Xofre
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.
Xofre
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Información xeral | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Nome, símbolo, número | Xofre, S, 16 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Serie química | Non metal | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Grupo, período, bloque | 16, 3, p | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Densidade | 1960 kg/m3 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Aparencia | amarelo limón | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Propiedades atómicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Masa atómica | 32,059 – 32,076[1] u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio atómico (calc) | 88 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio covalente | 102 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio de van der Waals | 180 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Configuración electrónica | [Ne]3s2 3p4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Estado(s) de oxidación | ±2,4,6 (ácido forte) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Estrutura cristalina | ortorrómbica | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Propiedades físicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Estado ordinario | sólido | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Punto de fusión | 388,36 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Punto de ebulición | 717,87 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Entalpía de vaporización | 10.5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Entalpía de fusión | 1,7175 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Presión de vapor | 2,65 × 10-20 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria. |
Historia
editarO 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
editarEste 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
editarO 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 (pKa1 = 7,00, pKa2 = 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
editarO 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:
Notas
editar- ↑ CIAAW
- ↑ Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para xofre.
Véxase tamén
editarWikimedia Commons ten máis contidos multimedia na categoría: Xofre |
Bibliografía
editar- "Táboa periódica dos elementos" (PDF). Consello da Cultura Galega, Xunta de Galicia, Real Academia Galega de Ciencias, Real Academia Galega e Ciencia Nosa. 2019.
- Bermejo, M. R.; González, A.; Vázquez, M. (2006). O nome e o símbolo dos elementos químicos (PDF). Xunta, Secretaría Xeral de Política Lingüística e CRPIH. ISBN 978-84-453-4325-8.
- Bermejo, M. R.; González, A.; Maneiro, M. (2018). Guía dos elementos químicos. Historia, propiedades e aplicacións. Xunta de Galicia e CRPIH. ISBN 978-84-453-5297-7.
Outros artigos
editarLigazóns externas
editar- Enciclopedia Libre Arquivado 13 de agosto de 2006 en Wayback Machine.
- Los Alamos National Laboratory - Sulfur