Azufre
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| General | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Nombre, símbolo, número | Azufre, S, 16 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Serie química | No metal | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupo, periodo, bloque | 16 (VIA), 3 , p | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Densidad, dureza Mohs | 1960 kg/m³, 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Apariencia | amarillo limón Imagen:S,16.jpg | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propiedades atómicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Peso atómico | 32,065 uma | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio medio† | 100 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio atómico calculado | 88 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio covalente | 102 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Radio de Van der Waals | 180 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Configuración electrónica | [Ne]3s² 3p4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estados de oxidación (Óxido) | ±2,4,6 (ácido fuerte) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estructura cristalina | Ortorrómbica | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propiedades físicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado de la materia | sólido | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Punto de fusión | 388,36 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Punto de ebullición | 717,87 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de vaporización | sin datos | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de fusión | 1,7175 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Presión de vapor | 2,65 x 10-20 Pa a 388 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Velocidad del sonido | __ m/s a 293,15 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Información diversa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Electronegatividad | 2,58 (Pauling) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 710 J/(kg*K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductividad eléctrica | 5,0 x 10-22 106 m-1·Ω-1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Conductividad térmica | 0,269 W/(m*K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1° potencial de ionización | 999,6 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2° potencial de ionización | 2252 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3° potencial de ionización | 3357 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4° potencial de ionización | 4556 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 5° potencial de ionización | 7004,3 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 6° potencial de ionización | 8495,8 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Isótopos más estables | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Valores en el SI y en condiciones normales (0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario. †Calculado a partir de distintas longitudes de enlace covalente, metálico o iónico. |
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El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S. Es un no metal abundante, insípido, inodoro. El azufre se encuentra en sulfuros y sulfatos e incluso en forma nativa (especialmente en regiones volcánicas). Es un elemento químico esencial para todos los organismos y necesario para muchos aminoácidos y por consiguiente también para las proteínas. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora, laxantes, cerillas e insecticidas.
Tabla de contenidos |
Características principales
Este no metal tiene un color amarillo, es blando, frágil, ligero, desprende un olor característico a huevo podrido al mezclarse con hidrógeno y arde con llama de color azul desprendiendo dióxido de azufre. Es insoluble en agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Es multivalente y son comunes los estados de oxidación -2, +2, +4 y +6.
En todos los estados, sólido, líquido y gaseoso presenta forma alotrópicas cuyas relaciones no son completamente conocidas. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y el prisma monoclínico (azufre β) siendo la temperatura de transición de una a otra de 96ºC; en ambos casos el azufre se encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, siendo la diferente disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estructuras cristalinas. A temperatura ambiente, la transformación del azufre monoclínico en ortorrómbico, más estable, es muy lenta.
Al fundir el azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por moléculas de S8, pero si se calienta el color se torna marrón algo rojizo y se incrementa la viscosidad. Este comportamiento se debe a la ruptura de los anillos y la formación de largas cadenas de átomos de azufre que pueden alcanzar varios miles de átomos de longitud que se enredan entre sí disminuyendo la fluidez del líquido; el máximo de la viscosidad se alcanza en torno a los 200ºC. Enfriando rápidamente este líquido viscoso se obtiene una masa elástica, de consistencia similar a la de la goma, denominada «azufre plástico» (azufre γ) y formada por cadenas que no han tenido tiempo de reordenarse para formar moléculas de S8; transcurrido cierto tiempo la masa pierde su elasticidad cristalizando en el sistema rómbico. Estudios realizados con rayos X muestran que esta forma amorfa puede estar constituida por moléculas de S8 con estructura de hélice espiral.
En estado vapor también forma moléculas de S8, pero a 780ºC ya se alcanza el equilibrio con moléculas diatómicas y por encima de aproximadamente 1800ºC la disociación es completa y se encuentran átomos de azufre.
Aplicaciones
El azufre se usa en multitud de procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. El azufre tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes. Los sulfitos se usan para blanquear el papel y en cerillas. El tiosulfato de sodio o amonio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y el sulfato de magnesio (sal Epsom) tiene usos diversos como laxante, exfoliante o suplemento nutritivo para plantas.
Rol biológico
Los aminoácidos cisteína, metionina homocisteína y taurina contienen azufre, al igual que algunas enzimas, haciéndolo necesario para los organismos vivos y los enlaces disulfuro entre polipéptidos son de gran importancia para el en la estructura y ensamblaje de las proteínas. Es constituyente de algunas vitaminas, participa en la síntesis del colágeno, neutraliza los tóxicos y ayuda al hígado en la secreción de bilis. Se encuentra en legumbres, coles, espárragos, puerros, ajos, cebollas, pescados, quesos y yema de huevo; a diferencia del inorgánico, el azufre de los alimentos no es tóxico y su exceso se elimina con la orina; su déficit retrasa el crecimiento.
Las plantas absorben el azufre del suelo como ión sulfato, y algunas bacterias utilizan el sulfuro de hidrógeno del agua como donante de electrones en un proceso similar a una fotosíntesis primitiva.
Ver también: Ciclo del azufre.
Historia
El azufre (del latín sulphur, -ŭris) es conocido desde la antigüedad y ya Homero recomendaba, en el siglo IX adC, evitar la pestilencia del azufre. Aproximadamente en el siglo XII, los chinos inventaron la pólvora, mezcla explosiva de nitrato de potasio (KNO3), carbón y azufre. Los alquimistas de la Edad Media conocían la posibilidad de combinar el azufre con el mercurio, pero no fue hasta finales de la década de 1770 cuando Antoine Lavoisier convenció a la comunidad científica de que el azufre no era un compuesto si no un elemento químico.
Abundancia y obtención
El azufre, elemento muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en grandes cantidades combinado en forma de sulfuros (pirita, galena) y de sulfatos (yeso). En foma nativa se encuentra en las cercanías de aguas termales, zonas volcánicas y en menas de cinabrio, galena, esfalerita y estibina, y se extrae mediante el proceso Frasch consistente en inyectar vapor de agua sobrecalentado para fundir el azufre que posteriormente es bombeado al exterior utilizando aire comprimido.
También está presente, en pequeñas cantidades, en combustibles fósiles (carbón y petróleo) cuya combustión produce dióxido de azufre que combinado con agua produce la lluvia ácida; para evitarlo las legislaciones de los países industrializados exigen la reducción del contenido de azufre de los combustibles, constituyendo éste azufre, posteriormente refinado, un porcentaje importante del total producido en el mundo. También se extrae del gas natural que contiene sulfuro de hidrógeno que una vez separado se quema para obtener azufre:
- 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O
El color distintivo de Ío, la luna volcánica de Júpiter se debe a la presencia de diferentes formas de azufre en estado líquido, sólido y gaseoso; el azufre se encuentra, además, en varios tipos de meteoritos y se cree que la mancha oscura que puede observarse cerca del cráter lunar Aristarco puede ser un depósito de azufre.
Compuestos
Muchos de los olores desagradables de la materia orgánica se deben a compuestos que contienen azufre como el sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua es ácido (pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92) y reacciona con los metales. Los sulfuros metálicos se encuentran en la naturaleza, sobre todo el de hierro (pirita) que puede presentar resistencia negativa y la galena, sulfuro de plomo natural, en el que por vez primera se observó el efecto semiconductor del rectificado.
El nitruro de azufre polímero (SN)x, sintetizado en 1975 por Alan G. MacDiarmid y Alan J. Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituido por no metales, e inusuales propiedades eléctricas y ópticas. Este trabajo sirvió de base para el posterior desarrollo, con Hideki Shirakawa, de plásticos conductores y semiconductores que motivó la concesión del Nobel de Química, en 2000, a los tres investigadores.
Los óxidos más importantes son el dióxido de azufre, SO2 que en agua forma una solución de ácido sulfuroso, y el trióxido de azufre, SO3, que en solución forma el ácido sulfúrico; siendo los sulfitos y sulfatos las sales respectivas.
Isótopos
Se conocen 18 isótopos del azufre, cuatro de los cuales son estables: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) y S-36 (0,02%). Aparte del S-35, formado al incidir la radiación cósmica sobre el argón-40 atmosférico y que tiene una vida media de 87 días, los demás isótopos radiactivos son de vida corta.
Precauciones
El disulfuro de carbono, el sulfuro de hidrógeno (sulfhídrico), y el dióxido de azufre deben manejarse con precaución.
El sulfhídrico y algunos de sus derivados, los mercaptanos, son bastante tóxicos (más que cianuro). Aunque muy maloliente incluso en concentraciones bajas, cuando la concentración se incrementa el sentido del olfato rápidamente se satura o se narcotiza desapareciendo el olor por lo que a las víctimas potenciales de la exposición les puede pasar desapercibida su presencia en el aire hasta que se manifiestan sus efectos, posiblemente mortales.
El dióxido de azufre reacciona con el agua atmosférica para producir la lluvia ácida. Irita las mucosidades y los ojos y provoca tos al ser inhalado.
Los vapores del ácido sulfúrico pueden provocar hemorragias en los pulmones, llenandolos de sangre con la consiguientemente asfixia.
Referencias externas
- Enciclopedia Libre
- Los Alamos National Laboratory - azufre
- WebElements.com - azufre
- EnvironmentalChemistry.com - azufre
- Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del azufre.
