Sulfan powszechnie znany jako siarkowodór, jest to związek o wzorze sumarycznym ${\text{H}}_2\text{S}$. W temperaturze pokojowej jest to silnie toksyczny gaz o charakterystycznym zapachu zgniłych jaj. Dobrze rozpuszcza się w wodzie, a jego wodny roztwór zwany jest kwasem siarkowodorowym. Oksydan powszechnie znany jako tlenek wodoru lub woda jest to związek o wzorze sumarycznym ${\text{H}}_2\text{O}$. W temperaturze pokojowej występuje jako bezbarwna, bezwonna ciecz. Jest to jedna z najbardziej rozpowszechnionych na świecie substancji odpowiadająca za prawidłowe funkcjonowanie organizmów żywych i ekosystemów.

Choć związki te wykazują analogiczną budowę, to ich właściwości znacząco różnią się od siebie, co wiąże się przede wszystkim z odmiennymi właściwościami atomów centralnych, takimi jak rozmiar atomu czy elektroujemność. W szczególności ta druga właściwość znacząco wpływa na właściwości tych związków, takie jak temperatura topnienia i wrzenia.

Poniższa tabela przedstawia porównanie pewnych wielkości fizycznych oksydanu i sulfanu.

Indeks dolny Tabela $1.$ Porównanie przykładowych wielkości fizycznych dla oksydanu i sulfanu. Indeks dolny koniec_{Tabela $1.$ Porównanie przykładowych wielkości fizycznych dla oksydanu i sulfanu.}
Indeks dolny Źródło: Bielański A. Podstawy chemii nieorganicznej, tom $2.$, Warszawa, $2009$ Indeks dolny koniec_{Źródło: Bielański A. Podstawy chemii nieorganicznej, tom $2.$, Warszawa, $2009$}

Wodorki pierwiastków 16 grupy charakteryzują się kątową budową cząsteczki, a atom centralny przyjmuje hybrydyzację $s{p}^3$. Największy kąt pomiędzy wiązaniami wykazuje cząsteczka oksydanu ($\mathrm{104,5}°$). W przypadku sulfanu kąt ten jest bliski $90°$. Różnica w budowie wynika z różnicy w rozmiarach atomów centralnych, co przekłada się na różnice w oddziaływaniach pomiędzy atomami wodoru i pomiędzy wolnymi parami elektronowymi. Atom siarki jest większy od atomu tlenu, a to powoduje, że w cząsteczce sulfanu atomy wodoru są bardziej oddalone od siebie niż w cząsteczce oksydanu, przez co słabiej się od siebie odpychają. Dodatkowo, siła odpychania się od siebie wolnych par elektronowych słabnie w mniejszym stopniu niż siła odpychania się od siebie atomów wodoru wraz ze wzrostem odległości, stąd w obydwóch cząsteczkach kąt między wiązaniami atom centralny – wodór jest mniejszy niż w przypadku geometrii tetraedrycznej ($\mathrm{109,5}°$), a dodatkowo kąt pomiędzy wiązaniami w cząsteczce sulfanu jest mniejszy niż w cząsteczce oksydanu.

R1aWlobecAxup

Grafika dotyczy różnicy pomiędzy strukturą siarkowodoru a cząsteczki wody. Zarówno w cząsteczce siarkowodoru jak i wody atom (odpowiednio siarki lub tlenu) znajduje się w centrum i od tego atomu odchodzą dwa wiązania ukośnie w górę do dwóch atomów wodoru. W cząsteczce siarkowodoru długość wiązania między siarką, a wodorem wynosi $\mathrm{133,6}$ pikometra, a kąt pomiędzy atomami $\text{H}—\text{S}—\text{H}$ wynosi $\mathrm{92,1}$ stopni. Natomiast w cząsteczce wody długość wiązania między tlenem, a wodorem wynosi $\mathrm{95,7}$ pikometra, a kąt pomiędzy atomami $\text{H}—\text{O}—\text{H}$ wynosi $\mathrm{104,5}$ stopni.

Polaryzacja wiązania $\text{H}—\text{O}$ w cząsteczce oksydanu wynika z wysokiej wartości elektroujemności tlenu. Silna polaryzacja tego wiązania powoduje, że w odróżnieniu od sulfanu pomiędzy cząsteczkami oksydanu mogą występować wiązania wodorowewiązanie wodorowewiązania wodorowe.

RXZ0I3hPGEiYq

Grafika dotyczy przedstawienia wiązania wodorowego pomiędzy dwiema cząsteczkami wody. Przy atomach tlenu umieszczono ładunek ujemny, a przy atomach wodoru dodatni. Jedna z cząsteczek jest ustawiona pionowo a druga poziomo tak, że atom wodoru pierwszej z nich znajduje się blisko wodoru drugiej z nich. Pomiędzy tymi dwoma atomami przerywaną linią zaznaczono wiązanie i podpisano je: wiązanie wodorowe.

Zdolność do tworzenia wiązania wodorowego znacząco wpływa na właściwości fizyczne związków chemicznych. Dzięki wiązaniom wodorowym lód uzyskuje specyficzną luźną strukturę. W strukturze lodu każdy atom tlenu tworzy cztery wiązania wodorowe. W dwóch z nich udział biorą „własne” atomy wodoru danej cząsteczki, w dwu atomy wodoru pochodzące od innych cząsteczek. W czasie ogrzewania lodu wzmagają się drgania cieplne i przy temperaturze $273 \text{K}$ liczba zerwanych wiązań jest tak duża, że lód zmienia się w ciecz. Ponadto obecność licznych wiązań wodorowych między cząsteczkami oksydanu w stanie ciekłym, a także duża polarnośćpolarnośćpolarność cząsteczek oksydanu i związane z nią oddziaływania elektrostatyczne znacznie wpływają na temperaturę wrzenia.

Jak już wspomniano pomiędzy cząsteczkami ${\text{H}}_2\text{S}$ nie tworzą się wiązania wodorowe. Występują między nimi jednak siły (oddziaływania) międzycząsteczkowe, słabsze od sił powodujących tworzenie się wiązania wodorowego. Następstwem tego jest gęste ułożenie cząsteczek sulfanu w sieć cząsteczkową, przez co temperatura topnienia zestalonego sulfanu jest znacznie niższa od temperatury topnienia zestalonego oksydanu. Dlatego też w temperaturze pokojowej oksydan jest cieczą, a sulfan jest gazem.

Połączenia wodoru z tlenowcami różnią się znacznie zachowaniem w wysokich temperaturach. Oksydan jest stabilny w wysokich temperaturach bez żadnego dostrzegalnego rozkładu. Sulfan natomiast w temperaturach bliskich $700 \text{K}$ ulega reakcji dysocjacjidysocjacjadysocjacji termicznej.

Spośród wodorków tlenowców tylko sulfan i oksydan można otrzymać w bezpośredniej reakcji z pierwiastków.

Proces otrzymywania oksydanu jest reakcją silnie egzotermicznąreakcja egzotermicznaegzotermiczną (mieszanina tlenu i wodoru w stosunku objętościowym 2:1 nazywana jest mieszaniną piorunującąmieszanina piorunującamieszaniną piorunującą), przebiegającą zgodnie z równaniem:

Sulfan można otrzymać w bezpośredniej reakcji siarki z wodorem. Reakcja ta jest niżej energetyczna aniżeli reakcja otrzymywania oksydanu, przez co sulfan jest znacznie mniej trwały:

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, t. $2$, Warszawa $1997 \text{r}.$.

Trzebiatowski W., Chemia nieorganiczna, Warszawa $1978 \text{r}.$, wyd. $8$.

Greenwood N. N., Earnshaw A., Chemistry of the Elements, Butterworth‑Heinemann, 2nd edition, $1997 \text{r}.$, $730$, $806—808$, $900$.