Enxofre

Enxofre
Fósforo ← Enxofre → Cloro O     16 S                                                                                                                                                                                                                                           ↑ S ↓ Se Tabela completa • Tabela 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 atómica	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)
1.º Potencial de ionização	999,6 kJ/mol
2.º Potencial de ionização	2252 kJ/mol
3.º Potencial de ionização	3357 kJ/mol
4.º Potencial de ionização	4556 kJ/mol
5.º Potencial de ionização	7004,3 kJ/mol
6.º Potencial de ionização	8495,8 kJ/mol
7.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização7}}} kJ/mol
8.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização8}}} kJ/mol
9.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização9}}} kJ/mol
10.º 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 atômica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.

É um não-metal insípido e inodoro,(O famoso "Cheiro de enxofre" vem de seus compostos voláteis, por exemplo o Sulfeto de hidrogênio.) 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

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 95 °C e menos de 2g/100mL a 20 °C). 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 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, 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, é acima de aproximadamente 1800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.

Aplicações

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

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.

Mais informações: ciclo do enxofre

História

O enxofre 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

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

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 ( pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 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).

Ver artigo principal: Ácidos do enxofre

Isótopos

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

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.

Bibliografia

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

Ligações externas

• Enciclopedia Libre
• Los Alamos National Laboratory - azufre
• WebElements.com - azufre
• EnvironmentalChemistry.com - azufre