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Schwefel ist ein essentielles Element der 6. Hauptgruppe, das durch seine vielfältigen Oxidationsstufen, seine temperaturabhängigen Modifikationen und seine zentrale Rolle in der Proteinstruktur mittels Disulfidbrücken besticht.
Schwefel (Ordnungszahl 16) steht im Periodensystem in der 6. Hauptgruppe (Chalkogene) direkt unter Sauerstoff. Als Element der dritten Periode besitzt er sechs Valenzelektronen und kann seine Oktettschale erweitern, was ihm Oxidationsstufen von -II bis +VI ermöglicht.
In seiner stabilsten Form bei Raumtemperatur tritt Schwefel als gelber, geruchloser Feststoff auf, der aus ringförmigen S8-Molekülen besteht. Er besitzt eine Dichte von 2,07 g/cm³, einen Schmelzpunkt von 115,21 °C und einen Siedepunkt von 445 °C. Diese Erscheinungsform wird als rhombischer α-Schwefel bezeichnet und ist eine von mehreren Modifikationen (verschiedene Zustandsformen eines Elements). Schwefel kommt in der Erdkruste, in Wasser und in Lebewesen vor, entweder elementar als S8 oder in Verbindungen wie Sulfat (SO4²⁻).
Oberhalb von 95,6 °C wandelt sich rhombischer α-Schwefel in monoklinen β-Schwefel um (farblose Kristalle); eine weitere monokline Form ist γ-Schwefel (hellgelb/grünlich). Beim weiteren Erhitzen auf 119 °C entsteht flüssiger λ-Schwefel (gelb). Erhöht man die Temperatur weiter, brechen die S8-Ringe auf, der Schwefel polymerisiert und wird zähflüssig; schreckt man λ-Schwefel in kaltem Wasser ab, erhält man plastischen Schwefel (gelbbraun). Ab etwa 440 °C wird Schwefel gasförmig (S8-Moleküle, die in kleinere Ringe zerfallen) und liegt oberhalb von 1800 °C als atomarer Schwefel vor (dunkelrotes Gas).
Eine der bekanntesten gasförmigen Verbindungen ist der Schwefelwasserstoff (H2S). Er ist ein farbloses, hochgiftiges Gas, das charakteristisch nach faulen Eiern riecht. In H2S nimmt Schwefel die Oxidationsstufe -II ein; die Verbindung wirkt in Wasser als schwache Säure. Das Salz der Schwefelwasserstoffsäure ist das Sulfid (S²⁻).
Bei der Verbrennung von Schwefel entsteht mit blauer Flamme Schwefeldioxid (SO2), ein stechend riechendes, giftiges Gas (Oxidationsstufe +IV). SO2 ist das Anhydrid der Schwefligen Säure (H2SO3), deren Salz das Sulfit (SO3²⁻) ist.
Durch weitere Oxidation von SO2 zu Schwefeltrioxid (SO3), dem Anhydrid der Schwefelsäure, und anschließende Reaktion mit Wasser wird Schwefelsäure (H2SO4) gewonnen. Schwefelsäure ist eine starke, zweiprotonige Säure und ein wichtiges industrielles Reagenz, das stark hygroskopisch (wasseranziehend) wirkt. Ihr Salz ist das Sulfat (SO4²⁻); Calciumsulfat (CaSO4) ist als Gips bekannt.
In der Biologie spielt Schwefel eine Schlüsselrolle; er macht etwa 0,2 % der Körpermasse aus und ist in den Aminosäuren Cystein und Methionin, im Coenzym A sowie in den Vitaminen Biotin (Vitamin H) und Thiamin (Vitamin B1) enthalten. Besonders wichtig sind die Disulfidbrücken (-S-S-), kovalente Bindungen zwischen zwei Cystein-Seitenketten, die unter Bildung von Cystin entstehen. Diese Brücken stabilisieren die Tertiär- und Quartärstruktur von Proteinen; ihre hohe Stabilität wird auch zur Stabilisierung von Medikamenten genutzt.
Man kann sich Schwefelatome in Proteinen wie die 'Nieten' einer Stahlkonstruktion vorstellen: Während Wasserstoffbrücken eher wie Klettverschlüsse wirken, sorgen Disulfidbrücken für eine dauerhafte und belastbare Formgebung der Eiweißmoleküle.
In der Medizin wird Gips zur Ruhigstellung von Knochenbrüchen verwendet; Schwefelsalben wurden früher bei Hautkrankheiten wie Akne oder Schuppenflechte eingesetzt. Sulfate wirken als Tenside und finden sich in Shampoos, Duschgels und Zahnpasten. Industriell nutzt man Schwefel zum Haltbarmachen von Lebensmitteln, als Legierungselement in der Stahlindustrie, zur Synthese von Düngemitteln und entfernt das bei der Verbrennung fossiler Brennstoffe entstehende SO2 in Entschwefelungsanlagen, um sauren Regen zu verhindern.
