Xofre

Xofre
O     16 S                                                                                                                                                                                                                                           S Se Fósforo ← Xofre → Cloro Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{espectro}|300px|center]]
Liñas espectrais do Xofre
Información xeral
Nome, símbolo, número	Xofre, S, 16
Serie química	Non metal
Grupo, período, bloque	16, 3, p
Densidade	1960 kg/m3
Dureza	{dureza}
Aparencia	amarelo limón
N° CAS
N° EINECS
Propiedades atómicas
Masa atómica	32,059 – 32,076[1] u
Raio medio	pm
Raio atómico (calc)	88 pm
Raio covalente	102 pm
Raio de van der Waals	180 pm
Configuración electrónica	[Ne]3s2 3p4
Electróns por nivel de enerxía
Estado(s) de oxidación	±2,4,6 (ácido forte)
Óxido
Estrutura cristalina	ortorrómbica
Propiedades físicas
Estado ordinario	sólido
Punto de fusión	388,36 K
Punto de ebulición	717,87 K
Punto de inflamabilidade	{P_inflamabilidade} K
Entalpía de vaporización	10.5 kJ/mol
Entalpía de fusión	1,7175 kJ/mol
Presión de vapor	2,65 × 10-20
Temperatura crítica	K
Presión crítica	Pa
Volume molar	m3/mol
Velocidade do son	m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling)	2,58
Calor específica	710 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica	5,0 × 10-22 S/m
Condutividade térmica	0,269 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización	999,6 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización	2252 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización	3357 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización	{E_ionización4} kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización	{E_ionización5} kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización	{E_ionización6} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización	{E_ionización7} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización	{E_ionización8} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización	{E_ionización9} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización	{E_ionización10} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD MeV 32S 95,02% estable con 16 neutróns 33S 0,75% estable con 17 neutróns 34S 4,21% estable con 18 neutróns 35S Sin. 87,32 d β- 0,167 35Cl 36S 0,02% estable con 20 neutróns
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

O xofre^[2] (do latín sulphur, -ŭris) é un elemento químico de símbolo S, número atómico 16 (16 protóns e 16 electróns) e de masa atómica 32 u. Á temperatura ambiente, o xofre encóntrase no estado sólido. O xofre 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.

Historia

O xofre 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. Só a 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.

Características

Este non-metal insípido e inodoro ten unha coloración amarela, mol, fráxil, leve, e desprende un cheiro característico de ovo podre ao mesturarse co hidróxeno. Arde con chama azulada, formando dióxido de xofre. É insolúbel en auga, porén disólvese en disulfito de carbono. É multivalente e presenta como estados de oxidación máis comúns os valores -2, +2, +4 e +6. Encóntrase en grandes cantidades na forma de sulfitos (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 extraído 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 fósiles como carbón e petróleo, cuxa combustión produce dióxido de xofre, que combinado con auga dá como resultado a chuvia ácida.

A coloración variada de Ío, a lúa volcánica de Xúpiter débese á presenza de diferentes formas de xofre en estado líquido, sólido e gasoso. O xofre tamén é encontrado en varios tipos de meteoritos e considérase que a mancha escura que se observa próxima ao cráter lunar Aristarco deba ser un depósito de xofre.

En todos os estados -sólido, líquido e gasoso- presenta formas alotrópicas cuxas relacións non son completamente coñecidas. As estruturas cristalinas máis comúns son o octaedro ortorrómbico (xofre α) e o prisma monoclínico (xofre β), sendo a temperatura de transición de 96 °C. En ambos os dous casos o xofre encóntrase formando moléculas S₈ na forma de anel. As diferentes disposicións destas moléculas 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 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, diminuíndo a fluidez do líquido. O máximo de viscosidade é alcanzado nunha temperatura en torno de 200 °C. Arrefecéndose rapidamente este líquido viscoso obtense unha masa elástica, de consistencia similar á da goma, denominada xofre plástico (xofre γ), que está formada por cadeas que non tiveron tempo para reorganizarse en moléculas de S₈; despois de certo tempo a masa perde a súa elasticidade, cristalizando no sistema rómbico. Estudos realizados con raios X mostran que esta forma amorfa pode estar constituída por moléculas de S₈ cunha estrutura de hélice en espiral.

No estado de vapor tamén forma moléculas de S₈. Porén a 780 °C xa se alcanza un equilibrio con moléculas diatómicas, S₂, e aproximadamente por encima de 1800 °C a disociación complétase encontrándose átomos de xofre. 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. 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 radioactivos son de vida curta.

Aplicacións

O xofre é un elemento químico esencial para todos os organismos vivos, sendo constituínte importante de moitos aminoácidos. A cisteína, a metionina, a homocisteína e a taurina conteñen xofre, formando as pontes de bisulfito entre os polipeptídeos, ligazón de grande importancia para a formación das estruturas espaciais das proteínas. É constituínte dalgunhas vitaminas, participando na síntese do coláxeno, neutraliza os tóxicos e axuda o fígado na secreción da bile. É encontrado en legumes como espárragos, 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.

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.

Moitos dos cheiros desagradábeis da materia orgánica débense a compostos de carbono que conteñen o xofre na forma de sulfito de hidróxeno. Disolvido en auga é ácido (pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 12,92) e reacciona cos metais. Os sulfitos 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 nitrito de xofre polímero (SN)_x, sintetizado en 1975 por MacDiarmid e Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituído 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 Nobel de Química, en 2000, aos tres investigadores.

O bisulfito de carbono, o sulfito de hidróxeno, e o dióxido de xofre deben ser manipulados con cautela. Alén de ser bastante tóxico, 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 olor e pasando inadvertida a súa presenza no ar, o cal deixa as vítimas expostas aos seus efectos, posibelmente letais.

O Xofre na nutrición vexetal

O xofre é absorbido polas plantas principalmente como anión sulfato (SO_4^(2-)). Tamén pode entrar polas follas como dióxido de xofre (SO_2) presente no aire. Nas plantas cumpre as seguintes funcións:

• Promove a nodulación nas leguminosas.
• Compoñente de encimas e proteínas.
• Activador dalgúns encimas.
• Axuda na produción de sementes
• Xunto co boro da flexibilidade aos texidos
• Estimula o crecemento e a absorción de nitróxeno

Notas

Véxase tamén

Bibliografía

Outros artigos

• Ciclo do xofre

Ligazóns externas

• Enciclopedia Libre
• Los Alamos National Laboratory - Sulfur