate (bv. gips) voor. Dit word in die onverbonde vorm gevind naby warmbronne en vulkaniese streke. Daar is noemenswaardige elementêre swaelneerslae langs die Golfkus van die VSA. Ander hoofverskaffers is: Kanada, Japan, Frankryk, Pole en Meksiko. Vulkaniese neerslae word ook tans in Indonesië en Chili ontgin.

Die kenmerkende kleure van Jupiter se vukaniese maan Io is vanweë verskeie vorms van gesmelte en soliede swael en swaeldampe. Daar is ook 'n donker area naby die maankrater, Aristarchus, wat 'n swaelneerslag mag wees. Swael is ook teenwoordig in baie meteoriete.
Verbindings

Waterstofsulfied het die kenmerkende reuk van vrot eiers. Wanneer dit in water opgelos word, is waterstofsulfied suur en sal met metale reageer om 'n reeks metaalsulfiedes te vorm. Natuurlike metaalsulfiedes kom ook algemeen voor, veral dié van yster. Ystersulfied word piriet genoem en is al dikwels deur prospekteerders vir goud aangesien.

Baie van die onwelriekende reuke van organiese verbindings is vanweë die feit dat die verbindings swael bevat. Etiel- en metielmerkaptaan word gebruik om 'n reuk aan aardgas te verleen sodat lekke geruik kan word. Die reuk van knoffel en 'n muishond se afskeiding word ook deur swaelbevattende organiese verbindings veroorsaak.

Polimeriese swaelnitried het metaaleienskappe al bevat dit nie enige metaal-atome nie. Die verbinding het ook buitengewone elektriese en optiese eienskappe.

Ander belangrike swaelverbindings sluit in:

* Die oksiede: swaweldioksied| en swaweltrioksied|
* natriumditioniet, Na2S2O4, 'n kragtige reduseermiddel.
* swaeligsuur, H2SO3, word voorberei deur SO2 in water op te los. Swaeligsuur en die ooreenstemmende sulfiete is betreklike sterk reduseermiddels. 'n Ander verbinding wat uit SO2 verkry word is die pirosulfiet-ioon (S2O52−).
* Die tiosulfate (S2O32−). Tiosulfate word gebruik as fikseermiddel in fotografiese prosesse en is oksideermiddels en ondersoek word ingestel na die moontlike vervanging van sianied met ammonium tiosulfaat vir die loging van goud.
* Verbindings van ditionoësuur (H2S2O6)
* Die politioniese sure, (H2SnO6), waar n kan wissel van 3 tot 80.
* Die sulfate, die soute van swaelsuur.
* Sulfiede is eenvoudige verbindings van swael met 'n ander chemiese element.
* Swaelsuur reageer met SO3 in ekwimolêre verhoudings om piro-swaelsuur te vorm.
* peroksiemono-swaelsuur en peroksiedi-swaelsuur, wat deur die aksie van SO3 op gekonsentreerde H2O2, en H2SO4 op gekonsentreerde H2O2 onderskeidelik voorberei word.
* tetraswaeltetranitried S4N4.
* Tiosianate is verbindings wat die tiosinaat-ioon, SCN- bevat.
* tiosianogeen, (SCN)2.
* 'n tio-eter is 'n molekule met die vorm R-S-R', waar R en R' organiese groepe verteenwoordig. Dit is die swaelekwivalente van die eters.
* 'n Tiol (ook bekend as merkaptaan) is 'n molekule met 'n -SH funksionele groep. Dit is die swaelekwivalente van die alkohole.
* 'n Tiolaat-ioon het 'n -S- funksionele groep daaraan verbind. Dit is die swaelekwivalente van die alkoksied-ione.
* 'n Sulfoon is 'n molekule met 'n R-S(=O)-R' funksionele groep waar R en R' organiese groepe verteenwoordig.
* 'n Sulfoksied is 'n molekule met 'n R-S(=O)(=O)-R' funksionele groep. 'n Algemene voorbeeld van 'n sulfoksied is DMSO.

*Sien ook :Kategorie:Sulfiedminerale
Isotope

duimnael|regs|250px|'n Sigbare (bleekgroen) opwelling van swawel aan die Namibië|Namibiese kuslyn wat met die vrystelling van [[waterstofsulfiedgas gepaard gaan – dit is die gevolg van mariene organismes wat in 'n suurstofarm omgewing op die seebodem ontbind.]]
Swael het 18 isotope waarvan vier stabiel is: 32S (95.02%), 33S (0.75%), 34S (4.21%) en 36S (0.02%). Behalwe vir 35S het die radio-aktiewe isotope van swael almal baie kort leeftye. Swael-35 word gevorm deur afsplintering deur kosmiese straling van argon-40 in die atmosfeer. Dit het 'n halfleeftyd van 87 dae.

Wanneer sulfiedminerale gepresipiteer word kan die isotoop-ewewig tussen die vastestof en vloeistoffase klein verskille in minerale se ds-34 waardes veroorsaak. Die dC-13 en dS-34 van karbonate en sulfiede wat saam voorkom kan gebruik word om die pH en suurstoffugasiteit van die ertsdraende vloeistof tydens ertsvorming te bepaal.

In die ekostelsel van die meeste woude word sulfate hoofsaaklik vanuit die atmosfeer verkry; die verwering en verdamping van ertsminerale dra ook tot 'n mate by. Swael met 'n kenmerkende isotoop-samestelling is al gebruik om die bronne van besoedeling te identifiseer. Verrykte swael is ook al gebruik as spoormiddel in hidrologiese ondersoeke. Verskille in die natuurlike verspreiding kan ook gebruik word om stelsels te bestudeer waar daar 'n genoegsame variasie in die S-34 konsentrasie van ekostelsels bestaan.
Voorsorgmaatreëls

Koolstofdisulfied, waterstofsulfied en swaeldioksied moet altyd versigtig hanteer word.

Hoewel swaeldioksied veilig genoeg is om in klein hoeveelhede as voedselbymiddel gebruik te word, sal dit in hoër konsentrasies met water in die longe reageer om swaeligsuur daar te vorm; dit veroorsaak dan onmiddellike bloeding en die longe vul met bloed wat versmoring tot gevolg kan hê. In organismes sonder longe soos insekte of plante kan dit ook respirasie verhoed.

Waterstofsulfied is betreklik toksies (meer giftig as sianied). Hoewel dit aanvanklik baie sleg ruik is dit geneig om die reuksintuie vinnig af te stomp sodat die potensiële slagoffer onbewus kan raak van die teenwoordigheid daarvan totdat dit te laat is.
Bronnelys

* Los Alamos National Laboratory – Swael
Eksterne skakels

* WebElements.com – Sulfur
* EnvironmentalChemistry.com – Sulfur


Kategorie:Swawel