Chemische Eigenschaften von Metallen. Chemische Eigenschaften von Metallen mit Beispielen

Unter Metallen versteht man eine Gruppe von Elementen, die in Form einfachster Stoffe vorliegen. Sie haben charakteristische Eigenschaften, nämlich hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, positiven Temperaturkoeffizienten des Widerstands, hohe Duktilität und metallischen Glanz.

Beachten Sie, dass von den 118 bisher entdeckten chemischen Elementen die folgenden als Metalle klassifiziert werden sollten:

• Zur Gruppe der Erdalkalimetalle zählen 6 Elemente;
• unter den Alkalimetallen gibt es 6 Elemente;
• unter den Übergangsmetallen 38;
• in der Gruppe der Leichtmetalle 11;
• Unter den Halbmetallen gibt es 7 Elemente,
• 14 unter Lanthaniden und Lanthan,
• 14 in der Gruppe der Aktiniden und Seeanemonen,
• Beryllium und Magnesium liegen außerhalb der Definition.

Auf dieser Grundlage werden 96 Elemente als Metalle klassifiziert. Schauen wir uns genauer an, womit Metalle reagieren. Da die meisten Metalle auf der äußeren elektronischen Ebene über eine geringe Anzahl von Elektronen von 1 bis 3 verfügen, können sie bei den meisten ihrer Reaktionen als Reduktionsmittel wirken (d. h. sie geben ihre Elektronen an andere Elemente ab).

Reaktionen mit den einfachsten Elementen

• Außer Gold und Platin reagieren absolut alle Metalle mit Sauerstoff. Beachten Sie auch, dass die Reaktion mit Silber bei hohen Temperaturen stattfindet, bei normalen Temperaturen jedoch kein Silber(II)-oxid gebildet wird. Abhängig von den Eigenschaften des Metalls entstehen durch Reaktion mit Sauerstoff Oxide, Superoxide und Peroxide.

Hier sind Beispiele für jede chemische Ausbildung:

1. Lithiumoxid – 4Li+O 2 =2Li 2 O;
2. Kaliumsuperoxid – K+O 2 =KO 2;
3. Natriumperoxid – 2Na+O 2 =Na 2 O 2.

Um aus einem Peroxid ein Oxid zu erhalten, muss es mit demselben Metall reduziert werden. Zum Beispiel Na 2 O 2 +2Na=2Na 2 O. Bei niedrig- und mittelaktiven Metallen findet eine ähnliche Reaktion nur beim Erhitzen statt, zum Beispiel: 3Fe+2O 2 =Fe 3 O 4.

• Metalle können mit Stickstoff nur mit aktiven Metallen reagieren, bei Raumtemperatur kann jedoch nur Lithium reagieren und Nitride bilden - 6Li+N 2 = 2Li 3 N, beim Erhitzen findet jedoch die folgende chemische Reaktion statt: 2Al+N 2 = 2AlN, 3Ca+N 2 =Ca 3 N 2.
• Mit Ausnahme von Gold und Platin reagieren absolut alle Metalle mit Schwefel wie mit Sauerstoff. Beachten Sie, dass Eisen nur beim Erhitzen mit Schwefel reagieren und Sulfid bilden kann: Fe+S=FeS
• Nur aktive Metalle können mit Wasserstoff reagieren. Dazu gehören Metalle der Gruppen IA und IIA, außer Beryllium. Solche Reaktionen können nur bei Erhitzung ablaufen und dabei Hydride bilden.

  Da die Oxidationsstufe von Wasserstoff als 1 gilt, wirken die Metalle in diesem Fall als Reduktionsmittel: 2Na + H 2 = 2NaH.

• Die aktivsten Metalle reagieren auch mit Kohlenstoff. Als Ergebnis dieser Reaktion entstehen Acetylenide oder Methanide.

Überlegen wir, welche Metalle mit Wasser reagieren und was sie als Ergebnis dieser Reaktion produzieren. Acetylene ergeben bei der Reaktion mit Wasser Acetylen und Methan entsteht durch die Reaktion von Wasser mit Methaniden. Hier sind Beispiele für diese Reaktionen:

1. Acetylen – 2Na+2C= Na 2 C 2 ;
2. Methan - Na 2 C 2 +2H 2 O=2NaOH+C 2 H 2.

Reaktion von Säuren mit Metallen

Auch mit Säuren können Metalle unterschiedlich reagieren. Mit allen Säuren reagieren nur solche Metalle, die in der Reihe der elektrochemischen Aktivität von Metallen bis hin zu Wasserstoff stehen.

Lassen Sie uns ein Beispiel für eine Substitutionsreaktion geben, das zeigt, womit Metalle reagieren. Anders ausgedrückt wird diese Reaktion Redox genannt: Mg+2HCl=MgCl 2 +H 2 ^.

Einige Säuren können auch mit Metallen interagieren, die nach Wasserstoff folgen: Cu+2H 2 SO 4 =CuSO 4 +SO 2 ^+2H 2 O.

Beachten Sie, dass eine solche verdünnte Säure mit einem Metall gemäß dem gezeigten klassischen Schema reagieren kann: Mg + H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 ^.

Metalle unterscheiden sich stark in ihrer chemischen Aktivität. Die chemische Aktivität eines Metalls lässt sich annähernd anhand seiner Position beurteilen.

Die aktivsten Metalle befinden sich am Anfang dieser Reihe (links), die am wenigsten aktiven am Ende (rechts).
Reaktionen mit einfachen Stoffen. Metalle reagieren mit Nichtmetallen unter Bildung binärer Verbindungen. Die Reaktionsbedingungen und manchmal auch ihre Produkte variieren stark für verschiedene Metalle.
Beispielsweise reagieren Alkalimetalle bei Raumtemperatur aktiv mit Sauerstoff (auch in Luft) unter Bildung von Oxiden und Peroxiden

4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Na + O 2 = Na 2 O 2

Metalle mittlerer Aktivität reagieren beim Erhitzen mit Sauerstoff. Dabei entstehen Oxide:

2Mg + O 2 = t 2MgO.

Niedrigaktive Metalle (z. B. Gold, Platin) reagieren nicht mit Sauerstoff und verändern daher ihren Glanz an der Luft praktisch nicht.
Die meisten Metalle bilden beim Erhitzen mit Schwefelpulver die entsprechenden Sulfide:

Reaktionen mit komplexen Substanzen. Verbindungen aller Klassen reagieren mit Metallen – Oxiden (einschließlich Wasser), Säuren, Basen und Salzen.
Aktive Metalle reagieren bei Raumtemperatur heftig mit Wasser:

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2;
Ba + 2H 2 O = Ba(OH) 2 + H 2.

Die Oberfläche von Metallen wie Magnesium und Aluminium wird durch einen dichten Film des entsprechenden Oxids geschützt. Dies verhindert, dass die Reaktion mit Wasser stattfindet. Wird dieser Film jedoch entfernt oder seine Integrität gestört, reagieren auch diese Metalle aktiv. Magnesiumpulver reagiert beispielsweise mit heißem Wasser:

Mg + 2H 2 O = 100 °C Mg(OH) 2 + H 2.

Bei erhöhten Temperaturen reagieren auch weniger aktive Metalle mit Wasser: Zn, Fe, Mil usw. Dabei entstehen die entsprechenden Oxide. Wenn beispielsweise Wasserdampf über heiße Eisenspäne geleitet wird, kommt es zu folgender Reaktion:

3Fe + 4H 2 O = t Fe 3 O 4 + 4H 2.

Metalle in der Aktivitätsreihe bis Wasserstoff reagieren mit Säuren (außer HNO 3) unter Bildung von Salzen und Wasserstoff. Aktive Metalle (K, Na, Ca, Mg) reagieren mit sauren Lösungen sehr heftig (mit hoher Geschwindigkeit):

Ca + 2HCl = CaCl 2 + H 2;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Niedrigaktive Metalle sind in Säuren oft praktisch unlöslich. Dies ist auf die Bildung eines Films aus unlöslichem Salz auf ihrer Oberfläche zurückzuführen. Beispielsweise ist Blei, das in der Aktivitätsreihe vor Wasserstoff steht, in verdünnter Schwefel- und Salzsäure praktisch unlöslich, da sich auf seiner Oberfläche ein Film aus unlöslichen Salzen (PbSO 4 und PbCl 2) bildet.

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Bedenken Sie zunächst, dass Metalle im Allgemeinen in drei Gruppen eingeteilt werden:

1) Reaktive Metalle: Zu diesen Metallen zählen alle Alkalimetalle, Erdalkalimetalle sowie Magnesium und Aluminium.

2) Metalle mittlerer Aktivität: Dazu gehören Metalle, die in der Aktivitätsreihe zwischen Aluminium und Wasserstoff liegen.

3) Niedrigaktive Metalle: Metalle, die sich in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff befinden.

Zunächst müssen Sie bedenken, dass niedrigaktive Metalle (d. h. solche, die sich hinter Wasserstoff befinden) unter keinen Umständen mit Wasser reagieren.

Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren unter allen Bedingungen (auch bei normalen Temperaturen und in der Kälte) mit Wasser, wobei die Reaktion von der Freisetzung von Wasserstoff und der Bildung von Metallhydroxid begleitet wird. Zum Beispiel:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Magnesium reagiert aufgrund der Tatsache, dass es mit einem schützenden Oxidfilm bedeckt ist, nur beim Kochen mit Wasser. Beim Erhitzen in Wasser wird der aus MgO bestehende Oxidfilm zerstört und das darunter liegende Magnesium beginnt mit Wasser zu reagieren. In diesem Fall geht die Reaktion auch mit der Freisetzung von Wasserstoff und der Bildung von Metallhydroxid einher, das jedoch im Fall von Magnesium unlöslich ist:

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 ↓ + H 2

Aluminium ist wie Magnesium mit einem schützenden Oxidfilm bedeckt, der jedoch in diesem Fall nicht durch Kochen zerstört werden kann. Um es zu entfernen, ist entweder eine mechanische Reinigung (mit einem Schleifmittel) oder seine chemische Zerstörung mit Alkali, Lösungen von Quecksilbersalzen oder Ammoniumsalzen erforderlich:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Metalle mittlerer Aktivität reagieren nur dann mit Wasser, wenn es sich im Zustand überhitzten Wasserdampfs befindet. Das Metall selbst muss auf eine glühende Temperatur (ca. 600-800 °C) erhitzt werden. Im Gegensatz zu aktiven Metallen reagieren Metalle mit mittlerer Aktivität mit Wasser unter Bildung von Metalloxiden anstelle von Hydroxiden. Das Reduktionsprodukt ist in diesem Fall Wasserstoff.

Metalle sind aktive Reduktionsmittel mit positiver Oxidationsstufe. Aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften werden Metalle häufig in der Industrie, Metallurgie, Medizin und im Bauwesen verwendet.

Metallaktivität

Bei Reaktionen geben Metallatome Valenzelektronen ab und werden oxidiert. Je mehr Energieniveaus und je weniger Elektronen ein Metallatom hat, desto leichter kann es Elektronen abgeben und Reaktionen eingehen. Daher nehmen die metallischen Eigenschaften im Periodensystem von oben nach unten und von rechts nach links zu.

Reis. 1. Änderungen der metallischen Eigenschaften im Periodensystem.

Die Aktivität einfacher Stoffe wird in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen dargestellt. Links vom Wasserstoff befinden sich aktive Metalle (Aktivität nimmt nach links zu), rechts inaktive Metalle.

Die größte Aktivität weisen Alkalimetalle auf, die zur Gruppe I des Periodensystems gehören und in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff stehen. Sie reagieren mit vielen Substanzen bereits bei Raumtemperatur. Es folgen die Erdalkalimetalle, die zur Gruppe II gehören. Sie reagieren beim Erhitzen mit den meisten Substanzen. Metalle in der elektrochemischen Reihe von Aluminium bis Wasserstoff (mittlere Aktivität) benötigen zusätzliche Bedingungen, um Reaktionen einzugehen.

Reis. 2. Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen.

Einige Metalle weisen amphotere Eigenschaften oder Dualität auf. Metalle, ihre Oxide und Hydroxide reagieren mit Säuren und Basen. Die meisten Metalle reagieren nur mit bestimmten Säuren, verdrängen dabei Wasserstoff und bilden ein Salz. Die ausgeprägtesten dualen Eigenschaften weisen auf:

• Aluminium;
• führen;
• Zink;
• Eisen;
• Kupfer;
• Beryllium;
• Chrom.

Jedes Metall ist in der Lage, ein anderes, in der elektrochemischen Spannungsreihe rechts davon stehendes Metall aus Salzen zu verdrängen. Metalle links vom Wasserstoff verdrängen ihn aus verdünnten Säuren.

Eigenschaften

Merkmale der Wechselwirkung von Metallen mit verschiedenen Substanzen werden in der Tabelle der chemischen Eigenschaften von Metallen dargestellt.

Reaktion	Besonderheiten	Die gleichung
Mit Sauerstoff	Die meisten Metalle bilden Oxidfilme. Alkalimetalle entzünden sich in Gegenwart von Sauerstoff spontan. Dabei bildet Natrium Peroxid (Na 2 O 2), die restlichen Metalle der Gruppe I bilden Superoxide (RO 2). Beim Erhitzen entzünden sich Erdalkalimetalle spontan, während Metalle mit mittlerer Aktivität oxidieren. Gold und Platin interagieren nicht mit Sauerstoff	4Li + O 2 → 2Li 2 O; 2Na + O 2 → Na 2 O 2 ; K + O 2 → KO 2 ; 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3; 2Cu + O 2 → 2CuO
Mit Wasserstoff	Bei Raumtemperatur reagieren alkalische Verbindungen und beim Erhitzen reagieren Erdalkaliverbindungen. Beryllium reagiert nicht. Magnesium führt zusätzlich zu Bluthochdruck	Sr + H 2 → SrH 2 ; 2Na + H 2 → 2NaH; Mg + H 2 → MgH 2
	Nur aktive Metalle. Lithium reagiert bei Raumtemperatur. Andere Metalle – wenn erhitzt	6Li + N 2 → 2Li 3 N; 3Ca + N 2 → Ca 3 N 2
Mit Kohlenstoff	Lithium und Natrium, der Rest – beim Erhitzen	4Al + 3C → Al 3 C4; 2Li+2C → Li 2 C 2
	Gold und Platin interagieren nicht	2K + S → K 2 S; Fe + S → FeS; Zn + S → ZnS
Mit Phosphor	Beim Erhitzen	3Ca + 2P → Ca 3 P 2
Mit Halogenen	Nur niedrigaktive Metalle reagieren nicht, Kupfer – beim Erhitzen	Cu + Cl 2 → CuCl 2
	Alkali und einige Erdalkalimetalle. Beim Erhitzen unter sauren oder alkalischen Bedingungen reagieren Metalle mittlerer Aktivität	2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2; Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2; Pb + H 2 O → PbO + H 2
Mit Säuren	Metalle links von Wasserstoff. Kupfer löst sich in konzentrierten Säuren	Zn + 2HCl → ZnCl 2 + 2H 2 ; Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2; Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O
Mit Alkalien	Nur amphotere Metalle	2Al + 2KOH + 6H 2 O → 2K + 3H 2
	Reaktive Metalle ersetzen weniger reaktive Metalle	3Na + AlCl 3 → 3NaCl + Al

Metalle interagieren miteinander und bilden intermetallische Verbindungen – 3Cu + Au → Cu 3 Au, 2Na + Sb → Na 2 Sb.

Anwendung

Die allgemeinen chemischen Eigenschaften von Metallen werden zur Herstellung von Legierungen und Detergentien sowie in katalytischen Reaktionen genutzt. Metalle sind in Batterien, Elektronik und tragenden Strukturen vorhanden.

Die Hauptanwendungsgebiete sind in der Tabelle aufgeführt.

Reis. 3. Wismut.

Was haben wir gelernt?

Im Chemieunterricht der 9. Klasse lernten wir die grundlegenden chemischen Eigenschaften von Metallen kennen. Die Fähigkeit zur Wechselwirkung mit einfachen und komplexen Stoffen bestimmt die Aktivität von Metallen. Je aktiver ein Metall ist, desto leichter reagiert es unter normalen Bedingungen. Aktive Metalle reagieren mit Halogenen, Nichtmetallen, Wasser, Säuren und Salzen. Amphotere Metalle reagieren mit Alkalien. Niedrigaktive Metalle reagieren nicht mit Wasser, Halogenen und den meisten Nichtmetallen. Wir haben die Einsatzgebiete kurz besprochen. Metalle werden in der Medizin, Industrie, Metallurgie und Elektronik verwendet.

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Sauerstoffatome können zwei Arten von Molekülen bilden: O 2 – Sauerstoff und O 3 – Ozon.

Das Phänomen der Existenz mehrerer einfacher Substanzen, die aus Atomen eines chemischen Elements bestehen, wird Alotropie genannt. Und einfache Substanzen, die aus einem Element bestehen, werden alotrope Modifikationen genannt.

Folglich sind Ozon und Sauerstoff allotrope Modifikationen des Elements Sauerstoff.

Eigenschaften	Sauerstoff	Ozon
Zusammengesetzte Formel	O2	O 3
Aussehen unter normalen Bedingungen	Gas	Gas
Farbe	Sauerstoff im Dampf ist farblos. Flüssigkeit ist blassblau und Feststoff ist blau	Ozondampf ist hellblau. Die Flüssigkeit ist blau und der Feststoff besteht aus dunkelvioletten Kristallen.
Geruch und Geschmack	Geruchs- und geschmacksneutral	Scharfer, charakteristischer Geruch (in geringen Konzentrationen verleiht er der Luft einen frischen Geruch)
Schmelztemperatur	219 °C	192 °C
Siedetemperatur	183 °C	112 °C
Dichte bei n. u.	1,43 g/l	2,14 g/l
Löslichkeit	4 Volumenteile Sauerstoff in 100 Volumenteilen Wasser	45 Volumenteile Ozon in 100 Volumenteilen Wasser
Magnetische Eigenschaften	Flüssiger und fester Sauerstoff sind paramagnetische Stoffe, d.h. werden in ein Magnetfeld gezogen	Es hat diamagnetische Eigenschaften, das heißt, es interagiert nicht mit dem Magnetfeld
Biologische Rolle	Notwendig für die Atmung von Pflanzen und Tieren (gemischt mit Stickstoff oder Inertgas). Das Einatmen von reinem Sauerstoff führt zu schweren Vergiftungen	In der Atmosphäre bildet es die sogenannte Ozonschicht, die die Biosphäre vor den schädlichen Auswirkungen ultravioletter Strahlung schützt. Giftig

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff und Ozon

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Metallen

Molekularer Sauerstoff ist ein ziemlich starkes Oxidationsmittel. Es oxidiert fast alle Metalle (außer Gold und Platin). Viele Metalle oxidieren an der Luft langsam, aber in einer Atmosphäre aus reinem Sauerstoff verbrennen sie sehr schnell und bilden ein Oxid:

Wenn einige Metalle jedoch verbrennen, bilden sie keine Oxide, sondern Peroxide (in solchen Verbindungen beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1) oder Superoxide (die Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms ist gebrochen). Beispiele für solche Metalle sind Barium, Natrium und Kalium:

Wechselwirkung von Sauerstoff mit Nichtmetallen

Sauerstoff weist in Verbindungen, die mit allen Nichtmetallen außer Fluor, Helium, Neon und Argon gebildet werden, die Oxidationsstufe -2 auf. Beim Erhitzen interagieren Sauerstoffmoleküle direkt mit allen Nichtmetallen außer Halogenen und Edelgasen. In einer Sauerstoffatmosphäre entzünden sich Phosphor und einige andere Nichtmetalle spontan:

Wenn Sauerstoff mit Fluor interagiert, entsteht Sauerstofffluorid und nicht Fluoroxid, da das Fluoratom eine höhere Elektronegativität als das Sauerstoffatom aufweist. Sauerstofffluorid ist ein hellgelbes Gas. Es wird als sehr stark verwendetOxidationsmittel und fluorvalentes Mittel. In dieser Verbindung beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff +2.

Bei einem Überschuss an Fluor kann sich Sauerstoffdifluorid bilden, bei dem die Oxidationsstufe von Sauerstoff +1 beträgt. Die Struktur eines solchen Moleküls ähnelt dem Wasserstoffperoxidmolekül.

Anwendung von Sauerstoff und Ozon. Bedeutung Ozonschicht

Sauerstoff wird von allen aeroben Lebewesen zur Atmung genutzt. Bei der Photosynthese geben Pflanzen Sauerstoff ab und nehmen Kohlendioxid auf.

Molekularer Sauerstoff wird zur sogenannten Intensivierung, also Beschleunigung oxidativer Prozesse in der metallurgischen Industrie eingesetzt. Sauerstoff wird auch zur Erzeugung einer Hochtemperaturflamme verwendet. Beim Verbrennen von Acetylen (C 2 H 2) in Sauerstoff erreicht die Flammentemperatur 3500 °C. In der Medizin wird Sauerstoff eingesetzt, um die Atmung von Patienten zu erleichtern. Es wird auch in Atemschutzgeräten für Menschen verwendet, die in schwer atembaren Atmosphären arbeiten. Flüssiger Sauerstoff wird als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff verwendet.

Ozon wird in der Laborpraxis als sehr starkes Oxidationsmittel eingesetzt. In der Industrie wird es zur Desinfektion von Wasser eingesetzt, da es eine stark oxidierende Wirkung hat, die verschiedene Mikroorganismen zerstört.

Peroxide, Superoxide und Ozonide von Alkalimetallen werden zur Sauerstoffregeneration in Raumfahrzeugen und U-Booten verwendet. Diese Anwendung basiert auf der Reaktion dieser Stoffe mit Kohlendioxid CO 2:

In der Natur kommt Ozon in hohen Schichten der Atmosphäre in einer Höhe von etwa 20–25 km vor, in der sogenannten Ozonschicht, die die Erde vor starker Sonneneinstrahlung schützt. Eine Verringerung der Ozonkonzentration in der Stratosphäre um sogar 1 kann schwerwiegende Folgen haben, wie z. B. eine Zunahme der Zahl von Hautkrebserkrankungen bei Menschen und Tieren, eine Zunahme der Zahl von Krankheiten, die mit der Unterdrückung des menschlichen Immunsystems verbunden sind, eine Verlangsamung beim Wachstum von Landpflanzen, eine Abnahme der Wachstumsrate von Phytoplankton usw. .

Ohne Ohne die Ozonschicht wäre Leben auf dem Planeten unmöglich. Unterdessen führt die Luftverschmutzung durch verschiedene Industrieemissionen zur Zerstörung der Ozonschicht. Die für Ozon gefährlichsten Stoffe sind Freone (sie werden als Kältemittel in Kühlmaschinen sowie als Füllstoffe für Deodorantdosen verwendet) und Raketentreibstoffabfälle.

Die Weltgemeinschaft ist sehr besorgt über die Bildung eines Lochs in der Ozonschicht an den Polen unseres Planeten. Deshalb wurde 1987 das Montrealer Protokoll über Stoffe, die zu einem Abbau der Ozonschicht führen, verabschiedet, das den Einsatz schädlicher Stoffe einschränkte die Ozonschicht.

Physikalische Eigenschaften von Stoffen, die vom Element Schwefel gebildet werden

Schwefelatome sowie Sauerstoff können verschiedene allotrope Modifikationen bilden ( S∞; S 12; S 8; S 6; S 2 und andere). Bei Raumtemperatur liegt Schwefel in Form vorα -Schwefel (oder rhombischer Schwefel), gelbe, spröde Kristalle, geruchlos und wasserunlöslich. Bei Temperaturen über +96 °C erfolgt ein langsamer Übergangα-Schwefel zu β -Schwefel (oder monokliner Schwefel), bei dem es sich um fast weiße Platten handelt. Gießt man geschmolzenen Schwefel in Wasser, kühlt der flüssige Schwefel unter und es entsteht gelbbrauner, gummiartiger plastischer Schwefel, der sich später wieder in a-Schwefel verwandelt. Schwefel siedet bei einer Temperatur von +445 °C und bildet dunkelbraune Dämpfe.

Alle Schwefelmodifikationen sind in Wasser unlöslich, lösen sich jedoch recht gut in Schwefelkohlenstoff(CS 2) und einige andere unpolare Lösungsmittel.

Anwendung von Schwefel

Das Hauptprodukt der Schwefelindustrie ist Sulfatsäure. Seine Produktion macht etwa 60 % des geförderten Schwefels aus. In der Gummiindustrie wird Schwefel dazu verwendet, Gummi in hochwertigen Gummi umzuwandeln, also Gummi zu vulkanisieren. Schwefel ist der wichtigste Bestandteil aller pyrotechnischen Mischungen. Beispielsweise enthalten Streichholzköpfe etwa 5 % und der Aufstrich auf einer Schachtel etwa 20 % Schwefel. In der Landwirtschaft wird Schwefel zur Schädlingsbekämpfung in Weinbergen eingesetzt. In der Medizin wird Schwefel zur Herstellung verschiedener Salben zur Behandlung von Hautkrankheiten verwendet.