16-Sofre

Català	Español		English	Français	Símbol: S	Nombre atòmic: 16
Sofre	Azufre		Sulphur	Soufre	Grup: 16	Període: 3
Família: Calcògens		Configuració electrònica: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Generalitats
Descobridor/s: Conegut des de l’antiguitat		Nacionalitat: -		Any: -
Origen del nom: Del sascrit sulvure i del llatí sulphurium.		Una mica d’història: El sofre es coneix des de l’antiguitat. Es sap que s’utilitzava en medicina i que els grecs i els romans utilitzaven els seus vapors per blanquejar les teles. És un element alquimista. Els alquimistes li van atribuir el símbol A acusa de la seva inflamabilitat, els alquimistes van creure que era essencial en la combustió. Al voltant del segle XII, els xinesos van descobrir possiblement la pólvora, una mescla de nitrat de potassi, carboni i sofre. Tot i això no fou reconegut com element químic fins 1777 per Lavoisier.
Estat natural: Es troba àmpliament distribuït tant lliure com combinat. En combinació es presenta com sulfurs metàl·lics en molts minerals: galena (sulfur de plom, PbS), blenda (sulfur de zinc, ZnS), pirita (sulfur de coure, (Cu,Fe)S₂), el cinabri (HgS) i la pirita d ferro (FeS₂). Es combina també amb altres elements en forma de sulfats com la barita (BaSO₄), la celestita (SrSO₄) i el guix (CaSO₄·2H₂O). També apareix en el gas natural i en el cru. Està present en les molècules de moltes substàncies orgàniques com mostassa, ous, pel, proteïnes i en l’oli d’all. El sofre lliure pot formar-se a partir de pirites o pot ser dipositat per aigües sulfuroses calentes en les que el sulfur d’hidrogen ha estat oxidat per l’atmosfera. En estat lliure es troba barrejat amb guix i pedra pómez en regions volcàniques a Islàndia, Sicília, Mèxic i Japó, freqüentment als voltants dels cràters volcànics. Els jaciments subterranis importants es troben als Estats Units( Louisiana, Texas, Colorado, Nevada, Wyoming i Califòrnia). La producció anual mundial de sofre està al voltant del 53 milions de tones. La lluna de Júpiter deu els seus diversos colors a diverses formes de sofre. Una àrea fosca prop del cràter “Aristarchus” de la Lluna pot ser un dipòsit de sofre.		Estructura cristal·lina: Anells de 8 àtoms
Abundància a l’ésser humà: 2000000 ppb (parts per bilió) en pes	Abundància a la Terra: ocupa el lloc 16é en la classificació dels elements més abundants en la escorça terrestre.		Abundància al Sistema Solar: 500000 ppb (parts per bilió) en pes

Propietats
Físiques	Massa atòmica (u)	Densitat (kg/m³)		Duresa (escala de Mohs)		Volum atòmic (cm³/mol)
	32,066	2070		2		15,5
Tèrmiques	Estat d’agregació a 298 K	Punt de fusió (K)		Punt d’ebullició (K)
	sòlid	386		717,83
Radis	Radi atòmic (Å)	Radi iònic (Å)		Radi covalent (Å)
	1,27	1,84 (S^2-) 0,29 (S⁶⁺)		1,02
Ionització	Afinitat electrònica (KJ/mol)	1a energia ionització (KJ/mol)	2a energia ionització (KJ/mol)		3a energia ionització (KJ/mol)		Estats d’oxidació
	200,4	999,6	2251		3360,6		-2, -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Elèctriques	Conductivitat elèctrica (mOhm.cm)^-1	Electròniques	Electronegativitat (Pauling)		Polaritzabilitat (Å³)
	0,0		2,58		2,9
Termodinàmiques	Calor d’atomització (KJ/mol d’àtoms)	Calor de fusió (KJ/mol)	Calor de vaporització (KJ/mol)		Calor específica (J/kg K)		Conductivitat tèrmica (J/m s ºC)
	279	1,2	10,53		731,5		0,27
Altres	Potencial normal de reducció (v)	Caràcter metàl·lic	Precaucions: La pols de sofre irrita ulls i parpelles. El disulfur de carboni, CS₂, sulfur d’hidrogen, H₂S i diòxid de sofre, SO₂, s’haurien de manejar molt prudentment. El diòxid de sofre és un component perillós en la contaminació atmosfèrica i és un dels responsables de la pluja àcida.
	0,51 H₂SO₃/S (solució àcida)	No metall
	Característiques:
	El sofre existeix en dos varietats alotròpiques (diferents formes cristal·lines) sòlides, però en estat líquid es presenta en tres varietats més. La varietat ròmbica (sofre en flor o sofre alfa) de fórmula molecular S₈, és de color groc pàl·lid, trencadissa i cristal·lina. Només és estable per sota dels 95,5 ºC i es transforma en la varietat monoclínica entre aquesta temperatura i el seu punt d’ebullició (112,8 ºC). És insoluble en aigua, molt poc soluble en èter i alcohol i molt soluble en sulfur de carboni. Els seus cristalls es poden obtenir per evaporació lenta d’una dissolució de sofre en sulfur de carboni. L’altra forma és la varietat monoclínica (sofre prismàtic o sofre beta) de fórmula molecular S₈ que és estable únicament entre 369 ºK i 392 ºK. Si deixem el sofre monoclínic a temperatura ordinària es converteix lentament en sofre ròmbic. El sofre plàstic o sofre gamma es produeix quan el sofre fos en el punt normal d’ebullició o a prop d’ell es refredat al estat sòlid. Aquesta forma és amorfa i només parcialment soluble en disulfur de carboni. Si escalfem el sofre líquid per damunt del seu punt de fusió va perdent fluïdesa i el seu color es transforma en un color terrós fosc, la seva viscositat augmenta de tal forma que impedeix el seu basament en bolcar el recipient; l’enfosquiment del color i l’augment de la viscositat arriben al màxim a 200ºC, per damunt d’aquesta temperatura el color s’aclareix i la viscositat disminueix fins que a 444,6ºC bull. Aquest comportament anòmal del sofre (els líquids disminueixen la viscositat quan s’escalfen) es deuen a la formació d’estructures moleculars en forma d’anell i també a la formació de polímers de més de 100 àtoms.

Isòtops
Isòtop	Protons	Neutrons	Símbol	Vida mitjana	Abundància(%)	Altres
Sofre-30	16	14	³⁰S	1,18 segons	0,00	Radioactiu
Sofre-31	16	15	³¹S	2,56 segons	0,00	Radioactiu
Sofre-32	16	16	³²S	Estable	94,93
Sofre-33	16	17	³³S	Estable	0,76
Sofre-34	16	18	³⁴S	Estable	4,29
Sofre-35	16	19	³⁵S	87,2 dies	0,00	Radioactiu
Sofre-36	16	20	³⁶S	Estable	0,02
Sofre-37	16	21	³⁷S	5,05 minuts	0,00	Radioactiu
Sofre-38	16	22	³⁸S	2,84 hores	0,00	Radioactiu
Sofre-39	16	23	³⁹S	11,5 segons	0,00	Radioactiu
Sofre-40	16	24	⁴⁰S	9 segons	0,00	Radioactiu

Reactivitat
Descripció	El sofre és un element actiu que es combina directament amb la major part dels elements coneguts. El sofre té nombres d’oxidació positius i negatius, positius com 2, 4 i 6 com mostren compostos com sulfur ferrós, FeS, diòxid de sofre, SO₂, i sulfat de bari, BaSO₄. Pot formar compostos iònics, covalents i covalents coordinats. Combina amb l’hidrogen i els elements metàl·lics en presencia de calor per a formar sulfurs. El més comú és el sulfur d’hidrogen, H₂S, un gas verinós incolor amb olor a ous podrits. El sofre combina també amb els halògens, amb el clor ho fa en diferents proporcions per a produir monoclorur de sofre, S₂Cl₂, i doclorur de sofre, SCl₂: S₈ + 4 Cl₂ à 4 S₂Cl₂ (l) de color taronja; amb clor en excés i en presència d’un catalitzador com FeCl₃ o SnI₄ és possible obtenir una barreja en equilibri que conté també SCl₂: S₂Cl₂ + Cl₂ 2 SCl₂ (l) de color vermell fosc Quan es crema en l’aire, el sofre es combina amb l’oxigen per a formar diòxid de sofre, SO₂, un gas incolor pesat amb una olor sufocant característica S₈ (s) + 8 O₂ (g) à 8 SO₂ (g). El diòxid de sofre es lliura a l’atmosfera per la combustió de combustibles procedents del petroli, gas, olis i carbó i és un dels contaminants més perniciosos. La concentració de diòxid de sofre en l’aire pot oscil·lar des de 0,01 a varies parts per milió i és el responsable del deteriorament d’edificis i monuments, per la pluja àcida, i de problemes pel home. En l’aire humit, el sofre s’oxida lentament a àcid sulfúric, H₂SO₄, i és un component bàsic d’altres àcids com l’àcid tiosulfúric, H₂S₂O₃, i l’àcid sulfurós, H₂SO₃. Aquest últim en tenir dos hidrògens substituïbles forma dos series de sals: sulfits normals i sulfits àcids. Quan estan en solució els sulfits àcids o bisulfits, dels metalls alcalins com el bisulfit de sodi, NaHSO₃, tenen caràcter àcid. Les solucions de sulfits normals, com el sulfit de sodi, Na₂SO₃, i el sulfit de potassi, K₂SO₃, són lleugerament alcalins. També es combina amb el carboni per formar sulfur de carboni, SC₂, que és un bon dissolvent. El sofre reacciona amb hidròxid de potassi aquós en calent i forma sulfurs i tiosulfats: S₈ (s) + 6 KOH (aq) à 2 K₂S₃ + K₂S₂O₃ + 3 H₂O (l)
Amb aire	vigorosa; amb calor SO₂
Amb H₂O	No reacciona
*Amb HCL* 6M**	No reacciona
*Amb HNO₃15 M*	Suau H₂SO₄ ; NO_x
*Amb NaOH* 6 M**	No reacciona

Obtenció

El sofre es troba com element natiu en la natura i existeixen diferents mètodes per extreure’l. A Louisiana i Texas s’extrau directament dels terrenys en els que hi ha dipòsits de sofre mitjançant el mètode ideat al 1891 pel químic americà Herman Frasch, que consisteix en fondre el sofre en el propi jaciment.

Es perfora el terreny per introduir-hi tres tubs concèntrics fins al dipòsit de sofre. Pel tub exterior s’injecta aigua a pressió (16 atm) sobrecalentada a uns 170ºC que produeix la fusió del sofre. Una vegada s’ha fos una certa quantitat, s’injecta aire a pressió (25 atm) pel tub interior produint-se la pujada del sofre fos fins la superfície, on es recull. El sofre així obtingut és d’una puresa molt elevada (aproximadament 99,5 %).

També s’extrau del gas natural on es troba com sulfur d’hidrogen. Es fa per absorbiment i procés de regeneració per concentrar el H₂S seguit d’una oxidació catalítica (procés Claus) que utilitza catalitzadors porosos com el Al₂O₃ o Fe₂O₃: 8 H₂S + 4 O₂ à S₈ + 8 H₂O. Aquest procés pot portar a una recuperació del sofre del 98 %.

Al laboratori el sofre es pot purificar per recristal·lització des de solucions en disulfur de carboni, CS₂, però els cristalls que resulten es contaminen amb el dissolvent, amb H₂S i amb SO₂. Una bona manera de purificar sofre és utilitzar una calefacció de quars (700ºC) immergida en sofre líquid. Les impureses de carboni es descomponen per formar materials volàtils de carboni sòlid, que cobreixen la calefacció. Després d’una setmana, acabant amb una destil·lació sota buit, el resultat és sofre amb un contingut de carboni d’aproximadament u 0,0009 %.

Usos

El seu ús principal és la fabricació d’àcid sulfúric (pel mètode de contacte) que a la vegada s’utilitza per a fer explosius, pigments, sabons i detergents, tintures, plàstics, fertilitzants, refrigerants, paper i en la indústria tèxtil.

L’àcid sulfúric és un dels compostos químics industrials més importants perquè s’utilitza tant en la fabricació de compostos sulfurats com en la de nombrosos materials que contenen sofre.

S’utilitza també en la fabricació de llumins, pel vulcanitzat de cautxú i finament dividit i barrejat amb llim, com a fungicida per a plantes.

El sofre també té algunes aplicacions en la indústria cosmètica i farmacèutica.

El tiosulfat de sodi, Na₂S₂O₃·5H₂O, s’utilitza en fotografia com a fixador de negatius.

Quan es combina amb diversos minerals, el sofre forma un ciment especial utilitzat per a fixar, en la pedra, objectes de metall com baranes i cadenes.

Toxicitat

Variable. El sofre elemental és relativament inofensiu, però és molt tòxic per a molts bacteris i fongs.

El disulfur de carboni, CS₂, sulfur d’hidrogen, H₂S i diòxid de sofre, SO₂, s’haurien de manejar molt prudentment. Es pot metabolitzar el sulfur d’hidrogen en concentracions molt petites però en concentracions molt altes pot provocar mort ràpidament per paràlisi respiratòria. És insidiós ja que ràpidament atenua l’olfacte i és més tòxic que el cianur. El diòxid de sofre és un component perillós en la contaminació atmosfèrica i és un dels responsables de la pluja àcida. El disulfur de carboni és un dissolvent industrial important però s’ha de manejar prudentment ja que és verinós, s’absorbeix fàcilment a través de la pell i per inhalació, provoca problemes al sistema nerviós central.

En general els compostos de sofre presenten olor desagradable i poden ser altament tòxic. En general poden tenir els següents efectes en la salut humana:

· efectes neurològics i canvis de comportament

· alteració de la circulació sanguínia

· danys cardíacs

· efectes en els ulls i en la vista

· efectes en la reproducció

· danys en el sistema inmunitari

· desordres estomacals i gastrointestinals

· danys en les funcions del fetge i els ronyons

· efectes en l’audició

· alteracions del metabolisme hormonal

· efectes dermatològics

· asfixia i embòlia pulmonar