Os Elementos Químicos - Enxofre (Pode 2024)
O enxofre (S), também grafado como enxofre, elemento químico não metálico pertencente ao grupo oxigênio (Grupo 16 [VIa] da tabela periódica), um dos elementos mais reativos. O enxofre puro é um sólido insípido, inodoro e quebradiço, de cor amarela pálida, um mau condutor de eletricidade e insolúvel em água. Reage com todos os metais, exceto ouro e platina, formando sulfetos; também forma compostos com vários elementos não metálicos. Milhões de toneladas de enxofre são produzidas a cada ano, principalmente para a fabricação de ácido sulfúrico, amplamente utilizado na indústria.
Em abundância cósmica, o enxofre ocupa o nono lugar entre os elementos, representando apenas um átomo a cada 20.000 a 30.000. O enxofre ocorre no estado não combinado, bem como em combinação com outros elementos em rochas e minerais amplamente distribuídos, embora seja classificado entre os constituintes menores da crosta terrestre, nos quais sua proporção é estimada entre 0,03 e 0,06%. Com base na descoberta de que certos meteoritos contêm cerca de 12% de enxofre, foi sugerido que as camadas mais profundas da Terra contêm uma proporção muito maior. A água do mar contém cerca de 0,09% de enxofre na forma de sulfato. Em depósitos subterrâneos de enxofre muito puro, presentes em estruturas geológicas semelhantes ao domino, acredita-se que o enxofre tenha sido formado pela ação de bactérias sobre o anidrito mineral, no qual o enxofre é combinado com oxigênio e cálcio. Depósitos de enxofre em regiões vulcânicas provavelmente se originaram do sulfeto de hidrogênio gasoso gerado abaixo da superfície da Terra e transformado em enxofre por reação com o oxigênio no ar.
Propriedades do elemento
| número atômico | 16 |
|---|---|
| peso atômico | 32.064 |
| ponto de fusão | |
| rômbico | 112,8 ° C (235 ° F) |
| monoclinic | 119 ° C (246 ° F) |
| ponto de ebulição | 444,6 ° C (832 ° F) |
| densidade (a 20 ° C [68 ° F]) | |
| rômbico | 2,07 gramas / cm 3 |
| monoclinic | 1,96 gramas / cm 3 |
| estados de oxidação | −2, +4, +6 |
| configuração eletrônica | 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 |
História
A história do enxofre faz parte da antiguidade. O nome em si provavelmente chegou ao latim a partir da língua dos oscanos, um povo antigo que habitava a região, incluindo o Vesúvio, onde os depósitos de enxofre são comuns. Os seres humanos pré-históricos usavam o enxofre como pigmento para a pintura de cavernas; um dos primeiros casos registrados da arte da medicação é o uso de enxofre como tônico.
A combustão de enxofre teve um papel nos cerimônias religiosas egípcias há 4.000 anos atrás. As referências de “fogo e enxofre” na Bíblia estão relacionadas ao enxofre, sugerindo que os “fogos do inferno” são alimentados por enxofre. O início dos usos práticos e industriais do enxofre é creditado aos egípcios, que usavam dióxido de enxofre para branquear o algodão já em 1600 aC. A mitologia grega inclui a química do enxofre: Homer fala do uso de Odisseu pelo dióxido de enxofre para fumigar uma câmara na qual ele matou os pretendentes de sua esposa. O uso de enxofre em explosivos e exibições de incêndio data de cerca de 500 aC na China, e os agentes produtores de chamas usados em guerra (fogo grego) foram preparados com enxofre na Idade Média. Plínio, o Velho, em 50 aC, relatou vários usos individuais de enxofre e, ironicamente, foi morto, com toda a probabilidade por fumaça de enxofre, no momento da grande erupção do Vesúvio (79 aC). O enxofre era considerado pelos alquimistas como o princípio da combustibilidade. Lavoisier o reconheceu como um elemento em 1777, embora tenha sido considerado por alguns um composto de hidrogênio e oxigênio; sua natureza elementar foi estabelecida pelos químicos franceses Joseph Gay-Lussac e Louis Thenard.
Ocorrência e distribuição naturais
Muitos minérios metálicos importantes são compostos de enxofre, sulfetos ou sulfatos. Alguns exemplos importantes são galena (sulfeto de chumbo, PbS), blenda (sulfeto de zinco, ZnS), pirita (dissulfeto de ferro, FeS 2), calcopirita (sulfeto de ferro e cobre, CuFeS 2), gipsita (dihidrato de sulfato de cálcio, CaSO 4 ∙ 2H 2 O) e barita (sulfato de bário, BaSO 4). Os minérios de sulfeto são avaliados principalmente por seu teor de metais, embora um processo desenvolvido no século 18 para a produção de ácido sulfúrico utilizasse dióxido de enxofre obtido pela queima de pirita. Carvão, petróleo e gás natural contêm compostos de enxofre.
Alotropia
No enxofre, a alotropia surge de duas fontes: (1) os diferentes modos de ligação de átomos em uma única molécula e (2) empacotamento de moléculas poliatômicas de enxofre em diferentes formas cristalinas e amorfas. Foram relatadas cerca de 30 formas alotrópicas de enxofre, mas algumas provavelmente representam misturas. Apenas oito dos 30 parecem ser únicos; cinco contêm anéis de átomos de enxofre e os outros contêm cadeias.
No alótropo romboédrico, designado ρ-enxofre, as moléculas são compostas de anéis de seis átomos de enxofre. Esta forma é preparada tratando o tiossulfato de sódio com ácido clorídrico concentrado a frio, extraindo o resíduo com tolueno e evaporando a solução para dar cristais hexagonais. O ρ-enxofre é instável, eventualmente revertendo para o enxofre ortorrômbico (α-enxofre).
Uma segunda classe alotrópica geral de enxofre é a das moléculas do anel de oito membros, três formas cristalinas das quais foram bem caracterizadas. Uma é a forma ortorrômbica (freqüentemente chamada de rômbica), α-enxofre. É estável a temperaturas abaixo de 96 ° C. Outro dos cristalinos S 8 allotropes de anel é a forma-β monoclica ou, no qual dois dos eixos do cristal são perpendiculares, mas a terceira forma um ângulo oblíquo com os dois primeiros. Ainda existem algumas incertezas quanto à sua estrutura; esta modificação é estável de 96 ° C ao ponto de fusão, 118,9 ° C. Um segundo alótropo monococlico do ciclooctasulfur é a forma y, instável a todas as temperaturas, transformando-se rapidamente em α-enxofre.
Uma modificação ortorrômbica, S 12 moléculas de anel, e ainda uma outra S instável 10 alótropo anel são relatados. Este último reverte para enxofre polimérico e S 8. A temperaturas acima de 96 ° C, o α-alótropo muda para o β-alótropo. Se for permitido tempo suficiente para que essa transição ocorra completamente, um aquecimento adicional fará com que a fusão ocorra a 118,9 ° C; mas se a forma a é aquecida tão rapidamente que a transformação para a forma p não tem tempo para ocorrer, a forma a derrete a 112,8 ° C.
Logo acima de seu ponto de fusão, o enxofre é um líquido móvel amarelo, transparente e móvel. Após aquecimento adicional, a viscosidade do líquido diminui gradualmente para um mínimo a cerca de 157 ° C, mas depois aumenta rapidamente, atingindo um valor máximo a cerca de 187 ° C; entre esta temperatura e o ponto de ebulição de 444,6 ° C, a viscosidade diminui. A cor também muda, passando do amarelo ao vermelho escuro e, finalmente, ao preto a cerca de 250 ° C. As variações de cor e viscosidade são consideradas como resultado de alterações na estrutura molecular. Uma diminuição da viscosidade quando a temperatura aumenta é típica de líquidos, mas o aumento da viscosidade de enxofre acima de 157 ° C é provavelmente causada por ruptura dos oito membros, anéis de átomos de enxofre para formar reactivos S 8 unidades que se juntam entre si em cadeias longas contendo muitos milhares de átomos. O líquido assume então a característica de alta viscosidade de tais estruturas. A uma temperatura suficientemente alta, todas as moléculas cíclicas são quebradas e o comprimento das cadeias atinge um máximo. Além dessa temperatura, as correntes se quebram em pequenos fragmentos. Após a vaporização, moléculas cíclicas (S 8 e S 6) são formadas novamente; a cerca de 900 ° C, S 2 é a forma predominante; finalmente, o enxofre monatômico é formado a temperaturas acima de 1.800 ° C.
