ENXOFRE: HISTÓRIA, PROPRIEDADES, ESTRUTURA, OBTENÇÃO, USOS - QUÍMICA - 2025

O enxofre é um elemento não metálico que lidera, sob o oxigênio, o grupo dos calcogênios da tabela periódica. Ele está localizado especificamente no grupo 16 com período 3 e é representado pelo símbolo químico S. Dos seus isótopos naturais, ³² S é de longe o mais abundante (cerca de 94% de todos os átomos de enxofre).

É um dos elementos mais abundantes da Terra, representando cerca de 3% de sua massa total. Em outras palavras, se todo o enxofre do planeta fosse retirado, duas luas amarelas poderiam ser construídas; haveria três satélites em vez de um. Ele pode adotar vários estados de oxidação (+2, -2, +4 e +6), então seus sais são numerosos e enriquecem a crosta terrestre e o núcleo.

Cristais de enxofre. Fonte: Pixabay.

Enxofre é sinônimo de amarelo, cheiros ruins e inferno. A principal razão para seus maus odores é devido aos seus compostos derivados; especialmente refrigerantes e orgânicos. Do resto, seus minerais são sólidos e possuem cores que incluem amarelo, cinza, preto e branco (entre outras).

É um dos elementos que mais apresenta um grande número de alótropos. Ele pode ser encontrado como moléculas pequenas e discretas de S ₂ ou S ₃; como anéis ou ciclos, sendo o enxofre S ₈ ortorrômbico e monoclínico o mais estável e abundante de todos; e como cadeias helicoidais.

Ele não é encontrado apenas na crosta terrestre na forma de minerais, mas também nas matrizes biológicas de nossos corpos. Por exemplo, está nos aminoácidos cistina, cisteína e metionina, nas proteínas do ferro, na queratina e em algumas vitaminas. Também está presente no alho, grapefruit, cebola, repolho, brócolis e couve-flor.

Quimicamente é um elemento macio e, na ausência de oxigênio, forma minerais sulfurosos e sulfatos. Ele queima com uma chama azulada e pode aparecer como um sólido amorfo ou cristalino.

Apesar de ser essencial para a síntese do ácido sulfúrico, uma substância altamente corrosiva e de odores desagradáveis, é na verdade um elemento benigno. O enxofre pode ser armazenado em qualquer espaço sem grandes precauções, desde que o fogo seja evitado.

História do enxofre

Na bíblia

O enxofre é um dos elementos mais antigos da história da humanidade; tanto que sua descoberta é incerta e não se sabe qual das antigas civilizações o utilizou pela primeira vez (4000 anos antes de Cristo). Nas próprias páginas da Bíblia, ele pode ser encontrado acompanhando o inferno e o inferno.

Acredita-se que o suposto cheiro de enxofre do inferno tenha a ver com erupções vulcânicas. Seu primeiro descobridor deve certamente ter encontrado minas desse elemento, como terras de poeira ou cristais amarelos nas proximidades de um vulcão.

Antiguidade

Este sólido amarelado logo demonstrou efeitos curativos notáveis. Por exemplo, os egípcios usavam enxofre para tratar a inflamação das pálpebras. Também aliviou a sarna e a acne, aplicação que pode ser vista hoje em sabonetes de enxofre e outros itens dermatológicos.

Os romanos usavam esse elemento em seus rituais, como fumigante e alvejante. Quando queima, libera SO ₂, gás que inundou as salas, misturando-se à umidade e proporcionando um ambiente antibacteriano capaz de matar insetos.

Os romanos, como os gregos, descobriram a alta combustibilidade do enxofre, razão pela qual ele se tornou sinônimo de fogo. A cor de suas chamas azuladas deve ter iluminado os circos romanos. Acredita-se que os gregos, por sua vez, usaram esse elemento para criar armas incendiárias.

Os chineses, por sua vez, aprenderam que misturando enxofre com salitre (KNO ₃) e carvão, criaram o pó preto material que deu uma virada histórica e que despertou grande demanda e interesse por esse mineral nas nações da época.

Tempos modernos

Como se a pólvora não fosse motivo suficiente para cobiçar o enxofre, o ácido sulfúrico e suas aplicações industriais logo surgiram. E com a haste do ácido sulfúrico, a quantidade de riqueza ou prosperidade de um país era medida em relação aos seus níveis de consumo desse composto.

Só em 1789 o brilhante químico Antoine Lavoisier conseguiu reconhecer o enxofre e classificá-lo como um elemento. Então, em 1823, o químico alemão Eilhard Mitscherlich descobriu que o enxofre pode cristalizar predominantemente de duas maneiras: romboédrica e monoclínica.

A história do enxofre seguiu o mesmo curso de seus compostos e aplicações. Com a enorme importância industrial do ácido sulfúrico, ele foi acompanhado pela vulcanização das borrachas, a síntese da penicilina, a exploração das minas, o refino do petróleo bruto rico em enxofre, a nutrição dos solos, etc.

Propriedades

Aparência física

Sólido quebradiço em pó ou cristal. Sua cor é amarelo-limão opaco, é insípido e sem odor.

Aparência líquida

O enxofre líquido é o único que sua cor amarela inicial torna-se avermelhada e se intensifica e escurece se submetido a altas temperaturas. Quando queima, ele emite chamas azuis brilhantes.

Massa molar

32 g / mol.

Ponto de fusão

115,21 ° C

Ponto de ebulição

445 ° C

ponto de ignição

160 ° C

Temperatura de auto ignição

232 ° C

Densidade

2,1 g / mL. No entanto, outros alótropos podem ser menos densos.

Capacidade de calor molar

22,75 J / mol K

Raio covalente

105 ± 15h.

Eletro-negatividade

2,58 na escala de Pauling.

Polaridade

As ligações SS são apolares porque ambos os átomos de enxofre têm a mesma eletronegatividade. Isso torna todos os seus alótropos, cíclicos ou em cadeia, apolares; e, portanto, suas interações com a água são ineficientes e não pode ser solubilizado nela.

No entanto, o enxofre pode ser dissolvido em solventes não polares, como dissulfeto de carbono, CS ₂ e aromáticos (benzeno, tolueno, xileno, etc.).

Íon

O enxofre pode formar vários íons, geralmente ânions. O mais conhecido de todos é o enxofre, S ^2-. S ^2- é caracterizado por ser volumoso e ter uma base de Lewis macia.

Por ser uma base mole, a teoria afirma que tenderá a formar compostos com ácidos macios; tais como cátions de metal de transição, incluindo Fe ²⁺, Pb ²⁺ e Cu ²⁺.

Estrutura e configuração eletrônica

A coroa de enxofre

Molécula S8, o alótropo mais estável e abundante do enxofre. Fonte: Benjah-bmm27.

O enxofre pode ocorrer em uma ampla variedade de alótropos; e estes, por sua vez, têm estruturas cristalinas que são modificadas sob diferentes pressões e / ou temperaturas. Portanto, o enxofre é um elemento rico em alótropos e polimorfos, e o estudo de suas estruturas sólidas representa uma fonte inesgotável de trabalhos teórico-experimentais.

Por que tanta complexidade estrutural? Para começar, as ligações covalentes no enxofre (SS) são muito fortes, sendo superadas apenas pelas do carbono, CC, e pelas do hidrogênio, HH.

O enxofre, ao contrário do carbono, não tende a formar tetraedros, mas bumerangues; que com seus ângulos dobra e anel para estabilizar as cadeias de enxofre. O anel mais conhecido de todos, também representando o alótropo mais estável do enxofre, é o S ₈, a “coroa de enxofre” (imagem superior).

Observe que todos os elos SS no S ₈ parecem bumerangues individuais, resultando em um anel com pregas e nada plano. Essas coroas S ₈ interagem por meio de forças londrinas, orientando-se de maneira que criam padrões estruturais que definem um cristal ortorrômbico; denominado S ₈ α (S-α, ou simplesmente enxofre ortorrômbico).

Polimorfos

A coroa de enxofre é um dos muitos alótropos desse elemento. S ₈ α é um polimorfo desta coroa. Existem dois outros (entre os mais importantes) chamados S ₈ β e S ₈ γ (S-β e S-γ, respectivamente). Ambos os polimorfos cristalizam em estruturas monoclínicas, com S ₈ γ sendo mais denso (enxofre gama).

Todos os três são sólidos amarelos. Mas como você obtém cada polimorfo separadamente?

O S ₈ β é preparado aquecendo o S ₈ α a 93 ° C, permitindo então que seu resfriamento lento retarde sua transição de volta à fase ortorrômbica (o α). E S ₈ γ, por outro lado, é obtido quando S ₈ α funde a 150 ° C, novamente permitindo que resfrie lentamente; é o mais denso dos polimorfos da coroa de enxofre.

Outros alótropos cíclicos

A coroa S ₈ não é o único alótropo cíclico. Existem outros, tais como S ₄, S ₅ (análogo ao ciclopentano), S ₆ (representado por um hexágono como o ciclohexano), S ₇, S ₉ e S _10-20; o último significa que pode haver anéis ou ciclos contendo de dez a vinte átomos de enxofre.

Cada um deles representa diferentes alótropos cíclicos de enxofre; e, por sua vez, para enfatizar, eles têm variedades de polimorfos ou estruturas polimórficas que dependem da pressão e da temperatura.

Por exemplo, S ₇ tem até quatro polimorfos conhecidos: α, β, γ e δ. Os membros ou coroas de massas moleculares superiores são produtos de síntese orgânica e não predominam na natureza.

Cadeias de enxofre

Cadeia de enxofre. Fonte: OpenStax

À medida que mais átomos de enxofre são incorporados à estrutura, sua tendência a anelar diminui e as cadeias de enxofre permanecem abertas e adotam conformações helicoidais (como se fossem espirais ou parafusos).

E assim, surge outra família volumosa de alótropos de enxofre que não consiste em anéis ou ciclos, mas em cadeias (como a da imagem acima).

Quando essas cadeias SS se alinham em paralelo no cristal, prendem as impurezas e acabam definindo um sólido fibroso denominado enxofre fibroso, ou S-ψ. Se entre essas cadeias paralelas existem ligações covalentes que as interligam (como acontece com a vulcanização da borracha), temos o enxofre laminar.

Quando o enxofre S ₈ derrete, obtém-se uma fase líquida amarelada que pode escurecer com o aumento da temperatura. Isso ocorre porque as ligações SS são rompidas e, portanto, ocorre um processo de despolimerização térmica.

Este líquido, quando resfriado, apresenta características plásticas e vítreas; isto é, um enxofre vítreo e amorfo (S-χ) é obtido. Sua composição consiste em anéis e cadeias de enxofre.

E quando uma mistura do alótropo fibroso e laminar é obtida a partir do enxofre amorfo, é produzido o Crystex, um produto comercial usado para a vulcanização da borracha.

Alótropos pequenos

Embora sejam deixados por último, eles não são menos importantes (ou interessantes) do que os alótropos de massas moleculares mais altas. As moléculas S ₂ e S ₃ são as versões sulfuradas de O ₂ e O ₃. No primeiro, dois átomos de enxofre são unidos por uma ligação dupla, S = S, e no segundo há três átomos com estruturas de ressonância, S = SS.

Ambos S ₂ e S ₃ são gasosos. S ₃ mostra uma cor vermelho cereja. Ambos possuem material bibliográfico suficiente para cada um cobrir um artigo individual.

Configuração eletronica

A configuração de elétrons para o átomo de enxofre é:

3s ² 3p ⁴

Ele pode ganhar dois elétrons para completar seu octeto de valência e, portanto, ter um estado de oxidação de -2. Da mesma forma, pode perder elétrons, começando com dois em seus orbitais 3p, sendo seu estado de oxidação +2; se você perder mais dois elétrons, com seus orbitais 3p vazios, seu estado de oxidação será +4; e se você perder todos os elétrons, será +6.

Obtendo

Mineralógico

O enxofre faz parte de muitos minerais. Entre eles estão a pirita (FeS ₂), a galena (PbS), a covelita (CuS) e outros minerais de sulfato e sulfeto. Ao processá-los, não só os metais podem ser extraídos, mas também o enxofre após uma série de reações redutivas.

Também pode ser obtido de forma pura em aberturas vulcânicas, onde à medida que a temperatura sobe, derrete e derrama morro abaixo; E se pegar fogo, parecerá lava azulada à noite. Por meio de árduo trabalho e árduo trabalho físico, o enxofre pode ser colhido exatamente como era feito com bastante frequência na Sicília.

O enxofre também pode ser encontrado em minas subterrâneas, feitas para bombear água superaquecida para derretê-la e movê-la para a superfície. Este processo de obtenção é conhecido como Processo de Frasch, atualmente pouco utilizado.

Óleo

Hoje a maior parte do enxofre vem da indústria do petróleo, pois seus compostos orgânicos fazem parte da composição do petróleo bruto e seus derivados refinados.

Se um produto bruto ou refinado é rico em enxofre e passa por hidrodessulfurização, ele liberará grandes quantidades de H ₂ S (gás fedorento com cheiro de ovo podre):

RSR + 2 H ₂ → 2 RH + H ₂ S

O H ₂ S é então tratado quimicamente no processo Clauss, resumido com as seguintes equações químicas:

3 O ₂ + 2 H ₂ S → 2 SO ₂ + 2 H ₂ O

SO ₂ + 2 H ₂ S → 3 S + 2 H ₂ O

Formulários

Alguns dos usos do enxofre são mencionados abaixo e de forma geral:

- É um elemento essencial tanto para as plantas quanto para os animais. Está ainda presente em dois aminoácidos: cisteína e metionina.

- É a matéria-prima do ácido sulfúrico, composto utilizado na preparação de inúmeros produtos comerciais.

- Na indústria farmacêutica é utilizado para a síntese de derivados de enxofre, sendo a penicilina o mais conhecido dos exemplos.

- Permite a vulcanização de borrachas interligando as cadeias poliméricas com ligações SS.

- Sua cor amarela e suas misturas com outros metais o tornam desejável na indústria de pigmentos.

- Em mistura com uma matriz inorgânica, como areia e pedras, o concreto e asfalto sulfuroso são preparados para substituir o betume.

Riscos e precauções

O enxofre por si só é uma substância inofensiva e não tóxica e também não apresenta riscos potenciais, a menos que reaja para formar outros compostos. Seus sais de sulfato não são perigosos e podem ser manuseados sem grandes precauções. Este não é o caso, porém, de seus derivados gasosos: SO ₂ e H ₂ S, ambos altamente tóxicos.

Se estiver na fase líquida, pode causar queimaduras graves. Se for engolido em grandes quantidades, pode desencadear a produção de H ₂ S nos intestinos. Caso contrário, não representa nenhum risco para quem o mastiga.

Em termos gerais, o enxofre é um elemento seguro que não requer muitos cuidados, exceto para mantê-lo afastado do fogo e de agentes oxidantes fortes.

Referências

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