Enxofre

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Pix.gif Enxofre Stylised Lithium Atom.svg
FósforoEnxofreCloro
O
  Orthorhombic.png
 
16
S
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
S
Se
Tabela completaTabela estendida
Aparência
amarelo-limão



Linhas espectrais do enxofre
Informações gerais
Nome, símbolo, número Enxofre, S, 16
Série química Não-metal
Grupo, período, bloco 16 (VIA), 3, p
Densidade, dureza 1960 kg/m3, 2
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica 32,065(5) u
Raio atómico (calculado) 100 (88) pm
Raio covalente 102 pm
Raio de Van der Waals 180 pm
Configuração electrónica [Ne] 3s2 3p4
Elétrons (por nível de energia) 2, 8, 6 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação
Óxido
Estrutura cristalina ortorrômbico
Propriedades físicas
Estado da matéria sólido
Ponto de fusão 388,36 K
Ponto de ebulição 717,75 K
Entalpia de fusão 1,7175 kJ/mol
Entalpia de vaporização kJ/mol
Temperatura crítica  K
Pressão crítica  Pa
Volume molar 15,53×10−6 m3/mol
Pressão de vapor 1 Pa a 375 K
Velocidade do som m/s a 20 °C
Classe magnética
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie  K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 2,58
Calor específico 710 J/(kg·K)
Condutividade elétrica 5,0×10−22 S/m
Condutividade térmica 0,269 W/(m·K)
Potencial de ionização 999,6 kJ/mol
2º Potencial de ionização 2252 kJ/mol
3º Potencial de ionização 3357 kJ/mol
4º Potencial de ionização 4556 kJ/mol
5º Potencial de ionização 7004,3 kJ/mol
6º Potencial de ionização 8495,8 kJ/mol
7º Potencial de ionização {{{potencial_ionização7}}} kJ/mol
8º Potencial de ionização {{{potencial_ionização8}}} kJ/mol
9º Potencial de ionização {{{potencial_ionização9}}} kJ/mol
10º Potencial de ionização {{{potencial_ionização10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
32S 95,02% 16S é estável com 16 nêutrons
33S 0,75% 16S é estável com 17 nêutrons
34S 4,21% 16S é estável com 18 nêutrons
35S sintético 87,32 d ß- 0,167 35Cl
36S 0,02% 16S é estável com 20 nêutrons
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O enxofre (do latim sulphur) é um elemento químico de símbolo S, número atômico 16 e de massa atómica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.

É um não-metal insípido e inodoro,[1] (O famoso "Cheiro de enxofre" vem de seus compostos voláteis, por exemplo o Sulfeto de hidrogênio.)[2] facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.

Características principais[editar | editar código-fonte]

Este não-metal tem uma coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono e em tolueno aquecido (cerca de 20g/100mL a 95ºC e menos de 2g/100mL a 20ºC). É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6.

Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso apresenta formas alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico (enxofre α) e o prisma monoclínico ( enxofre β ) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas S8 na forma de anel. As diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito lenta.

Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S8 , porém ao aquecê-lo se torna marrom (castanho) levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre sí diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ ) formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas de S8; após certo tempo a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma amorfa pode estar constituída por moléculas de S8 com uma estrutura de hélice em espiral.

No estado de vapor também forma moléculas de S8, porém a a 780 °C já se alcança um equilíbrio com moléculas diatômicas, S2, e acima de aproximadamente 1800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico). O enxofre, após ser oxidado num forno formando o gás sulfito, é utilizado na clarificação do caldo de cana-de-açúcar, numa das etapas para obtenção do açúcar refinado.

Papel biológico[editar | editar código-fonte]

Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina contém enxofre, formando as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos, ligação de grande importância para a formação das estruturas espaciais das proteínas, o que caracteriza o enxofre um dos elementos CHONPS (os seis elementos fundamentais para a vida na Terra). É constituinte de algumas vitaminas, participando na síntese do colágeno (colagénio), neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-poró, alhos, cebolas, também em pescados, queijos e gema de ovos; diferentemente do inorgânico, o enxofre dos alimentos não é tóxico e seu excesso é eliminado pela urina. Sua deficiência retarda o crescimento.[carece de fontes?]

As plantas absorvem o enxofre do solo como íon sulfato, e algumas bactérias utilizam o sulfeto de hidrogênio da água como doadores de elétrons num processo similar a uma fotossíntese primitiva.

Maiores informações: ciclo do enxofre

História[editar | editar código-fonte]

O enxofre (do latím sulphur, -ŭris) é conhecido desde a antiguidade. No século IX a.C. Homero já recomendava evitar a pestilência do enxofre.

Aproximadamente no século XII, os chineses inventaram a pólvora, uma mistura explosiva de nitrato de potássio ( KNO3 ), carbono e enxofre.

Os alquimistas na Idade Média conheciam a possibilidade de combinar o enxofre com o mercúrio.

Somente nos finais da década de 1770 a comunidade científica convenceu-se, através de Antoine Lavoisier, de que o enxofre era um elemento químico e não um composto.

Abundância e obtenção[editar | editar código-fonte]

O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraído pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.

Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação de alguns países exige a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraído do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:

2 H2S + O2 \longrightarrow 2 S + 2 H2O

A coloração variada de Io, a lua vulcânica de Júpiter se deve a presença de diferentes formas de enxofre no estado líquido, sólido e gasoso. O enxofre também é encontrado em vários tipos de meteoritos e, acredita-se que a mancha escura que se observa próximo a cratera lunar Aristarco deva ser um depósito de enxofre.

Compostos[editar | editar código-fonte]

Muitos dos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de carbono que contém o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Dissolvido em água e ácido ( pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92 ) ele reage com os metais. Os sulfetos metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro( pirita ) que pode apresentar resistência negativa e a galena, sulfeto de chumbo natural, na qual se observou pela primeira vez o efeito semicondutor retificado.

O nitreto de enxofre polímero (SN)x, sintetizado em 1975 por Alan G. MacDiarmid e Alan J. Heeger, apresenta propriedades metálicas, apesar de ser constituído por não metais com propriedades elétricas e ópticas não usuais. Este trabalho serviu de base para o posterior desenvolvimento, com Hideki Shirakawa, de plásticos condutores e semicondutores que motivou a concessão do Prêmio Nobel de Química, em 2000, aos três pesquisadores.

Os óxidos mais importantes são o dióxido de enxofre, SO2 que em água forma uma solução de ácido sulfuroso, e o trióxido de enxofre, SO3, que em solução forma o ácido sulfúrico; sendo os sulfitos e sulfatos os sais respectivos.

O enxofre, com o oxigênio e o hidrogênio, forma diversos outros ácidos, como o tiossulfúrico, que dá os tiossulfatos e hipossulfuroso que dá os hipossulfitos (no exato do termo).

Isótopos[editar | editar código-fonte]

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São conhecidos 18 isótopos do enxofre, quatro dos quais são estáveis: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) e S-36 (0,02%). O S-35, formado a partir da incidência da radiação cósmica sobre o Argônio-40 atmosférico tem uma vida média de 87 dias; os demais isótopos radiativos são de vida curta.

Precauções[editar | editar código-fonte]

O dissulfeto de carbono, o sulfeto de hidrogénio, e o dióxido de enxofre devem ser manuseados com cautela. Além de ser bastante tóxico (mais que o cianureto), o dióxido de enxofre reage com a água da atmosfera produzindo a chuva ácida, e em altas concentrações reage com a água dos pulmões formando ácido sulfuroso que provoca hemorragias, enchendo os pulmões de sangue com a consequente asfixia. O sulfeto de hidrogénio é muito fétido, mesmo em baixas concentrações. Quando a concentração aumenta o sentido do olfato rapidamente se satura desaparecendo o odor, passando despercebida a sua presença no ar, deixando as vitimas expostas aos seus efeitos, possivelmente letais, caso seja o único gás presente no local.

Referências

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 87.ed. Boca Raton, FL.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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