كبريت

هذا المقال هو عن عنصر كيميائي. إذا كنت تريد الاستخدامات الأخرى، انظر كبريت (توضيح).

كبريت, ₀₀S

كبريت
الاسم البديل	sulphur (النطق البريطاني)
التآصلات	انظر تآصلات الكبريت
المظهر	lemon yellow sintered microcrystals
الوزن الذري العياري Ar°(S)
كبريت في الجدول الدوري
O ↑ S ↓ Se فسفور ← كبريت → كلور
الرقم الذري (Z)	16
المجموعة	16
الدورة	period 3
المستوى الفرعي	p-block
التوزيع الإلكتروني	[Ne] 3s2 3p4
الإلكترونات بالغلاف	2, 8, 6
الخصائص الطبيعية
الطور at د.ح.ض.ق	solid
نقطة الانصهار	388.36 K ​(115.21 °س، ​239.38 °F)
نقطة الغليان	717.8 K ​(444.6 °س، ​832.3 °ف)
الكثافة (بالقرب من د.ح.غ.)	alpha: 2.07 ج/سم³ beta: 1.96 ج/سم³ gamma: 1.92 ج/سم³
حين يكون سائلاً (عند ن.إ.)	1.819 ج/سم³
النقطة الحرجة	1314 K, 20.7 MPa
حرارة الانصهار	mono: 1.727 kJ/mol
حرارة التبخر	mono: 45 kJ/mol
السعة الحرارية المولية	22.75 J/(mol·K)
ضغط البخار P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 375 408 449 508 591 717
الخصائص الذرية
حالات الأكسدة	6, 5, 4, 3, 2, 1, −1, −2 ​(a strongly acidic oxide)
الكهرسلبية	مقياس پاولنگ: 2.58
طاقات التأين	الأول: 999.6 kJ/mol الثاني: 2252 kJ/mol الثالث: 3357 kJ/mol (المزيد)
نصف قطر التكافؤ	105±3 pm
نصف قطر ڤان در ڤالز	180 pm
الخطوط الطيفية
خصائص أخرى
البنية البلورية	​orthorhombic
سرعة الصوت قضيب رفيع	0.205 W/(m·K) (amorphous)
المقاومة الكهربائية	2×1015  Ω⋅m (at 20 °C) (amorphous)
الترتيب المغناطيسي	diamagnetic
القابلية المغناطيسية	(α) −15.5·10−6 cm3/mol (298 K)
معاير الحجم	7.7 GPa
صلادة موز	2.0
رقم كاس	7704-34-9
التاريخ
الاكتشاف	Chinese (before 2000 BCE)
Recognized as an element by	Antoine Lavoisier (1777)
نظائر الكبريت
النظائر الرئيسية اضمحلال توا­فر عمر النصف (t1/2) النمط نا­تج 32S 94٫8% stable 33S 0٫760% stable 34S 4٫37% stable 35S trace 87.37 d β− 35Cl 36S 0٫02% مستقر 34S التوفر يتفاوت بشدة (بين 3.96 و 4.77 %) في العينات الطبيعية.

الكبريت (Sulfur، sulphur)، هو عنصر كيميائي؛ رمزه S ورقمه الذري 16. وهو عنصر وفير، متعدد التكافؤ وغير فلزي. تحت الظروف الطبيعية، تتشكل ذرات الكبريت من جزيئات ثمانية الذرة حلقية صيغتها الكيميائية S₈. يتميز عنصر الكبريت باللون الأصفر الساطع، ويكون صلباً بلورياً عند درجة حرارة الغرفة.

الكبريت هو العنصر العاشر الأكثر وفرة من حيث الكتلة في الكون والخامس الأكثر شيوعاً على الأرض. على الرغم من وجوده في بعض الأحيان في شكله الأصليي النقي، إلا أن الكبريت الموجود على الأرض يتواجد عادةً على شكل كبريتيد ومعادن كبريتيدية. كونه وفيراً في شكله الأصلي، كان الكبريت معروفاً في العصور القديمة، حيث ذُكر لاستخداماته في الهند القديمة، اليونان القديمة، الصين، ومصر القديمة. تاريخياً وفي الأدبيات يُطلق على الكبريت sulfur أيضاً اسم brimstone (حرفياً الكبريت المحترق).

يُنتج عنصر الكبريت بأكمله تقريباً كمنتج ثانوي لعملية إزالة الشوائب المحتوية على الكبريت من الغاز الطبيعي والنفط. يتمثل الاستخدام التجاري الأكبر لهذا العنصر في إنتاج حمض الكبريتيك اللازم لصناعة الأسمدة الكبريتية والفوسفاتية، وكذلك في عمليات كيميائية أخرى. كما يُستخدم الكبريت في صناعة أعواد الثقاب، المبيدات الحشرية، ومبيدات الفطريات. تتميز العديد من مركبات الكبريت بروائح نفاذة؛ إذ تعود الروائح المميزة للغاز الطبيعي (بعد إضافة الرائحة إليه)، ورائحة الظربان، رائحة الفم الكريهة، ورائحة الجريب فروت والثوم، إلى مركبات الكبريت العضوية. كذلك، فإن كبريتيد الهيدروجين هو المسؤول عن الرائحة المميزة للبيض الفاسد والروائح الناتجة عن عمليات حيوية أخرى.

الكبريت هو عنصر أساسي لجميع أشكال الحياة، وغالباً ما يكون على شكل مركبات كبريت عضوية أو كبريتيدات فلزية. الأحماض الأمينية (اثنان پروتينيان: السيستين والمثيونين، والعديد من الأحماض الغير مشفرة: السيستين، لتورين، إلخ.) واثنين من الڤيتامينات (البيوتين والثيامين) هي مركبات كبريت عضوي ضرورية للحياة. تحتوي العديد من تمائم العامل أيضاً على الكبريت، بما في ذلك الگلوتاتيون وپروتينات الحديد-الكبريت. ثنائيات الكبريتيد، روابط S-S، تمنح القوة الميكانيكية وعدم قابلية ذوبان پروتين الكراتين (وغيرها)، الموجود في الجلد الخارجي والشعر والريش. يعد الكبريت أحد العناصر الكيميائية الأساسية اللازمة لوظيفة الكيمياء الحيوية وهو من المغذيات الكبرى لجميع العضيات.

 الخصائص

 الخصائص الطبيعية

كمادة صلبة، فإن الكبريت لونه أصفر ليموني مميز؛ وحين يحترق الكبريت ينصهر إلى سائل أحمر دموي وينبعث منه لهب أزرق.

يشكل الكبريت عدة جزيئات متعددة الذرات. أشهر التآصلات هو ثماني الكبريت، cyclo-S₈. الزمرة النقطية cyclo-S₈ هي D_4d وعزمه ثنائي القطب يبلغ 0 D. ثماني الكبريت هو مادة صلبة ملساء ذات لون أصفر زاهي وعديمة الرائحة. يذوب الكبريت عند درجة حرارة 115.21°س، ويغلي عند 444.6°س. عند درجة حرارة 95.2°س، تحت درجة حرارة انصهاره، يبدأ ثماني الكبريت-الحلقي بالتغير ببطء من α-ثماني الكبريت إلى β-عديد الأشكال. لم يتغير الهيكل الحلقي لثماني الكبريت فعلياً خلال هذا التحول الطوري، مما يؤثر على التفاعلات بين الجزيئات. تبريد تجميد الكبريت المنصهر عند درجة 119.6°س، إذ يتكون في الغالب من جزيئات. بين درجتي حرارة الانصهار والغليان، يغير ثماني الكبريت تآصله مرة أخرى، ويتحول من β-ثماني الكبريت إلى γ-الكبريت، مصحوباً مرة أخرى بكثافة أقل ولزوجة أكبر بسبب تكوين الپوليمرات. عند درجات الحرارة المرتفعة، تنخفض اللزوجة نتيجةً لحدوث عملية تفكك الپوليمر (إزالة الپلمرة). ويكتسب الكبريت المنصهر لوناً أحمر داكناً عند درجات حرارة تتجاوز 200°س. وتبلغ كثافة الكبريت حوالي 2 جم/سم³، وذلك حسب الشكل التآصلي؛ وتُعد جميع الأشكال التآصلية المستقرة عوازل كهربائية ممتازة.

يصبح تسامي الكبريت ملحوظاً -إلى حد ما- في نطاق درجات الحرارة ما بين 20°س و50°س، كما يحدث بسهولة في الماء المغلي عند درجة حرارة 100°س.

الكبريت غير قابل للذوبان في الماء، لكنه يذوب في ثاني كبريتيد الكربون، وبدرجة أقل في المذيبات العضوية الأخرى غير القطبية، مثل البنزين والتولوين. كما يذوب الكبريت أيضاً في ثاني أكسيد الكربون فوق الحرج.

 الخصائص الكيميائية

في الظروف العادية، يتحلل الكبريت مائياً ببطء شديد ليشكل بشكل رئيسي كبريتيد الهيدروجين وحمض الكبريتيك:

1⁄2 S 8 + 4 H 2O → 3 H 2S + H 2SO 4

الصورة العلوية: كبريتيد الهيدروجين السائل داخل أنبوب اختبار. الصورة السفلية: زجاجة من حمض الكبريتيك.

يتضمن التفاعل [[امتزا الپروتونات على عناقيد S 8، يليه تفاعل عدم تناسب يؤدي إلى نواتج التفاعل.

تبلغ طاقات التأين الثانية والرابعة والسادسة للكبريت 2252 كيلوجول/مول و4556 كيلوجول/مول و8495.8 كيلوجول/مول على التوالي. ويعتمد تركيب نواتج تفاعل الكبريت مع المؤكسدات (وحالة أكسدته) على ما إذا كانت الطاقة المنطلقة من التفاعل تتجاوز هذه العتبات؛ إذ يمكن أن يؤدي استخدام المحفزات و/أو تزويد التفاعل بطاقة خارجية إلى تغيير حالة أكسدة الكبريت وتركيب نواتج التفاعل. ففي حين ينتج عن تفاعل الكبريت مع الأكسجين في الظروف العادية ثاني أكسيد الكبريت (حالة الأكسدة +4)، فإن تكوّن ثالث أكسيد الكبريت (حالة الأكسدة +6) يتطلب درجة حرارة تتراوح بين 400 و600°س ووجود محفز.

في التفاعلات مع العناصر الأقل كهرسلبية، يتفاعل بوصفه عاملاً مؤكسداً ويُكوّن كبريتيدات، حيث تكون حالة أكسدته -2.

يتفاعل الكبريت مع جميع العناصر الأخرى تقريباً باستثناء الغازات النبيلة، حتى مع فلز الإريديوم غير المتفاعل المعروف (الذي ينتج ثاني كبريتيد الإريديوم). تتطلب بعض تلك التفاعلات درجات حرارة مرتفعة.

 التآصلات

المقالة الرئيسية: تآصلات الكبريت

بنية جزيء الكبريت الثماني الحلقي cyclooctasulfur‏، S₈

يشكل الكبريت أكثر من 30 تآصل صلب، أكثر من أي عنصر آخر. إلى جانب S₈، تُعرف حلقات أخرى عديدة. تؤدي إزالة ذرة واحدة من بنية "التاج" إلى تكون S₇، الذي يتميز بلون أصفر أعمق مقارنةً بـ S₈. ويكشف تحليل "الكبريت العنصري" باستخدام HPLC عن وجود خليط في حالة اتزان يتكون بشكل أساسي من S₈، إلى جانب S₇ وكميات ضئيلة من S₆. تم تحضير حلقات أكبر، بما في ذلك S₁₂ و S₁₈.

يُنتج الكبريت اللابلوري (أو "اللدن") عن طريق التبريد السريع للكبريت المنصهر؛ وذلك بسكبه في ماء بارد، على سبيل المثال. وتُظهر دراسات دراسة البلورات بالأشعة السينية أن هذا الشكل اللامتبلور قد يتخذ بنية لولبية تتألف من ثماني ذرات في كل لفة. وتُكسب الجزيئات الپوليمرية الطويلة والملتفة هذه المادة -التي تميل إلى اللون البني- خاصية المرونة، إذ تبدو عند تجميعها ذات ملمسٍ شبيهٍ بالمطاط الخام. وتُعد هذه الهيئة شبه مستقرة عند درجة حرارة الغرفة، حيث تعود تدريجياً إلى الشكل المتآصل الجزيئي البلوري الذي يفقد خاصية المرونة. وتستغرق هذه العملية وقتاً يتراوح بين بضع ساعات وعدة أيام، إلا أنه يمكن تسريعها بشكل كبير.

 النظائر

المقالة الرئيسية: نظائر الكبريت

للكبريت 23 نظيراً معروفاً، أربعة منها مستقرة، وهي: ³²S (94.99%±0.26%)، ³³S (0.75%±0.02%)، ³⁴S (4.25%±0.24%)، و ³⁶S (0.01%±0.01%). بخلاف ³⁵S، الذي يبلغ عمره النصفي 87.37 يوماً، فإن نظائر الكبريت النشطة إشعاعياً عمرها النصفي أقل من 3 ساعات.

يُفسر رجحان ³²S من خلال إنتاجه في عملية ألفا (أحد الفئات الرئيسية لتفاعلات الاندماج النووي) في النجوم المتفجرة. تُنتج نظائر الكبريت المستقرة الأخرى في العمليات الالتفافية المرتبطة بـ ³⁴Ar ، ويعتمد تركيبها على نوع الانفجار النجمي. على سبيل المثال، يأتي عدد أكبر نسبياً من ³³S من المستعرات مقارنة بالمستعرات العظمى.

لقد وجد أن نسبة نظيري الكبريت الأكثر وفرة ³²S و³⁴S تختلف في العينات المختلفة بكمية كبيرة بشكل مدهش. يشير تحديد نسبة النظائر (δ³⁴S) في العينات إلى تاريخها الكيميائي، وبدعم من طرق أخرى، يسمح بتحديد عمر العينات، وتقدير درجة حرارة التوازن بين الخام والماء، وتحديد الأس الهيدروجيني وهشاشة الأكسجين، وتحديد نشاط للجراثيم المختزلة للكبريتات في وقت تكون العينة، أو اقتراح المصادر الرئيسية للكبريت في النظم البيئية. ومع ذلك، هناك نقاشات مستمرة حول السبب الحقيقي لتحولات δ³⁴S، سواء كان ذلك بسبب النشاط الحيوي أو التغيرات اللاحقة للترسيب.

على سبيل المثال، عند ترسيب المعادن الكبريتيدية، فإن موازنة النظائر بين الصلبة والسائلة قد تسبب اختلافات صغيرة في قيم δ³⁴S للمعادن ذات الأصل التكويني المشترك. يمكن استخدام الاختلافات بين المعادن لتقدير درجة حرارة الموازنة. يمكن استخدام δ¹³C وδ³⁴S من المعادن الكربوناتية والكبريتيدية لتحديد الأس الهيدروجيني وذوبان الأكسجين للسائل الحامل للخام أثناء تكون الخام.

يقوم العلماء بقياس نظائر الكبريت للمعادن في الصخور والرواسب لدراسة ظروف الأكسدة والاختزال في المحيطات الماضية. الجراثيم المختزلة للكبريتات في جزيئات الرواسب البحرية نظائر الكبريت حيث أنها تأخذ الكبريتات وتنتج الكبريتيد. قبل عام 2010، كان يُعتقد أن اختزال الكبريتات يمكن أن يؤدي إلى تجزئة نظائر الكبريت حتى 46 في الألف والتجزئة الأكبر من 46 في الألف المسجلة في الرواسب يجب أن تكون بسبب عدم التناسب من مركبات الكبريت في الرواسب. لقد تغير هذا الرأي منذ عام 2010 حيث أظهرت التجارب أن الجراثيم المختزلة للكبريتات يمكن أن تنقسم إلى 66 في الألف. بما أن الركائز المتاحة لعدم التناسب محدودة بنواتج عملية اختزال الكبريتات، فإن التأثير النظائري لعملية التفكك ينبغي أن يكون أقل من 16 في الألف (16‰) في معظم البيئات الرسوبية.

في النظم البيئية للغابات، يُستمد الكبريتات في الغالب من الغلاف الجوي، بينما تساهم عمليات التجوية للمعادن الخام والمتبخرات بجزء من الكبريت. وقد استُخدم الكبريت ذو التركيب النظائري المميّز لتحديد مصادر التلوث، كما استُخدم الكبريت المُخصَّب كمادة تتبّع في الدراسات الهيدرولوجية. ويمكن الاستفادة من الاختلافات في التوافر الطبيعي للنظائر في النظم التي تظهر تبايناً كافياً في نسب نظير الكبريت-34 (³⁴S) بين مكونات النظام البيئي. فعلى سبيل المثال، وُجد أن بحيرات جبال روكي -التي يُعتقد أن الكبريتات فيها تأتي بشكل رئيسي من الغلاف الجوي- تمتلك قيماً لنظير ³⁴S تختلف بشكل قابل للقياس عن تلك الموجودة في البحيرات التي يُعتقد أن الكبريتات فيها تنشأ بشكل أساسي من مصادر مرتبطة بحوض التصريف المائي.

يتشكل ³⁵S المشع في تشظي الأشعة الكونية لـ ⁴⁰Ar في الغلاف الجوي. يمكن استخدام هذه الحقيقة للتحقق من وجود رواسب جوية حديثة (عمرها أقل من سنة) في مواد مختلفة. يمكن الحصول على هذا النظير بشكل مصطنع بطرق مختلفة. عمليًا، يتم استخدام التفاعل ³⁵Cl + n → ³⁵S + p، لتشعيع كلوريد الپوتاسيوم بالنيوترونات. يُستخدم النظير ³⁵S في مركبات متنوعة تحتوي على الكبريت كمتتبع إشعاعي في العديد من الدراسات الحيوية، على سبيل المثال، في تجربة هرشي-تشيس.

نظراً لضعف نشاط بيتا للنظير ³⁵S، تُعد مركباته آمنة نسبياً طالما لم يتم ابتلاعها أو امتصاصها من قِبل الجسم.

 التواجد في الطبيعة

وعاء الكبريت الذي يتم تحميل عربات السكك الحديدية منه، شركة فريپورت للكبريت، هوسكنز ماوند، تكساس (1943).

يعود معظم درجات اللونين الأصفر والبرتقالي على سطح إيو إلى الكبريت العنصري ومركبات الكبريت التي تترسب بفعل البراكين النشطة.

استخراج الكبريت، جاوة الشرقية.

رجل يحمل كتل الكبريت من بركان كواه إيجين، جاوة الشرقية، إندونيسيا، 2009.

يُنتج ³²S من خلال التخليق النووي النجمي داخل النجوم الضخمة، على عمق تتجاوز فيه درجة الحرارة 2.5×10⁹ كلفن (4.50×10⁹ °F) عن طريق انصهار نواة واحدة من السليكون بالإضافة إلى نواة واحدة من الهليوم. نظرًا لأن هذا التفاعل النووي جزء من عملية ألفا، التي تنتج عناصر وفيرة للغاية، فإن الكبريت هو عاشر العناصر الأكثر شيوعاً في الكون.

الكبريت، عادة في حالة حالة أكسدة الكبريتيد، موجود في العديد من أنواع الأحجار النيزكية. تحتوي الكوندريتات المعتادة في المتوسط ​​على 2.1% من الكبريت، وقد تحتوي الكوندريتات الكربونية على ما يصل إلى 6.6%. يتواجد عادة على شكل ترويليت (FeS)، لكن هناك استثناءات، مع الكوندريتات الكربونية التي تحتوي على الكبريت الحر والكبريتات ومركبات الكبريت الأخرى.

تُنسب الألوان المميزة لقمر المشتري البركاني إيو إلى أشكال مختلفة من الكبريت المنصهر والصلب والغازي. في يوليو 2024، أُكتشف وجود عنصر الكبريت على كوكب المريخ بالصدفة، وذلك بعد أن دهست المركبة الجوالة كيريوسيتي صخرةً وسحقتها، مما كشف عن وجود بلورات كبريتية بداخلها.

يُعد الكبريت خامس أكثر العناصر وفرةً من حيث الكتلة على كوكب الأرض. ويمكن العثور على الكبريت في صورته العنصرية بالقرب من الينابيع الحارة والمناطق البركانية في أجزاء كثيرة من العالم، لا سيما على امتداد حزام النار حول المحيط الهادي؛ حيث تُستخرج هذه الرواسب البركانية في كل من إندونسيا، تشيلي، واليابان. وتتخذ هذه الرواسب بنية متعددة البلورات، وقد بلغ قياس أكبر بلورة مفردة وُثِّقت منها 22 × 16 × 11 سم. تاريخياً، كانت صقلية مصدراً رئيسياً للكبريت أثناء الثورة الصناعية.

عُثر على بحيرات من الكبريت المنصهر يصل قطرها إلى حوالي 200 متراً في قاع البحر، مرتبطة بالبراكين الغاطسة، في أعماق حيث تكون نقطة غليان الماء أعلى من نقطة انصهار الكبريت.

يتكون الكبريت الطبيعي بفعل جراثيم لا هوائية تؤثر على معادن الكبريتات، مثل الجبس، الموجودة في القباب الملحية. تتكون رواسب كبيرة في القباب الملحية على امتداد ساحل خليج المكسيك، وفي المتبخرات في شرق أوروپا وغرب آسيا. يمكن إنتاج الكبريت الأصلي عن طريق العمليات الجيولوجية وحدها. كانت رواسب الكبريت الأحفورية من القباب الملحية ذات يوم أساس الإنتاج التجاري في الولايات المتحدة، روسيا، تركمانستان، وأوكرانيا. أصبحت هذه المصادر ذات أهمية تجارية ثانوية، ولم يعد يُستخرج الخام من معظمها، غير أن الإنتاج التجاري لا يزال مستمراً في منجم أوسيك في پولندا.

تشمل مركبات الكبريت الشائعة التي تتواجد في الطبيعة كلاً من المعادن الكبريتيدية، مثل الپيريت (كبريتيد الحديد)، الزنجفر (كبريتيد الزئبق)، الگالـِنا (كبريتيد الرصاص)، السفاليريت (كبريتيد الزنك)، الستيبنيت (كبريتيد الأنتيمون)؛ والمعادن الكبريتاتية، مثل الجبس (كبريتات الكالسيوم)، الألونيت (كبريتات الپوتاسيوم والألومنيوم)، والباريت (كبريتات الباريوم). وعلى كوكب الأرض، تماماً كما هو الحال على قمر المشتري إيو، يوجد الكبريت في صورته العنصرية بشكل طبيعي ضمن الانبعاثات البركانية، بما في ذلك تلك الصادرة عن المنافس الحرمائية.

يُعد النفط والغاز الطبيعي المصدرين الصناعيين الرئيسيين للكبريت.

 المركبات

تتراوح حالات الأكسدة الشائعة للكبريت من −2 إلى +6. يشكل الكبريت مركبات مستقرة مع جميع العناصر باستثناء الغازات النبيلة.

 التفاعلات الناقلة للإلكترون

يعود اللون الأزرق للازورد إلى أيون ثلاثي الكبريت الحر (S−3).

تُنتج إحدى مركبات الكبريت، S2+
8، S2+
4 وS2+
19 عندما يتفاعل الكبريت مع عوامل مؤكسدة في محلول شديد الحموضة. ذُكرت المحاليل الملونة الناتجة عن إذابة الكبريت في الأوليوم لأول مرة عام 1804 بواسطة ف. بوشلوز، لكن سبب اللون وبنية التعددات المعنية لم تُحدد إلا في أواخر الستينيات. S2+
8 باللون الأزرق الداكن، وS2+
4 باللون الأصفر وS2+
19 باللون الأحمر.

عند إذابة الكبريت في الأوليوم، ينتج محلول أزرق غامق يحتوي على S₈²⁺.

يعطي اختزال الكبريت عديدات الكبريتيد المختلفة بالصيغة S2−x، والتي تم الحصول على الكثير منها في شكل بلوري. ومن الأمثلة التوضيحية إنتاج رباعي كبريتيد الصوديوم:

4 Na + S
8 → 2 Na
2S
4

تنفصل بعض هذه الديونات لتعطي الأنيونات الحرة. على سبيل المثال، يعطي S−
3 اللون الأزرق للازورد الصخري.

سلسلتا كبريت متوازيتان تنموان داخل جدار أنبوب الكربون النانوي (CNT، a). سلاسل متعرجة (b) ومستقيمة (c) سلاسل كبريت داخل أنابيب CNT مزدوجة الجدار.

يسلط هذا التفاعل الضوء على خاصية مميزة للكبريت: قدرته على التسلسل (الارتباط بنفسه عن طريق تكوين سلاسل). پرتنة هذه الأنيونات عديدة الكبريتيد تنتج عديدات السلفون، H₂S_x، حيث x = 2، 3، و4. في النهاية، يؤدي اختزال الكبريت إلى إنتاج أملاح الكبريتيد:

16 Na + S₈ → 8 Na₂S

يُستغل التحويل البيني لهذه الأنواع في بطارية الصوديوم-كبريت.

 الهدرجة

معالجة الكبريت بالهيدروجين يعطي كبريتيد الهيدروجين. عندما يذوب في الماء، يكون كبريتيد الهيدروجين حمضياً قليلاً:

H₂S HS⁻ + H⁺

يعتبر غاز كبريتيد الهيدروجين وأنيون الهيدروكبريتيد شديد السمية للثدييات، بسبب تثبيط قدرة الهيموگلوبين وبعض السيتوكرومات على حمل الأكسجين بطريقة مشابهة للسيانيد والأزيد (انظر أدناه، الاحتياطات).

 الاحتراق

يُحصل على أكسيدي الكبريت الرئيسيين عن طريق حرق الكبريت:

S + O₂ → SO₂ (ثاني أكسيد الكبريت)

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ (ثالث أكسيد الكبريت)

رُصدت أكاسيد كبريت أخرى عديدة، بما في ذلك الأكاسيد الغنية بالكبريت — مثل أول أكسيد الكبريت، وأول أكسيد الكبريت الثنائي، وثنائي أكسيد الكبريت الثنائي — بالإضافة إلى أكاسيد أعلى تحتوي على مجموعات پيروكسو.

 الهلگنة

يتفاعل الكبريت مع الفلور ليعطي رابع فلوريد الكبريت شديد التفاعل وسادس فلوريد الكبريت شديد الخمول. في حين أن الفلور يعطي مركبات S(IV) وS(VI)، فإن الكلور يعطي مشتقات S(II) وS(I). وهكذا، ثنائي كلوريد الكبريت، ثنائي كلوريد الكبريت، والكلوروسلفانات الأعلى تنشأ من كلورة الكبريت. كلوريد الكبريتيل وحمض الكلوروسلفوريك من مشتقات حمض الكبريتيك؛ كلوريد الثيونيل (SOCl₂) هو كاشف شائع في التخليق العضوي. كما يؤكسد البروم الكبريت ليتكون ثنائي بروميد الكبريت وثنائي بروميد ثنائي الكبريت.

 الهاليدات الزائفة

يؤكسد الكبريت كلاً من السيانيد والكبريتيت ليُنتج الثيوسيانات والثيوسلفات، على التوالي.

 الكبريتيدات الفلزية

يتفاعل الكبريت مع العديد من الفلزات؛ حيث تُنتج الفلزات الكهرو-موجبة (الموجبة كهربائياً) أملاح متعدد الكبريتيد. ويتفاعل الكبريت مع كل من النحاس والزنك والفضة، مما يؤدي إلى فقدان لمعانها (تكوّن طبقة كدرة على سطحها). ورغم معرفة العديد من كبريتيدات الفلزات، إلا أن معظمها يُحضَّر عن طريق تفاعلات بين العناصر عند درجات حرارة عالية. يدرس علماء الجيولوجيا أيضاً نظائر كبريتيدات الفلزات في الصخور والرواسب؛ وذلك لدراسة الظروف البيئية التي سادت الأرض في الماضي.

 المركبات العضوية

المقالة الرئيسية: مركبات الكبريت العضوية

• مركبات الكبريت العضوية
• 
  (L)-سيستين، حمض أميني يحتوي على مجموعة ثيول.
• 
  الثيامين أو ڤيتامين ب₁
• 
  البيوتين أو ڤيتامين ب₇
• 
  الپنسلين، مضاد حيوي (حيث "R" هي المجموعة المتغيرة).
• 
  الأليسين، مركب كيميائي يوجد في الثوم.
• 
  ثنائي سلفات ثنائي الفينيل، ثنائي كبريتيد نموذجي.
• 
  ثنائي بنزوثيوفين، إحدى مكونات النفط الخام.
• 
  Perfluorooctanesulfonic acid (PFOS)، مادة خافضة للتوتر السطحي.

تشمل بعض الفئات الرئيسية للمركبات العضوية المحتوية على الكبريت ما يلي:

• تُعد الثيولات -أو المركاپتانات، وهي تسمية جاءت من قدرتها على الارتباط بالزئبق كمتمخلبات- نظائر كبريتية للكحولات؛ ويؤدي تفاعل الثيولات مع القواعد إلى تكوين أيونات الثيولات.
• الثيوإيثرات (الإثيرات الكبريتية) وهي إحدى نظائر الإيثرات الكبريتية.
• أيونات السلفونيوم، حيث ترتبط فيها ثلاث مجموعات بمركز كبريتي موجب الشحنة. ويُعد مركب Dimethylsulfoniopropionate (DMSP) أحد هذه المركبات، وهو ذو أهمية في دورة الكبريت العضوية في البيئة البحرية.
• السلفوكسيدات والسلفونات هي مركبات ثيوإيثرية، حيث ترتبط ذرة الكبريت فيها بذرة أكسجين واحدة أو بذرتي أكسجين، على التوالي. ويُعد ثنائي مثيل السلفوكسيد أبسط أنواع السلفوكسيدات، وهو مذيب شائع الاستخدام؛ أما السلفولان فهو مثال شائع على السلفونات.
• تُستخدم أحماض السلفونيك في العديد من المنظفات.

تُعد المركبات التي تحتوي على روابط متعددة بين الكربون والكبريت غير شائعة؛ ومن الأمثلة الاستثنائية على ذلك ثنائي كبريتيد الكربون، وهو سائل متطاير عديم اللون يشبه في بنيته ثاني أكسيد الكربون. ويُستخدم هذا المركب ككاشف في تصنيع پوليمر الرايون والعديد من المركبات العضوية للكبريت. على عكس أول أكسيد الكربون، لا يكون أول كبريتيد الكربون مستقراً إلا على هيئة غاز مخفف للغاية، ويوجد في الفراغ بين المجموعات الشمسية.

تُعد المركبات العضوية للكبريت مسؤولة عن بعض الروائح الكريهة المنبعثة من المواد العضوية المتحللة. وهي معروفة على نطاق واسع كمواد مُضافة لإكساب الرائحة (مثل تلك المضافة للغاز الطبيعي المنزلي)، كما أنها تمنح الثوم رائحته المميزة، وتدخل في تركيب الرائحة التي يفرزها حيوان الظربان، وتُعد أيضاً أحد مسببات رائحة الفم الكريهة. ولا تتسم جميع المركبات العضوية الكبريتية بروائح كريهة في كل تراكيزها؛ فمركب مركاپتان الجريب فروت -وهو مركب أحادي الترپين يحتوي على الكبريت- يمنح الجريب فروت رائحته المميزة عند وجوده بتركيزات منخفضة، بينما يكتسب رائحة تشبه رائحة الثيولات العامة عند وجوده بتركيزات أعلى. أما خردل الكبريت -وهو مادة كيميائية قوية تسبب تقرحات جلدية- فقد استُخدم كسلاح كيميائي أثناء الحرب العالمية الأولى بهدف شلّ قدرة الأفراد.

روابط الكبريت-كبريت هي مكون هيكلي يستخدم لتقوية المطاط، على غرار جسور ثاني كبريتيد التي تصلب الپروتينات (انظر علم الأحياء أدناه). في النوع الأكثر شيوعاً من "المعالجة" الصناعية أو تصلب وتقوية المطاط الطبيعي، يتم تسخين عنصر الكبريت مع المطاط إلى درجة تشكل التفاعلات الكيميائية ثنائي كبريتيد جسوراً بين وحدات الإيزوپرين من الپوليمر. هذه العملية، حصلت على براءة اختراع عام 1843، جعلت هذه العملية من المطاط منتجاً صناعياً رئيسياً، لا سيما في صناعة إطارات السيارات. ونظراً لدور الحرارة والكبريت في هذه العملية، فقد أُطلق عليها اسم الفلكنة، تيمناً بالإله الروماني المسؤول عن الحدادة والبراكين.

 التاريخ

 العصر العتيق

بروش روماني على شكل نمر (سبيكة نحاس، 100-300 م). تتكون البقع من التكفيت، وهو خليط أسود من الفلز والكبريت.

بحسب بردية إبرز فقد استخدم في مصر القديمة مرهماً كبريتياً لعلاج حبيبات الجفون. وتوجد قلائد مصرية قديمة، ترجع إلى ما بين العصر الپطلمي وأوائل العصر الروماني، بها خرزات مصنوعة من الكبريت، على شكل زهور ورؤوس أبقار.

الكبريت هو أحد مكونات التكفيت، وهي مادة داكنة تستخدم لتزيين العناصر الفلزية. ذكر پلني الأكبر، في القرن الأول الميلادي، أن الرومان استخدموا نوعاً من التكفيت الموروثة عن المصريين، الذين، حسب قوله، صنعوا صبغة داكنة لتصوير أنوبيس على الأواني الفضية. ويسرد وصفة يتم فيها خلط النحاس والفضة بالكبريت وتسخينهما لإنتاج هذه المادة.

في المجوهرات الرومانية، استُخدم الكبريت كمادة حشو داخل القطع الذهبية المُجوَّفة، ولا سيما في الخواتم الذهبية. وقد كانت هذه الممارسة شائعة لدرجة دفعت أرتيميدوروس إلى الإشارة إليها في كتابه تفسير الأحلام -في القسم المخصص للخواتم الذهبية- حيث ذكر خواتم "مُجوَّفة ومحشوة بالكبريت". وقد أكدت التحليلات الحديثة صحة ذلك، إذ تم الكشف عن وجود الكبريت في قطع أثرية ذهبية تعود إلى العصر الروماني.

في القرن الثاني ق.م، قدّم كاتو الأكبر في مؤلَّفه في الزراعة وصفةً لحماية الكروم من اليرقات، تضمنت الكبريت كأحد مكوناتها؛ ويُعدُّ ذلك مثالاً مبكراً على استخدام الكبريت في مكافحة الآفات. تناول پلني الأكبر الحديث عن الكبريت في مؤلفه التاريخ الطبيعي، مشيراً إلى أن جزيرة ملوس تُعدّ أشهر مصادره. وقد صنّف الكبريت إلى أربعة أنواع: نوع يُستخدم لأغراض طبية، ونوع يستخدمه القصارون (معالجو الأقمشة)، ونوع لتبييض الصوف، ونوع يُستخدم لفتائل المصابيح. كما أشار إلى استخدامه في روما القديمة ضمن الطقوس الدينية لتطهير المنازل عن طريق التبخير (وهو أمر وردت إشارة مقتضبة إليه أيضًا في أحد أبيات قصيدة فن الهوى لأوڤيد، حيث يتحدث عن تطهير البيوت باستخدام البيض والكبريت). يُعد استخدام الكبريت في التبخير ممارسةً قديمةً للغاية، كانت قائمةً بالفعل في اليونان قبل العصر الكلاسيكي؛ ورد ذكر هذا في الأوديسة.

يشير عدد من الكتاب الرومان الذين عاشوا في النصف الثاني من القرن الأول الميلادي، أمثال مارتيال وستاتيوس، إلى نمط من التجارة المتجولة كان شائعاً على ما يبدو في ذلك الوقت؛ حيث كان الباعة المتجولون يقايضون قطعاً من الكبريت أو "أعواد" كبريتية (وهي في الواقع شظايا خشبية مغطاة بالكبريت كانت تُستخدم لإشعال النار، وليست أعواد ثقاب تُشعل بالاحتكاك) مقابل قطع من الزجاج المكسور.

استخدم الجيش الفارسي الكبريت كسلاح كيميائي أثناء حصار دورا-يوروپوس، في القرن الثالث. وقاموا بحرق القار والكبريت في الأنفاق، مما أدى إلى خلق سحابة سامة من ثاني أكسيد الكبريت مما أدى إلى مقتل الجنود الرومان في الأنفاق.

الشكل الطبيعي للكبريت المعروف باسم shiliuhuang (بالصينية: 石硫黃; الپن‌ين: shí liú huáng) كان معروفاً في الصين منذ القرن السادس ق.م. وعُثر عليه في هان‌ژونگ. بحلول القرن الثالث، اكتشف الصينيون أنه يمكن استخلاص الكبريت من الپيريت. اهتم الطاويون الصينيون بقابلية الكبريت للاشتعال وتفاعله مع فلزات معينة، غير أن أولى استخداماته العملية ظهرت في الطب الصيني التقليدي.

 في الأديان والخيمياء

 في الأديان

للكبريت تاريخ طويل من الارتباطات الدينية والرمزية الروحية. في العصور القديمة، كان الكبريت مرتبطاً بالإله: يستخدم في التبخير للتطهير ومنع العدوى، وكان يعتبر بخوراً إلهياً، واسمه في اليونانية القديمة، ثيون (θεῖον) يشبه شكل كلمة ثيوس (θεῖος)، إلهي. في الإلياذة، صُور أخيل وهو ينظف كوباً بالكبريت قبل سكب الخمر لزيوس.

في الكتاب المقدس المسيحي، يرتبط الكبريت باستمرار بغضب الرب، وتطهير الشر، ومعاقبة الخطاة. المثال الأكثر شهرة موجود في سفر التكوين، مع رواية تدمير الرب لمدينتي سدوم وعمورة بواسطة "نار وحجارة من سجيل". وبالمثل، يَرِدُ في سفر الرؤيا أنَّ الشيطان يُطرح في بحيرة من نار وكبريت (ومن هنا جاء التعبير الاصطلاحي). ونظراً لارتباط الكبريت بنار الجحيم، فقد أصبح رمزاً للجحيم؛ إذ صارت رائحتُه النفاذة والكريهة سمة ملازمة للشرير والشياطين في التراث الشعبي والمخيلة العامة.

 الكبريت والبرق

قد يأتي دور الكبريت كرمز للغضب الإلهي والعقاب من ارتباطه بالبرق. لعدة قرون، كان يُعتقد أن البرق يسبب رائحة كبريتية عندما يبرق، وبالتالي كان مرتبطاً به، بما في ذلك في السياقات الدينية. في القرن الثاني عشر، ناقش العالم البيزنطي جون تزيتزس في مؤلفه خيليادس (Chiliades) الدلالات المتنوعة المرتبطة بكلمة ثيون؛ إذ أشار إلى معاني متعددة، منها: الكبريت، والبخور (الذي ربطه بنفحات الخالدين)، والرعد، كما لفت إلى استخدام الكلمة للإشارة إلى أشياء "مُحيِّرة" أو "مُدهشة"، وإلى النجوم والأرواح والملائكة. ويوضح تزيتزس أن الرعد هو نار إلهية، وأنها تنبعث منها رائحة قوية تشبه رائحة الكبريت. كون البرق كبريتياً هو اعتقاد قديم جداً، ذكره المؤلفون الرومان القدماء وموجود في أعمال هوميروس، حيث ذكر وصف البرق الإلهي لزيوس الكبريت عدة مرات (في الإلياذة، يضرب أمام خيول ديوميديس، مسبباً رائحة الكبريت واللهب، وفي نقطة أخرى، يُقارن هكتور بشجرة بلوط اقتلعها برق زيوس، تفوح منها رائحة الكبريت، بينما في الأوديسة، تضرب سفينة، وتملأها بالدخان الكبريتي). اعتبر لاهوتي القرن الثامن عشر، جوناثان إدواردز، البرقَ "سلسلةً من الكبريت".

في الواقع، لا يحتوي البرق على الكبريت ولا يُنتج روائح كبريتية. وفي القرن التاسع عشر، تبيّن أن الأوزون هو المسؤول عن الرائحة المصاحبة للبرق؛ ومع ذلك، ظلّ الأشخاص الذين لم يكونوا على دراية بالأوزون ينسبون تلك الرائحة -في الغالب- إلى الكبريت. ومن المفارقات أنه بعد اكتشاف الأوزون، ساد اعتقاد في العصر الڤيكتوري بأن نسيم البحر مفيد للصحة بفضل رائحته التي ظُنّ حينها أنها ناتجة عن تركيز عالي من الأوزون. لكن في الحقيقة، تعود تلك الرائحة إلى مركب كبريتي يُعرف بكبريتيد ثنائي المثيل.

 في الخيمياء

كان الكبريت أيضاً مكوناً رئيسياً في الخيمياء منذ أيامه الأولى، حيث نسبت إليه فروع مختلفة من الخيميائيين الهنود والمسلمين والأوروپيين رمزية مقصورة على فئة معينة بناءً على ارتباطه القوي بالزئبق والتفاعلات بين العنصرين. اهتم ممارسو الكيمياء الهلينية مثل مارية اليهودية وزوسيموس پانوپوليس بالكبريت ومركباته، وذكروها في كتاباتهم. كتب الخيميائيون الهنود -وهم ممارسو "علم المواد الكيميائية" (रसशास्त्र، rasaśāstra)- باستفاضة عن استخدام الكبريت في العمليات الخيميائية التي تتضمن الزئبق، وذلك بدءاً من القرن الثامن الميلادي فصاعداً. في تقاليد rasaśāstra، يُطلق على الكبريت اسم "ذو الرائحة" (गन्धक، gandhaka)، ويُعتقد أنه يمثل المبدأ الأنثوي — أي دم الحيض للإلهة گوري (شاكتي) — بينما يُعد الزئبق نظيره الذكري، الذي يمثل السائل المنوي للإله شيڤا.

كان لدى الخيميائيين في أوروپا والعالم الإسلامي -الذين استندوا إلى "نظرية الكبريت والزئبق في الفلزات" الواردة في النصوص الخيميائية العربية التي تعود إلى القرن التاسع- تصورٌ مغاير في تقاليدهم؛ إذ يمثل الكبريتُ المبدأَ الذكري، بينما يمثل الزئبقُ المبدأَ الأنثوي، ويؤدي امتزاجهما معاً إلى تكوين فلزات مختلفة. وقد حظيت هذه النظرية بتأثيرٍ واسع خلال العصور الوسطى، وظلت قائمةً حتى القرن الثامن عشر، حين أثبت لاڤوازييه أن الفلزات عناصر مستقلة بذاتها.

في القرن السادس عشر، أضاف پاراسلسوس الملح كعنصر ثالث إلى ثنائي الكبريت والزئبق، مما جعلهم الركائز الأساسية الثلاثة للكيمياء وفقاً لنظريته: تريا پريما (المبادئ الثلاثة). مثل معظم المصطلحات الخيميائية، أصبحت كلمة "الكبريت" تعني الكثير من الأشياء المختلفة في الأعمال الخيميائية بما يتجاوز تعريفها القياسي، حيث تمثل مفاهيم مثل المبدأ النشط أو المذكر أو الثابت أو الاحتراق أو الروح. كان هناك العديد من "الكبريتات"، حيث أُستخدمت الكلمة باعتبارها اسم سطح السفينة، وهو الاسم الرمزي السري للمواد الأخرى.

 الكبريت الأسود

الكبريت.

الكبريت الأسود.

الرموز الخيميائية للكبريت، أو العناصر القابلة للاحتراق، والكبريت الأسود، وهو نوع غير نقي من الكبريت يُعرف أيضاً بكبريت الخيول (sulfur caballinum).

منح الخيميائيون الأوروپيون الأوائل للكبريت رمزاً خيميائياً يتكون من مثلث يعلو صليباً (🜍). وهناك نوع آخر من الكبريت ذُكر في الخيمياء، وهو الكبريت الأسود (sulfur nigrum)، وكان له أيضاً رمز خاص يجمع بين صليب ذي عارضتين يعلو علامة اللانهاية (🜏). وفي وقت لاحق، استخدم أنطون لاڤي هذا الرمز كرمزاً شيطانياً أطلق عليه اسم "صليب لڤياثان"، حيث ربطه بالكبريت المشتعل في الجحيم. وقد أدى هذا إلى بعض الالتباس والمفاهيم الخاطئة حول معناه الخيميائي الأصلي: في النصوص الخيميائية، لم يكن الكبريت الأسود مرادفاً "للكبريت" أو رمزاً بديلاً للكبريت كواحد من الأعداد الأولية الثلاثة، لكنه بدلاً من ذلك كان يعتبر نوعاً متميزاً من الكبريت، مدرج بشكل منفصل. الكبريت الأسود، المعروف أيضاً بالكبريت الرمادي (sulfur griseum) أو "كبريت الخيول" (sulfur caballinum)، كان شكلاً رمادياً غير نقي من الكبريت، وعادةً ما يكون تفل تنقية الكبريت، والذي كان يستخدم للأغراض الطبية على الرغم من احتوائه غالباً على الزرنيخ. كان يُضاف إليه أحياناً، أثناء تصنيعه، برادة الحديد أو قشور الحدادة الناتجة عن الطرق. يُعتقد أن كلمة "الخيول" في الاسم تشير إلى استخدامه البيطري: كبريت منخفض الجودة، ولا يصلح إلا لعلاج الخيول. في القرن التاسع عشر، كان يُباع أحياناً تحت اسم "كبريت اللبلاب" (وهو تحريف لمصطلح sulfur vivum اللاتيني)، وكان يُستخدم على نبات الجنجلة.

 في الطب

يتمتع الكبريت بخواص مضادة للفطريات ومضادة للجراثيم وهو حال للطبقة القرنية؛ في الماضي كان يستخدم لعلاج حب الشباب، حب الشباب الوردي، التهاب الجلد الدهني، القشرة، النخالية المبرقشة، الجرب، والثآليل. يدعي هذا الإعلان الصادر عام 1881 دون أي أساس فعالية الكبريت لعلاج الروماتيزم والنقرس والصلع وشيب الشعر.

كان الاستخدام الرئيسي للكبريت للأغراض العلاجية، على مر التاريخ، هو علاج الأشخاص والحيوانات الأليفة من مجموعة واسعة من الأمراض الجلدية والطفيليات. وحتى يومنا هذا، لا يزال العلاج شائعًا للتخفيف من حالات مثل الجرب، السعفة، الصدفية، الأكزيما، وحب الشباب. آلية العمل الدقيقة غير معروفة، ولكن يُعتقد أنه يتفاعل مع السيستين الموجود في الجلد لإنتاج كبريتيد الهيدروجين، الذي له خصائص مضادة للفطريات ومضادات الأكسدة وحالة للطبقة القرنية، بالإضافة إلى تحويله إلى حمض الپنتاثيوليك، وهو مضاد للفطريات، عند وضعه على الجلد.

عام 1696 في هارلم، خُلق زيت هارلم (المعروف بالعامية "بالقطرات الهولندية")، وهو جرعة تحتوي على الكبريت. بيع في البداية كمدر للبول للبول، ثم اكتسب شهرة باعتباره دواءاً شافياً، وانتشر في بلدان أخرى من قبل البحارة، وكان يستخدم على نطاق واسع بينهم. ولا يزال يتم تسويقه تجارياً بعد مرور ثلاثة قرون، ويستخدم الآن غالباً كمكمل غذائي للخيول.

حاوية دوائية للكبريت من النصف الأول من القرن العشرين. من مجموعة Museo del Objeto del Objeto.

في القرن التاسع عشر، كان من الشائع إعطاء الأطفال خليطًاً من الكبريت والعسل الأسود كعلاج. كان من المفترض أن يكون الكبريت الموجود فيه بمثابة منشط ربيعي وملين. يقال إن "الكبريت والعسل الأسود" يعتبران تجربة طفولة غير سارة، وقد ذُكرا على هذا النحو في عدد من المراجع الثقافية، بما في ذلك ماري پوپينز، أعمال تشارلز ديكنز، والمسرحية البريطانية المثيرة للجدل عام 1976 والتي تحمل نفس الاسم.

مدام سارة ووكر، التي أصبحت أول مليونيرة من خلال بيع منتجات الشعر للنساء السود في أوائل القرن العشرين، ولا سيما استخدام الكبريت كعنصر في منتجاتها.

كما أُستخدم الكبريت في التبخير للوقاية من الطاعون. في أوائل القرن العشرين، أثناء جائحة الطاعون الثالثة، أُستخدمت أجهزة مثل آلة كلايتون، المستخدمة في الموانئ في جميع أنحاء العالم، أو السلفوزادور في أمريكا اللاتينية، لنشر غاز ثاني أكسيد الكبريت لقتل الحشرات والفئران ومسببات الأمراض.

 العصور الوسطى وأوائل العصر الحديث

 في الحروب

يُفترض أن الكبريت كان جزءاً من الوصفة المفقودة حالياً للنار الإغريقية، وهو سلاح حارق بحري قوي استخدمته الإمبراطورية البيزنطية بين القرنين السابع والخامس عشر، لكن هذا لا يزال موضع نقاش. بغض النظر، فقد كان موجوداً في الأسلحة الحارقة البيزنطية، حيث ذكرت الأميرة والمؤرخة البيزنطية في القرن الثاني عشر آنا كومنين خليطاً قابلاً للاشتعال من راتنج الصنوبر والكبريت، يُنفخ عبر أنابيب القصب لحرق العدو، في كتابها ألكسياد.

استُخدم الكبريت كأداة في حروب الحصارات خلال العصور الوسطى. فقد وصف ريمون الإگيليري خلطاتٍ حارقة -مكوّنة من القار والشمع والكبريت والألياف- كانت تُقذف نحو الصليبيين أثناء حصار القدس عام 1099، كما أشار وليام الصوري إلى سهام كانت تُشعل باستخدام الكبريت والمعجون والزيت.

في القرن العاشر، حاصرت الأميرة أولگا الكييڤية مدينة إسكوروستن، سعياً للانتقام من الدرڤلانيين لمقتل زوجها. وقد أخبرت أولگا أعداءها بأن عليهم تقديم جزية بسيطة فقط مقابل استسلامهم، وهي: ثلاث حمامات وثلاثة عصافير من كل منزل. امتثلوا لأمرها، وفي الليل، أمرت أولگا جيشها بإطلاق سراح الطيور بعد ربط قطع من الكبريت المشتعل بأرجلها. عادت الطيور إلى أعشاشها السابقة، مما أدى إلى اشتعال النيران فيها واحتراق المدينة بالكامل.

يُعدّ استخدام الكبريت في صناعة البارود الأسود -وهو خليط من الملح الصخري، الفحم النباتي والكبريت- أحد أبرز تطبيقاته عبر التاريخ. ويُعتقد أن البارود الأسود قد اكتُشف عن طريق الصدفة على يد خيميائيين صينيين، وذلك أثناء استخدامهم لنترات الپوتاسيوم والكبريت في تجاربهم الرامية إلى صنع الذهب أو تحضير إكسير الحياة. حذّر نص ژن‌يوان مياوداو ياولوى -وهو نص طاوِيّ يتناول الخيمياء ويعود إلى عهد أسرة تانگ اللاحقة- من خليط قابل للاشتعال يتكون من الملح الصخري، والريالجار (كبريتيد الزرنيخ)، والكبريت، والعسل، مشيراً إلى أنه قد يتسبب في حرق الخيميائيين الذين يقومون بإعداده. وفي الصين، استُخدم المسحوق الأسود في بداياته ضمن الألعاب النارية لأغراض ترفيهية ودينية، وكذلك في أعمال البناء لتفجير الصخور بهدف شق الطرق أو الممرات المائية؛ ولا يوجد أي ذكر لاستخدامه في ساحات المعارك قبل القرن العاشر الميلادي. أما في المجال العسكري، فقد استُخدم المسحوق الأسود في البداية ضمن المقذوفات الحارقة، مثل السهام النارية، والقنابل اليدوية، تلا ذلك ظهور الرماح النارية، الذي يُعد أحد أشكال الأسلحة النارية المبكرة. وصف كتاب ووجينگ زونگ‌ياو الصادر عام 1044 تركيبات للبارود الأسود الصيني، كما أدرج عدداً من الأسلحة الصينية التي تعتمد على البارود، مصحوبةً برسوم توضيحية.

 التعذيب والإعدامات

وردت تقارير عن استخدام الكبريت في بعض عمليات الإعدام حرقاً أوائل العصر الحديث. ففي عام 1553، في جنيڤ، حُكم على اللاهوتي الإسپاني ميخل سرڤتوس بالإعدام حرقاً على الوتد بتهمة الهرطقة، حيث أُجبر على ارتداء إكليل من القش والأوراق المُرشوشة بالكبريت. في فرنسا، أُعطي بعض الأشخاص المدانين بارتكاب جرائم يعاقب عليها بالحرق قمي كبريتي لارتدائه على المحك. وقد ذُكر هذا النوع من الملابس في الإدانات المتعلقة بالسحر، كما هو الحال مع أوربين گراندييه عام 1634، والإدانات المتعلقة بالمثلية الجنسية، كما هو الحال مع جان ديو وبرونو لينوار عام 1750.

كما كان الكبريت جزءاً من عقوبةعلى قتل الملك في فرنسا. اليد التي كانت تحمل سلاح الاغتيال ستحترق بالكبريت المشتعل. يُمزق جسد الجاني بالكماشة، وتغطى الجروح بالرصاص المنصهر والزيت المغلي والزفت والراتنج الساخن والشمع والكبريت، قبل أن تُقطع بواسطة الخيول. كان هذا هو مصير رافايلاك لقتله الملك هنري الرابع عام 1610، وروبير-فرانسوا داميان لمحاولة اغتياله الفاشلة التي استهدفت لويس الخامس عشر عام 1757.

في القرن الثامن عشر، أُستخدمت أداة تعذيب تحتوي على الكبريت في بريتاني من قبل السلطات المحلية. كانت النعال المكبرتة، وهي عبارة عن زوج من الأحذية، عادة ما تكون مصنوعة من الجلد، ملطخة بالكبريت لحرق قدمي الضحية أثناء الاستجواب.

 الثورات العلمية والكيميائية

تجارب كرة گريكه الكبريتية.

عام 1660، درس العالم الألماني أوتو فون گريكه الكهرباء الساكنة من خلال بناء جهاز يتكون من كرة كبيرة دوارة من الكبريت، ويُعدّ هذا الجهاز اليوم أول مولد للكهرباء الساكنة.

ظهر الكبريت في "جدول التقارب" 1718 للكيميائي الفرنسي إتيان-فرانسوا جفروا، وهي وثيقة من شأنها أن تصبح مؤثرة في أعمال الكيمياء في القرن الثامن عشر. كان موجوداً أيضاً في هذا الجدول ما يسمى "مبدأ الكبريت": في ذلك الوقت، كان العديد من الكيميائيين مقتنعين بأن الكبريت لم يكن عنصراً مستقلاً ولكنه بدلاً من ذلك يحتوي على مواد متعددة، بما في ذلك مادة مميزة قابلة للاشتعال. وقد دُعم هذا من خلال نظرية اللاهوب للاحتراق، والتي ظهرت قبل عقود قليلة؛ اعتبر جفروا لاحقاً أن مبدأ الكبريت الموجود في طاولته هو اللاهوب. قُبلت نظرية الفلوجستون على نطاق واسع لمدة قرن من الزمان، وقد فُندت من خلال أعمال أنطوان لاڤوازييه حول الاحتراق والأكسجين.

استخدم أنطوان لاڤوازييه الكبريت في تجارب الاحتراق، وكتب بعضاً منها عام 1777. في كتابه لعام 1789 رسالة أولية في الكيمياء Traité Élémentaire de Chimie، الذي يُعد أول مرجع حديث في الكيمياء، صنّف لاڤوازييه الكبريت كعنصر كيميائي مستقل ضمن "جدول المواد البسيطة".

 استخدامات أخرى

يمكن استخدام التبخير بالكبريت لتطهير براميل النبيذ ومنع تلف النبيذ: في منتصف القرن الخامس عشر، في عهد فريدريك الثالث، حظرت عدة مراسيم إمبراطورية استخدام الكبريت في براميل النبيذ في ألمانيا (مما يعني ضمناً أنها كانت ممارسة معتمدة). خُفف الحظر من قبل خليفته، ماكسيميليان الأول. ثم امتدت هذه الممارسة إلى فرنسا؛ في القرن السابع عشر، كان من المعروف أن النبيذ الفرنسي يتم كبريته عند تصديره، وتأثر النبيذ الأبيض الفرنسي بشكل خاص. كانت هولندا، التي تستورد النبيذ الفرنسي، تتبع أسلوباً خاصاً في معالجة النبيذ بالكبريت باستخدام ما يُعرف "بالفتائل الهولندية"، وقيل أنهم كانوا يفرطون في استخدام الكبريت في النبيذ. كان هذا النوع من النبيذ المُعالج بكثافة بالكبريت يُسمى "vin muet" بالفرنسية، و"stomme" بالهولندية، وكلا المصطلحين يعنيان "النبيذ الصامت". وكان إضافة القليل من هذا "النبيذ الصامت" (stomme) إلى النبيذ العادي يجعله أكثر حلاوة ويطيل من فترة صلاحيته. ونظراً لأن استخدام الكبريت كان معروفاً بتغييره لمذاق النبيذ، فضلاً عن احتمالية تسببه في انتقال شوائب -مثل الزرنيخ- إليه، فقد أثار ذلك مخاوف صحية. وبناءً على ذلك، قررت هولندا حظر استخدام "النبيذ الصامت" (stomme) عام 1613، إلا أن هذه الممارسة استمرت رغم ذلك.

في أواخر القرن الثامن عشر، استخدم صانعو الأثاث من أصول ألمانية وسويسرية في ولايات پنسلڤانيا، ماريلاند، ڤرجينيا، وكارولينا الشمالية الكبريتَ المصهور لعمل تطعيمات زخرفية. استُخدم هذا النوع من التطعيم بشكلٍ رئيسي في الصناديق الخشبية، والخزائن الكبيرة (المعروفة "بالشرانك" - schranks)، والساعات، إلا أنه توجد أمثلة كثيرة أخرى باقية، تشمل طاولاتٍ وخزائنَ منزلية ومهوداً للأطفال وغيرها. وبالمثل، عُثر في ماريلاند على عددٍ من شواهد القبور التي تعود إلى أتباع المذهب اللوثري في القرن الثامن عشر -والتي يحمل معظمها نقوشاً تأبينية باللغة الألمانية- وهي مزينةٌ بنوع مماثلٍ من التطعيم بالكبريت. أصل هذه التقنية غير واضح، لكن ربما كانت مستوحاة من الاستخدام الألماني لقوالب الكبريت المرزبانية (Schwefelform). صُب الكبريت المنصهر في قوالب ذات تصميمات منحوتة، ثم تم ترسيخه في هذا الشكل، مما أدى إلى إنشاء قالب يمكن استخدامه لصنع قطع المرزبان الزخرفية. التصاميم في القوالب مفصلة للغاية ومزخرفة. استمرت هذه الممارسة حتى الخمسينيات في أوروبا الوسطى، ولا يزال من الممكن العثور على بعض القوالب في المتاحف الألمانية والسويسرية.

استُخدم الكبريت المصهور أحياناً في أعمال البناء منذ القرن الثامن عشر فصاعداً، كبديلٍ أسهل وأرخص من الرصاص المصهور، وذلك لأغراضٍ مثل تثبيت البراغي في الحجر أو الخرسانة. هناك إشارات إلى ممارسة فرنسية من القرن الثامن عشر في لاروشيل وإيل دو ري، حيث يتم تثبيت الحجارة في بعض الهياكل معاً باستخدام عظام ساق الأغنام أو الثور المغطاة بالكبريت المنصهر لتثبيتها، ويعتبر استخدام مواد أخرى مثل المعدن غير مناسب بسبب التآكل الساحلي.

 العصور الحديثة

شكّلت رواسب الكبريت في صقلية المصدر الرئيسي لهذه المادة لأكثر من قرن. وبحلول أواخر القرن الثامن عشر، كانت مدينة مارسيليا الفرنسية تستورد نحو 2000 طن من الكبريت سنوياً، لاستخدامه في إنتاج حمض الكبريتيك اللازم لعملية لوبلان. ومع توسع التصنيع في بريطانيا، وإلغاء التعريفات الجمركية على الملح عام 1824، تزايد الطلب البريطاني على الكبريت القادم من صقلية بشكل كبير. وقد أدى تزايد السيطرة البريطانية على عمليات استخراج الكبريت وتكريره ونقله -مقترناً بفشل هذه الصادرات المربحة في إحداث تغيير في اقتصاد صقلية الذي كان يعاني من التخلف والفقر- إلى اندلاع أزمة الكبريت 1840؛ حيث منح الملك فرديناند الثاني حق احتكار صناعة الكبريت لشركة فرنسية، وهو ما اعتُبر انتهاكاً لاتفاقية تجارية سابقة كانت قد أُبرمت مع بريطانيا عام 1816. وفي نهاية المطاف، نجحت فرنسا في التوسط للتوصل إلى حل سلمي للأزمة.

عام 1867، اكتُشف الكبريت العنصري في رواسب تحت الأرض بولايتي لويزيانا وتكساس. وقد طُوِّرت عملية فراش- التي حققت نجاحاً كبيراً- لاستخراج هذا المورد، وبحلول أوائل القرن العشرين، حلّت الولايات المتحدة محل صقلية كمنتج رئيسي للكبريت على مستوى العالم.

منذ ظهور عملية التلامس، يُستخدم غالبية الكبريت لصنع حمض الكبريتيك لمجموعة واسعة من الاستخدامات، وخاصة الأسمدة.

في الآونة الأخيرة، أصبح النفط والغاز الطبيعي المصدر الرئيسي للكبريت. ويعود ذلك إلى ضرورة إزالة الكبريت من الوقود منعاً لحدوث الأمطار الحمضية، مما أدى بدوره إلى وجود فائض من الكبريت.

 الإنتاج

فرن صقلي يستخدم للحصول على الكبريت من الصخور البركانية (مخطط من كتاب الكيمياء 1906).

تعدين الكبريت التقليدي في بركان إيجن، شرق جاوة، إندونسيا. تُظهر هذه الصورة الظروف الخطيرة والوعرة التي يواجهها عمال المناجم، بما في ذلك الدخان السام والقطرات العالية، فضلاً عن افتقارهم إلى معدات الحماية. الأنابيب التي يقفون فوقها مخصصة لتكثيف أبخرة الكبريت.

قد يوجد الكبريت في حالة منفردة، وكان يُستحصل عليه تاريخياً بهذا الشكل عادةً؛ كما يُعدّ الپيريت أيضاً مصدراً للكبريت. في المناطق البركانية في صقلية، كان الكبريت يُعثر عليه على سطح الأرض في العصور القديمة، حيث استُخدمت "العملية الصقلية" لاستخراجه؛ إذ كانت ترسبات الكبريت تُكدس في أفران من الطوب تُبنى على منحدرات التلال، مع ترك فراغات هوائية بينها. بعد ذلك، كان يُطحن جزء من الكبريت ويُنثر فوق الخام المكدس ثم يُشعل، مما يؤدي إلى انصهار الكبريت الحر وسيلانه على طول المنحدرات. ومع مرور الوقت، نضبت الترسبات السطحية، فبدأ عمال المناجم في حفر عروق الكبريت، مما أدى في نهاية المطاف إلى انتشار مناجم ذات ممرات متشعبة ومعقدة في أرجاء المشهد الطبيعي في صقلية. كان التعدين غير مميكن ويتطلب عمالة مكثفة، حيث كان عمال المناجم يحررون الخام من الصخور، وكان عمال المناجم يحملون سلالاً من الخام إلى السطح، غالباً عبر ميل أو أكثر من الأنفاق. وبمجرد وصول الخام إلى السطح، يتم اختزاله واستخراجه في أفران الصهر. كانت الظروف في مناجم الكبريت الصقلية مروعة، مما دفع بوكر واشنطن إلى الكتابة "لست مستعداً الآن لأقول إلى أي مدى أؤمن بوجود جحيم مادي في العالم الآخر، لكن منجم الكبريت في صقلية هو أقرب شيء إلى الجحيم أتوقع رؤيته في هذه الحياة". لا يزال الكبريت يُستخرج من رواسب سطحية في دول فقيرة لديها براكين، مثل إندونسيا، ولا تزال هناك مشكلات تتعلق بظروف العمل.

كان الكبريت العنصري يُستخرج من القباب الملحية (حيث يوجد أحياناً في صورة نقية تقريباً) حتى أواخر القرن العشرين، حين أصبح يُنتج كمنتج ثانوي لعمليات صناعية أخرى، مثل تكرير النفط، حيث يُعد وجود الكبريت أمراً غير مرغوب فيه. ويُعتقد أن الكبريت الطبيعي الموجود تحت القباب الملحية هو مورد معدني أحفوري، نشأ بفعل البكتيريا اللاهوائية التي أثرت على رواسب الكبريتات. وكان استخراج الكبريت من مناجم القباب الملحية هذه يتم بشكل رئيسي باستخدام عملية فراش.

في هذه الطريقة، يُضخ الماء شديد السخونة إلى رواسب الكبريت المحلية لإذابة الكبريت، ثم يقوم الهواء المضغوط بإرجاع المنتج المنصهر النقي بنسبة 99.5% إلى السطح. طوال القرن العشرين، أنتج هذا الإجراء كبريتاً عنصرياً لا يحتاج إلى مزيد من التنقية. ونظراً للعدد المحدود من رواسب الكبريت هذه وارتفاع تكلفة العمل بها، فإن عملية استخراج الكبريت هذه لم يكن لها استخدام كبير في أي مكان في العالم منذ عام 2002.

كبريت مُستخرَج من الهيدروكربونات في ألبرتا، ومُخزَّن تمهيداً لشحنه في مدينة شمال فانكوڤر، كلومبيا البريطانية.

ومنذ ذلك الحين، أصبح الكبريت يُنتج عادةً من النفط والغاز الطبيعي والموارد الأحفورية الأخرى، حيث يُستخلص منها بشكل رئيسي على هيئة كبريتيد الهيدروجين. أما المركبات العضوية الكبريتية -التي تُعد شوائب غير مرغوب فيها في النفط- فيمكن معالجتها عبر عملية إزالة الكبريت بالهيدروجين، التي تعمل على كسر روابط الكربون-كبريت (C–S):

R-S-R + 2 H₂ → 2 RH + H₂S

يتم تحويل كبريتيد الهيدروجين الناتج من هذه العملية، وكما يحدث أيضاً في الغاز الطبيعي، إلى كبريت عنصري بواسطة عملية كلاوس، والتي تستلزم أكسدة بعض كبريتيد الهيدروجين إلى ثاني أكسيد الكبريت ثم التناسب بين الاثنين:

3 O₂ + 2 H₂S → 2 SO₂ + 2 H₂O

SO₂ + 2 H₂S → 3 S + 2 H₂O

إنتاج الكبريت العنصري وسعره (السوق الأمريكي).

بسبب المحتوى العالي من الكبريت في رمال أتاباسكا النفطية، توجد مخزونات من عنصر الكبريت الناتج عن هذه العملية في جميع أنحاء ألبرتا، كندا. هناك طريقة أخرى لتخزين الكبريت وهي استخدام مادة رابطة للخرسانة، حيث يتمتع المنتج الناتج ببعض الخصائص المرغوبة (انظر الخرسانة الكبريتية).

بلغ الإنتاج العالمي من الكبريت عام 2011 نحو 69 مليون طن، حيث ساهمت أكثر من 15 بلد بأكثر من مليون طن لكل منها. البلدان المنتجة لأكثر من 5 مليون طن هي الصين (9.6)، الولايات المتحدة (8.8)، كندا (7.1)، وروسيا (7.1). كان الإنتاج يتزايد ببطء من عام 1900 حتى 2010؛ كان السعر غير مستقر في الثمانينيات وحوالي عام 2010.

 التطبيقات

 حمض الكبريتيك

سوق حمض الكبريتيك الأمريكي، 2021-2033.

يستخدم الكبريت العنصري بشكل رئيسي كمقدمة للمواد الكيميائية الأخرى. يُحول حوالي 85% (1989) منه إلى حمض الكبريتيك (H₂SO₄):

S
8 + 12 O
2 + 8 H
2O → 8 H
2SO
4

سوق حمض الكبريتيك، 2023-2033.

عام 2010، أنتجت الولايات المتحدة حمض الكبريتيك أكثر من أي مادة كيميائية صناعية غير عضوية أخرى. الاستخدام الرئيسي للحمض هو استخراج خامات الفوسفات لإنتاج وتصنيع الأسمدة. وتشمل التطبيقات الأخرى لحمض الكبريتيك تكرير النفط ومعالجة مياه الصرف الصحي واستخراج المعادن.

 كيمياء الكبريت الأخرى الهامة

يتفاعل الكبريت مباشرة مع الميثان ليعطي ثاني كبريتيد الكربون، الذي يستخدم في صناعة السلوفان والرايون. أحد استخدامات الكبريت العنصري هو في بركنة المطاط، حيث تتشابك سلاسل عديد الكبريتيد مع الپوليمرات العضوية.

تُستخدم كميات كبيرة من الكبريتيت في تبييض الورق وللحفاظ على الفواكه المجففة. العديد من العوامل الفعالة على السطح والمنظفات (مثل كبريتات لوريل الصوديوم) هي مشتقات من الكبريتات. تُستخرج كبريتات الكالسيوم والجبس (CaSO₄·2H₂O) بمقياس 100 مليون طن/ثانية سنوياً لاستخدامها في أسمنت پورتلاند والأسمدة.

عندما انتشر التصوير الفوتوغرافي المعتمد على الفضة، أُستخدمت ثيوكبريتات الصوديوم والأمونيوم على نطاق واسع "كعوامل تثبيت". الكبريت هو أحد مكونات البارود ("المسحوق الأسود").

 الأسمدة

تحتوي الأحماض الأمينية التي تُنتجها العضيات الحية مثل المثيونين والسيستين على مجموعات الكبريت العضوي (الثيوستر والثيول على التوالي). يحتوي گلوتاتيون، وهو أحد مضادات الأكسدة، الذي يحمي العديد من العضيات الحية من الجذور الحرة والإجهاد التأكسدي أيضاً على الكبريت العضوي. بعض المحاصيل مثل البصل والثوم تنتج أيضاً مركبات الكبريت العضوية مثل syn-propanethial-S-oxyde المسؤول عن التهيج الدمعي (البصل)، أو ثاني كبريتيد ثنائي الأليل والأليسين (الثوم). الكبريتات، التي توجد عادة في التربة والمياه الجوفية غالباً ما تكون مصدراً طبيعياً كافياً للكبريت للنباتات والجراثيم. الترسيب الجوي لثاني أكسيد الكبريت (SO₂) هو أيضاً مصدر اصطناعي شائع (احتراق الفحم) للكبريت في التربة. في ظل الظروف العادية، في معظم أنواع التربة الزراعية، لا يعد الكبريت مغذياً محدداً للنباتات والأحياء الدقيقة (انظر برميل ليبگ). ومع ذلك، في بعض الظروف، يمكن استنزاف التربة في الكبريتات، على سبيل المثال. إذا تم ترشيح هذا لاحقاً بواسطة المياه النيزكية (المطر) أو إذا كانت متطلبات الكبريت لبعض أنواع المحاصيل مرتفعة. وهذا ما يفسر أن الكبريت تزداد قيمته بشكل متزايد واستخدامه كأحد مكونات الأسمدة. أهم أشكال الكبريت للأسمدة هو كبريتات الكالسيوم، ويوجد عادة في الطبيعة على شكل معدن الجبس (CaSO₄·2H₂O). الكبريت العنصري محب للماء (غير قابل للذوبان في الماء) ولا يمكن استخدامه مباشرة بواسطة النباتات. يُخلط الكبريت العنصري أحياناً مع البنتونيت لتحسين التربة المستنزفة، وذلك لدعم المحاصيل التي تتطلب كميات كبيرة من المركبات العضوية الكبريتية. ومع مرور الوقت، تؤدي العمليات غير الحيوية —التي تشمل الأكسجين الموجود في الغلاف الجوي— والعمليات الحيوية —التي تشارك فيها جراثيم التربة— إلى أكسدة الكبريت العنصري وتحويله إلى مركبات قابلة للذوبان، يمكن للأحياء الدقيقة والنباتات الاستفادة منها. كما يعمل الكبريت على تعزيز كفاءة العناصر الغذائية الأساسية الأخرى للنبات، ولا سيما النيتروجين والفسفور. جزيئات الكبريت المنتجة حيوياً هي بشكل طبيعي محبة للماء بسبب طبقة الپوليمر الحيوي ومن الأسهل أن تتوزع على الأرض في رذاذ من الملاط المخفف، مما يؤدي إلى امتصاص النباتات بشكل أسرع.

احتياج النبات للكبريت يساوي أو يتجاوز احتياج الفسفور. وهو المغذيات الأساسية للنبات نمو، تكوين العقدة الجذرية للبقوليات، وأنظمة المناعة والدفاع. لقد أصبح نقص الكبريت منتشراً على نطاق واسع في العديد من البلدان في أوروپا. ونظراً لاستمرار انخفاض مدخلات الكبريت في الغلاف الجوي، فمن المرجح أن يزداد العجز في مدخلات/مخرجات الكبريت ما لم تُستخدم الأسمدة الكبريتية. تنخفض مدخلات الكبريت في الغلاف الجوي بسبب الإجراءات المتخذة للحد من الأمطار الحمضية.

 مبيدات الفطريات والحشرات

Sulfur candle originally sold for home fumigation

Elemental sulfur is one of the oldest fungicides and pesticides. "Dusting sulfur", elemental sulfur in powdered form, is a common fungicide for grapes, strawberry, many vegetables and several other crops. It has a good efficacy against a wide range of powdery mildew diseases as well as black spot. In organic production, sulfur is the most important fungicide. It is the only fungicide used in organically farmed apple production against the main disease apple scab under colder conditions. Biosulfur (biologically produced elemental sulfur with hydrophilic characteristics) can also be used for these applications.

Standard-formulation dusting sulfur is applied to crops with a sulfur duster or from a dusting plane. Wettable sulfur is the commercial name for dusting sulfur formulated with additional ingredients to make it water miscible. It has similar applications and is used as a fungicide against mildew and other mold-related problems with plants and soil.

Elemental sulfur powder is used as an "organic" (i.e., "green") insecticide (actually an acaricide) against ticks and mites. A common method of application is dusting the clothing or limbs with sulfur powder.

A diluted solution of lime sulfur (made by combining calcium hydroxide with elemental sulfur in water) is used as a dip for pets to destroy ringworm (fungus), mange, and other dermatoses and parasites.

Sulfur candles of almost pure sulfur were burned to fumigate structures and wine barrels, but are now considered too toxic for residences.

 الصناعات الدوائية

المقالة الرئيسية: كبريت (صيدلية)

يُستخدم الكبريت (وتحديداً ثماني الكبري، S₈) في المستحضرات الجلدية الدوائية لعلاج حب الشباب وحالات أخرى. وهو يعمل كمادة مقشرة للطبقة القرنية، كما يقضي على الجراثيم، الفطريات، عث الجرب وغيرها من الطفيليات.

يتم استخدام الكبريت المترسب والكبريت الغروي، على شكل غسول، كريمات، مساحيق، صابون، وإضافات للاستحمام، لعلاج حب الشباب الشائع، حب الشباب الوردية، والتهاب الجلد الدهني.

تحتوي العديد من الأدوية على الكبريت. تشمل الأمثلة المبكرة مركبات السلفوناميد المضادة للجراثيم، والتي تُعرف بأدوية السلفا. ومن الأمثلة الأحدث مادة الأسيتيل سيستين المُذيبة للمخاط. ويُعد الكبريت جزءاً من العديد من الجزيئات التي تستخدمها الجراثيم في دفاعاتها. كما تحتوي معظم المضادات الحيوية من فئة بيتا-لاكتام —بما في ذلك الپنسلينات، السفالوسپورينات، والمونوباكتامات— على عنصر الكبريت.

 البطاريات

نظراً لكثافة طاقتها العالية وتوافر الكبريت، تجري أبحاث مستمرة لتطوير بطاريات اللثيوم-كبريت القابلة لإعادة الشحن. وحتى الآن، كانت الإلكتروليتات (المحاليل الإلكتروليتية) المعتمدة على الكربونات تتسبب في تعطل هذه البطاريات بعد دورة شحن واحدة فقط. وفي فبراير 2022، لم يكتفِ باحثون في جامعة دركسل بابتكار نموذج أولي لبطارية صمدت لنحو 4000 دورة شحن، بل نجحوا أيضاً في اكتشاف أول شكل من أشكال الكبريت أحادي الميل (گاما-كبريت) الذي يظل مستقراً في درجات حرارة أقل من 95°.

 الدور الحيوي

الكبريت هو عنصر أساسي في جميع الخلايا الحية. وهو العنصر الثامن الأكثر وفرة في جسم الإنسان من حيث الوزن، تُقارب في وفرتها عنصر الپوتاسيوم، وتزيد قليلاً عن عنصري الصوديوم والكلور. يحتوي جسم الإنسان الذي يبلغ وزنه 70 كجم على حوالي 140 جراماً من الكبريت. المصدر الغذائي الرئيسي للكبريت بالنسبة للبشر هو الأحماض الأمينية المحتوية على الكبريت،والتي يمكن العثور عليها في الپروتينات النباتية والحيوانية.

 نقل الكبريت بين الجزيئات الغير عضوية والجزيئات الحيوية

انظر أيضاً: دورة الكبريت and استقلاب الكبريت

In the 1880s, while studying Beggiatoa (a bacterium living in a sulfur rich environment), Sergei Winogradsky found that it oxidized hydrogen sulfide (H₂S) as an energy source, forming intracellular sulfur droplets. Winogradsky referred to this form of metabolism as inorgoxidation (oxidation of inorganic compounds). Another contributor, who continued to study it was Selman Waksman. Primitive bacteria that live around deep ocean volcanic vents oxidize hydrogen sulfide for their nutrition, as discovered by Robert Ballard.

Sulfur oxidizers can use as energy sources reduced sulfur compounds, including hydrogen sulfide, elemental sulfur, sulfite, thiosulfate, and various polythionates (e.g., tetrathionate). They depend on enzymes such as sulfur oxygenase and sulfite oxidase to oxidize sulfur to sulfate. Some lithotrophs can even use the energy contained in sulfur compounds to produce sugars, a process known as chemosynthesis. Some bacteria and archaea use hydrogen sulfide in place of water as the electron donor in chemosynthesis, a process similar to photosynthesis that produces sugars and uses oxygen as the electron acceptor. Sulfur-based chemosynthesis may be simplifiedly compared with photosynthesis:

H₂S + CO₂ → sugars + S

H₂O + CO₂ → sugars + O₂

There are bacteria combining these two ways of nutrition: green sulfur bacteria and purple sulfur bacteria. Also sulfur-oxidizing bacteria can go into symbiosis with larger organisms, enabling the later to use hydrogen sulfide as food to be oxidized. Example: the giant tube worm.

There are sulfate-reducing bacteria, that, by contrast, "breathe sulfate" instead of oxygen. They use organic compounds or molecular hydrogen as the energy source. They use sulfur as the electron acceptor, and reduce various oxidized sulfur compounds back into sulfide, often into hydrogen sulfide. They can grow on other partially oxidized sulfur compounds (e.g. thiosulfates, thionates, polysulfides, sulfites).

There are studies pointing that many deposits of native sulfur in places that were the bottom of the ancient oceans have biological origin. These studies indicate that this native sulfur have been obtained through biological activity, but what is responsible for that (sulfur-oxidizing bacteria or sulfate-reducing bacteria) is still unknown for sure.

Sulfur is absorbed by plants roots from soil as sulfate and transported as a phosphate ester. Sulfate is reduced to sulfide via sulfite before it is incorporated into cysteine and other organosulfur compounds.

SO2−
4 → SO2−
3 → H
2S → cysteine (thiol) → methionine (thioether)

While the plants' role in transferring sulfur to animals by food chains is more or less understood, the role of sulfur bacteria is just getting investigated.

 مستقلبات الپروتين والمستقلبات العضوية

In all forms of life, most of the sulfur is contained in two proteinogenic amino acids (cysteine and methionine), thus the element is present in all proteins that contain these amino acids. Some of the sulfur is present in certain metabolites—many of which are cofactors—and sulfated polysaccharides of connective tissue (chondroitin sulfates, heparin).

Schematic representation of disulfide bridges (in yellow) between two protein helices

The functionality of a given protein is heavily dependent on its structure. Proteins reach this structure through the process of protein folding, which is facilitated by a variety of intra- and inter-molecular bonds. While much of the folding is driven by the formation of hydrogen bonds, covalent bonding of cysteine residues into disulfide bridges imposes constraints that stabilize particular conformations while preventing others from forming. As the bond energy of a covalent disulfide bridge is higher than the energy of a coordinate bond or hydrophobic interaction, greater numbers of disulfide bridges lead to higher energies required for protein denaturation. Disulfide bonds often serve to stabilize protein structures in the more oxidizing conditions of the extracellular environment. Within the cytoplasm, disulfide bonds may instead be reduced (i.e. in -SH form) to their constituent cysteine residues by thioredoxins.

Many important cellular enzymes use prosthetic groups ending with sulfhydryl (-SH) moieties to handle reactions involving acyl-containing biochemicals: two common examples from basic metabolism are coenzyme A and alpha-lipoic acid. Cysteine-related metabolites homocysteine and taurine are other sulfur-containing amino acids that are similar in structure, but not coded by DNA, and are not part of the primary structure of proteins, take part in various locations of mammalian physiology. Two of the 13 classical vitamins, biotin and thiamine, contain sulfur, and serve as cofactors to several enzymes. In intracellular chemistry, sulfur operates as a carrier of reducing hydrogen and its electrons for cellular repair of oxidation. Reduced glutathione, a sulfur-containing tripeptide, is a reducing agent through its sulfhydryl (–SH) moiety derived from cysteine. Sulfur atoms may be catenated on the sulfhydryl groups of cysteine or glutathione to form a hydropersulfide (–SSH), which act as signaling molecules and donors of sulfur atoms in the biosynthesis of iron-sulfur clusters and some sulfur containing metabolites. Polysulfides and elemental sulfur are also known to exist in both prokaryotes and eukaryotes.

Methanogenesis, the route to most of the world's methane, is a multistep biochemical transformation of carbon dioxide. This conversion requires several organosulfur cofactors. These include coenzyme M, CH
3SCH
2CH
2SO−
3, the immediate precursor to methane.

 الپروتينات الفلزية والعوامل المساعدة غير العضوية

الپروتينات الفلزية — وهي پروتينات يكون موقعها النشط عبارة عن أيون فلز انتقالي (أو عنقود من الفلز والكبريت)، وغالباً ما يرتبط هذا الموقع بذرات الكبريت الموجودة في بقايا السيستين—هي مكونات أساسية للإنزيمات المشاركة في عمليات نقل الإلكترون. تشمل الأمثلة الپلاستوسيانين (Cu²⁺) وإنزيم اختزال أكسيد النيتروز (Cu–S). تعتمد وظيفة هذه الإنزيمات على حقيقة أن أيون الفلز الانتقالي يمكن أن يخضع لتفاعل الأكسدة-الاختزال. وتشمل الأمثلة الأخرى العديد من پروتينات الزنك، وكذلك عناقيد الحديد-الكبريت. أكثرها انتشارً هي الفيرودوكسينات، والتي تعمل كمكوكات إلكترونية في الخلايا. في الجراثيم، تحتوي إنزيمات النيتروجيناز الهامة على عنقود Fe-Mo-S وهي محفز يؤدي وظيفة تثبيت النيتروجين الهامة، وتحويل النيتروجين الجوي إلى الأمونيا التي يمكن أن تستخدمها الأحياء الدقيقة والنباتات لصنع الپروتينات، DNA، RNA، القلويدات، ومركبات النيتروجين العضوية الأخرى الضرورية للحياة.

يوجد الكبريت أيضاً في لتميم المولبدنم.

توفر سهولة تدفق الإلكترونات في الكتلة تأثيراً تحفيزياً للإنزيم المعني.

 الكبريتات

المقالة الرئيسية: كبرتة § الكبرتة في علم الأحياء

 نقص الكبريت

في البشر المثيونين هو حمض أميني أساسي؛ السيستين ضروري بشكل مشروط ويمكن تصنيعه من سيرين غير أساسي عن طريق الكبريت المستخرج من المثيونين. نقص الكبريت غير شائع بسبب وجود السيستين والمثيونين في الغذاء.

يُعد نقص إنزيم أكسيداز الكبريتيت المعزول مرضاً وراثيًا نادراً ومميتاً، وينتج عن طفرات في أكسيداز الكبريتيت، اللازم لتحويل الكبريتيت إلى كبريتات.

 الاحتياطات

كبريت

المخاطر
ن.م.ع. مخطط تصويري
ن.م.ع. كلمة الاشارة	Warning
ن.م.ع. عبارات المخاطر	H315
NFPA 704 (معيـَّن النار)	1 2 0

تأثير المطر الحمضي على إحدى الغابات، جبال ييزيرا، التشيك.

على الرغم من أن امتصاص عنصر الكبريت عبر الجلد ضئيل للغاية، وسميته منخفضة للإنسان، إلا أن استنشاق غبار الكبريت أو ملامسته للعينين أو الجلد قد يسبب تهيجا. كما أن تناول كميات كبيرة من الكبريت قد يسبب إحساساً بالحرقان أو إسهالاً، كما سُجِّلت حالات إصابة بحماض استقلابي يهدد الحياة، وذلك بعد أن تعمد مرضى تناول الكبريت كعلاج شعبي.

 سمية مركبات الكبريت

عندما يحترق الكبريت في الهواء، فإنه ينتج ثاني أكسيد الكبريت. وفي الماء، يُكوّن هذا الغاز حمض الكبريتوز والكبريتيتات؛ وتُعد الكبريتيتات مضادات للأكسدة تثبط نمو البكتيريا الهوائية، كما تُستخدم كمضافات غذائية مفيدة عند توفرها بكميات قليلة. أما في التركيزات العالية، فإن هذه الأحماض تلحق الضرر بالرئتين أو العينين أو غيرها من الأنسجة. في العضيات التي تفتقر إلى الرئتين، مثل الحشرات، يؤدي وجود الكبريتيت بتركيزات عالية إلى منع التنفس.

يُعد كل من ثالث أكسيد الكبريت (الذي يُنتج عن طريق التحفيز من ثنائي أكسيد الكبريت) وحمض الكبريتيك مواد شديدة الحموضة والتآكل في وجود الماء. كما يعمل حمض الكبريتيك المركز كعامل نزع ماء قوي، إذ يمكنه انتزاع جزيئات الماء ومكوناته من السكر والأنسجة العضوية.

يؤدي حرق الفحم و/أو البترول بواسطة الصناعة ومحطات الطاقة إلى توليد ثاني أكسيد الكبريت (SO₂) الذي يتفاعل مع الماء الجوي والأكسجين لإنتاج حمض الكبريتيك (H₂SO₃). هذه الأحماض هي مكونات المطر الحمضي، مما يؤدي إلى خفض الأس الهيدروجيني التربة ومسطحات المياه العذبة، مما يؤدي أحياناً إلى أضرار جسيمة في البيئة والتجوية الكيميائية للتماثيل والهياكل. تتطلب معايير الوقود بشكل متزايد أن يقوم منتجو الوقود باستخراج الكبريت من الوقود الأحفوري لمنع تكوين الأمطار الحمضية. ويمثل هذا الكبريت المستخرج والمكرر جزءاً كبيراً من إنتاج الكبريت. في محطات الطاقة التي تعمل بالفحم، تتم أحياناً تنقية غازات المداخن. المزيد من محطات الطاقة الحديثة التي تستخدم الغازات الاصطناعية تستخرج الكبريت قبل أن تحرق الغاز.

يُعد كبريتيد الهيدروجين أقل سمية بنحو النصف مقارنة بسيانيد الهيدروجين، وهو يُحدث التسمم عبر الآلية ذاتها (أي تثبيط الإنزيم التنفسي أكسيداز السيتوكروم)، على الرغم من أن كبريتيد الهيدروجين أقل عرضة للتسبب في حالات تسمم مفاجئ من الكميات الصغيرة المستنشقة (بالقرب من حد التعرض المسموح به (PEL) البالغ 20 جزء في المليون) بسبب رائحته الكريهة. ومع ذلك، فإن وجوده في الهواء المحيط بتركيز يزيد عن 100-150 جزء في المليون يؤدي بسرعة إلى إضعاف حاسة الشم، وقد يستنشق الضحية كميات متزايدة دون أن يلحظ ذلك، حتى تظهر أعراضٌ حادة تؤدي إلى الوفاة. وتُعد أملاح الكبريتيد والهيدروكبريتيد المذابة سامةً من خلال الآلية ذاتها.

 انظر أيضاً

• الحمم البركانية الزرقاء
• رذاذ الكبريت الستراتوسفيري
• تمثيل الكبريت
• الكيمياء الحيوية لنظائر الكبريت
• الديزل منخفض الكبريت الفائق

 قراءات إضافية

Sigel, Astrid; Freisinger, Eva; Sigel, Roland K.O., eds. (2020). Transition Metals and Sulfur: A Strong Relationship for Life. Guest Editors Martha E Sosa Torres and Peter M.H.Kroneck. Berlin/Boston: de Gruyter. pp. xlv+455. ISBN 978-3-11-058889-7.

 وصلات خارجية

• Sulfur at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• Atomic Data for Sulfur, NIST Physical Measurement Laboratory
• Sulfur phase diagram Archived 23 فبراير 2010 at the Wayback Machine, Introduction to Chemistry for Ages 13–17
• Crystalline, liquid and polymerization of sulfur on Vulcano Island, Italy
• Sulfur and its use as a pesticide
• The Sulphur Institute
• Nutrient Stewardship and The Sulphur Institute