Enxofre

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

O enxofre, um não-metal insípido e inodoro, é 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.

Fósforo - Enxofre - Cloro
O S Se
	Tabela Periódica

Geral

Nome, símbolo, número

Enxofre, S, 16

Classe , série química

Não-metal , representativo ( calcogênio )

Grupo, período, bloco

16 ( VIA ), 3, p

Densidade, dureza

1960 kg/m³, 2

Cor e aparência

Amarelo-limão

Propriedades atômicas

Massa atómica

32,065(5) u

Raio atómico calculado

100 (88) picômetro

Raio covalente

102 pm

Raio de van der Waals

180 pm

Configuração electrónica

[Ne]3s²3p⁴

Elétrons por nível de energia

2, 8, 6

Estados de oxidação (óxido)

± 2, 4, 6 (fortemente ácido)

Propriedades físicas

388,36 K

717,87 K

15,53×10^-6 m³/mol

Entalpia de vaporização

não disponível

Entalpia de fusão

1,7175 kJ/mol

Pressão de vapor

2,65×10^-20 Pa (388 K)

Velocidade do som

não disponível

Características gerais

Eletronegatividade

2,58 (escala de Pauling)

Calor específico

710 J/kg*K

Condutividade elétrica

5,0×10^-22 omh^-1 m^-1

Condutividade térmica

0,269 W/m*K

1ª Potencial de ionização

999,6 kJ/mol

2ª potencial de ionização

2252 kJ/mol

3ª potencial de ionização

3357 kJ/mol

4ª potencial de ionização

4556 kJ/mol

5ª potencial de ionização

7004,3 kJ/mol

6ª potencial de ionização

8495,8 kJ/mol

Isótopos mais estáveis

iso	AN	Meia-vida	MD	ED (M elétron-volt	PD
³²S	95,02%	estável com 16 neutrons
³³S	0,75%	estável com 17 neutrons
³⁴S	4,21%	estável com 18 neutrons
³⁵S	sint.	87,32 d	β^-1	0,167	³⁵Cl
³⁶S	0,02%	estável com 20 neutrons

Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário

[editar] 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 porém se dissolve em dissulfeto de carbono. 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 96ºC; 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 marron 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 200ºC. 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 constituida por moléculas de S₈ com uma estrutura de hélice em espiral.

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

[editar] 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 manufatura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e em pavios. O tiosulfato de sódio ou amônio é empregado na indústria fotográfica como fixador já que dissolve o nitrato de prata; e o sulfato de magnesio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfeto de hidrogênio (ácido sulfídrico) o enxofre fede

[editar] 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 proteinas. É constituinte de algumas vitaminas, participando na sítese do colágeno, neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bilis. 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: a sua deficiência retarda o crescimento.

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

Maiores informações: ciclo do enxofre

[editar] História

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 potassio ( 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 quimico e não um composto.

[editar] Abundância e obtenção

O enxofre, elemento muito abundante 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 extraido pelo processo Frasch 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 dos paises industrializados exigem a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraido do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:

2 H₂S + O₂ → 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.

[editar] 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 é ácido ( pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 12,92 ) e 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 constituido por não metais com propriedades elétricas e opticas 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.

[editar] Isótopos

Se conhecem 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 días, os demais isótopos radiativos são de vida curta.

[editar] Precauções

O dissulfeto de carbono, o sulfeto de hidrogênio, 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. É muito fétido, mesmo em baixas concentrações. Quando a concentração aumenta o sentido do olfato rapidamente se satura desaparecendo o odor, passando desperpecebido a sua presença no ar, deixando as vitimas expostas aos seus efeitos, possivelmente letais.