Procura

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

Unidades SI e CNTP, excepto onde indicado o contrario

O xofre ( latín sulfur ) é un elemento químico de símbolo S , número atómico 16 ( 16 prótons e 16 electróns ) e de masa atómica 32 u. Á temperatura ambiente, o xofre encóntrase no estado sólido.

O xofre, un non-metal insípido e inodoro, é facilmente recoñecido na forma de cristais amarelos que ocorren en diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo na súa forma pura (especialmente en rexións volcánicas ). O xofre é un elemento químico esencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de moitos aminoácidos. É utilizado en fertilizantes, alén de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de mistos (tamén chamados fósforos) e de insecticidas.

Índice

[editar] Características principais

Este non-metal ten unha coloración amarela, mol, fráxil, leve, desprende un odor característico de ovo podre ao mesturarse co hidróxeno, e arde con chama azulada formando dióxido de xofre. É insolúbel en auga, porén disólvese en disulfeto de carbono. É multivalente e presenta como estados de oxidación máis comuns os valores -2, +2, +4 e +6.

En todos os estados, sólido, líquido e gasoso presenta formas alotrópicas cuxas relacións non son completamente coñecidas. As estruturas cristalinas máis comuns son o octaedro ortorrómbico (xofre α) e o prisma monoclínico ( xofre β ) sendo a temperatura de transición de 96ºC; en ambos os casos o xofre encóntrase formando moléculas S₈ na forma de anel. As diferentes disposicións destas moléculas é que producen as diferentes estruturas cristalinas. Á temperatura ambiente, a transformación de xofre monoclínico en ortorrómbico, máis estábel, é moi lenta.

Ao fundirse o xofre, obtense un líquido que flúe con facilidade formado por moléculas de de S₈ , porén ao quentalo se torna marrón levemente avermellado presentando un aumento na súa viscosidade. Este comportamento débese á ruptura dos aneis formando longas cadeas de átomos de xofre que se enredan entre si diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcanzado nunha temperatura en torno de 200ºC. Esfriandose rapidamente este líquido viscoso obtense unha masa elástica, de consistencia similar á da goma, denominada xofre plástico (enxofre γ) formada por cadeas que non tiveron tempo para reorganizaren en moléculas de S₈; despois de certo tempo a masa perde a súa elasticidade cristalizandose no sistema rómbico. Estudos realizados con raios X mostran que esta forma amorfa pode estar constituida por moléculas de S₈ cunha estrutura de hélice en espiral.

No estado de vapor tamén forma moléculas de S₈, porén a 780ºC xa se alcanza un equilíbrio con moléculas diatómicas, S₂, e aproximadamante por encima de 1800ºC a disociación complétase encontrándose átomos de xofre.

[editar] Aplicacións

O xofre é usado en múltiples procesos industriais como, por exemplo, na produción de ácido sulfúrico para baterías, fabricación de pólvora e vulcanización do caucho. O xofre tamén ten usos como funxicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos son usados para branquear o papel e nos mistos. O tiosulfato de sodio ou amonio é empregado na industria fotográfica como «fixador», xa que disolve o nitrato de prata; e o sulfato de magnesio (sal Epson) ten usos diversos como como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas.

[editar] Papel biolóxico

Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina conteñen enxofre, formando as pontes de disulfeto entre os polipeptídeos, ligazón de grande importancia para a formación das estruturas espaciais das proteínas. É constituinte de algunhas vitaminas, participando na síntese do coláxeno, neutraliza os tóxicos e axuda o fígado na secreción da bilis. É encontrado en legumes como espárragos, allos-porros, allos, cebolas, tamén en peixes , queixos e xema de ovos; diferentemente do inorgánico, o xofre dos alimentos non é tóxico e o seu exceso é eliminado pola urina: a súa deficiencia retarda o crecemento.

As plantas absorben o xofre do solo como ión sulfato, e algunhas bacterias utilizan o sulfuro de hidróxeno da auga como doadores de electróns nun proceso similar a unha fotosíntese primitiva.

Maiores informacións: ciclo do xofre ...

[editar] Historia

O xofre (do latín sulphur, -ŭris) é coñecido desde a antigüidade. No século IX a.C. Homero xa recomendaba evitar a pestilencia do xofre.

Aproximadamente no século XII, os chineses inventaron a pólvora, unha mestura explosiva de nitrato de potasio (KNO₃), carbono e xofre.

Os alquimistas na Idade Media coñecían a posibilidade de combinar o xofre co mercurio.

Soamente nos finais da década de 1770 a comunidade científica convenceuse, a través de Antoine Lavoisier, de que o xofre era un elemento químico e non un composto.

[editar] Abundancia e obtención

O xofre, elemento moito abundante na codia terrestre, é encontrado en grandes cantidades na forma de sulfetos (pirita), (galena) e de sulfatos (xeso). Na forma nativa é encontrado xunto a fontes termais, zonas volcánicas e en minas de cinabrio, galena , esfalerita e estibina. É extraido polo proceso Frasch que consiste en inxectar vapor de auga superenriquecido para fundir o xofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizándose ar comprimido.

Tamén está presente, en pequenas cantidades, en combustíbeis fósils como ( carbón e petróleo ) cuxa combustión produce dióxido de xofre que combinado á auga dá como resultado a chuvia ácida, por iso, a lexislación dos países industrializados exixe a redución do contido de xofre nos combustíbeis. Este xofre, despois de refinado, constitúe un porcentual importante do total producido mundialmente. Tamén é extraido do gas natural que contén sulfuro de hidróxeno que, unha vez separado, é queimado para a produción do xofre:

2 H₂S + O₂ → 2 S + 2 H₂O

A coloración variada de Io, a lúa volcánica de Xúpiter débese á presenza de diferentes formas de xofre no estado líquido, sólido e gasoso. O xofre tamén é encontrado en varios tipos de meteoritos e, considérase que a mancha escura que se observa próximo ao cráter lunar Aristarco deba ser un depósito de xofre.

[editar] Compostos

Moitos dos odores desagradábeis da materia orgánica débense a compostos de carbono que conteñen o xofre na forma de sulfeto de hidróxeno. Disolvido en auga é ácido ( pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 12,92 ) e reacciona cos metais. Os sulfetos metálicos encóntranse na natureza, sobre todo o de ferro( pirita ) que pode presentar resistencia negativa e a galena, sulfuro de chumbo natural, na cal se observou pola primeira vez o efecto semicondutor rectificado.

O nitreto de xofre polímero (SN)_x, sintetizado en 1975 por Alan G. MacDiarmid e Alan X. Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituido por non metais con propiedades eléctricas e ópticas non usuais. Este traballo serviu de base para o posterior desenvolvemento, con Hideki Shirakawa, de plásticos condutores e semicondutores que motivou a concesión do Premio Nóbel de Química, en 2000, aos tres pesquisadores.

Os óxidos máis importantes son o dióxido de xofre, SO₂, que en auga forma unha solución de ácido sulfuroso, e o trióxido de xofre, SO₃, que en solución forma o ácido sulfúrico; sendo os sulfitos e sulfatos os sales respectivos.

[editar] Isótopos

Coñécense 18 isótopos do xofre, catro dos cales son estábeis: S-32 ( 95,02% ), S-33 ( 0,75% ), S-34 ( 4,21% ) e S-36 ( 0,02% ). O S-35, formado a partir da incidencia da radiación cósmica sobre o Argonio-40 atmosférico ten unha vida media de 87 días, os demais isótopos radiactivos son de vida curta.

[editar] Precaucións

O disulfeto de carbono, o sulfeto de hidróxeno, e o dióxido de xofre deben ser manuseados con cautela. Alén de ser bastante tóxico ( máis que o cianureto ), o dióxido de xofre reacciona coa auga da atmosfera producindo a chuvia ácida, e en altas concentracións reacciona coa auga dos pulmóns formando ácido sulfuroso que provoca hemorraxias, enchendo os pulmóns de sangue coa consecuente asfixia. É moi fétido, mesmo en baixas concentracións. Cando a concentración aumenta o sentido do olfacto rapidamente se satura desaparecendo o odor, pasando desperpecebida a súa presenza no ar, deixando as vítimas expostas aos seus efectos, posibelmente letais.