Azufre

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16 S
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Información general
Nombre, símbolo, número	Azufre, S, 16
Serie química	No metales
Grupo, período, bloque	16, 3, p
Masa atómica	32,065(5) u
Configuración electrónica	[Ne] 3s2 3p4
Electrones por nivel	2, 8, 6 (imagen)
Apariencia	amarillo limón
Propiedades atómicas
Radio medio	100 pm
Electronegatividad	2,58 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	88 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	102 pm
Radio de van der Waals	180 pm
Estado(s) de oxidación	±2,4,6 (ácido fuerte)
1.ª energía de ionización	999,6 kJ/mol
2.ª energía de ionización	2252 kJ/mol
3.ª energía de ionización	3357 kJ/mol
4.ª energía de ionización	4556 kJ/mol
5.ª energía de ionización	7004,3 kJ/mol
6.ª energía de ionización	8495,8 kJ/mol
Líneas espectrales
Propiedades físicas
Estado ordinario	sólido
Densidad	1960 kg/m3
Punto de fusión	388,36 K (115 °C)
Punto de ebullición	717,87 K (445 °C)
Entalpía de vaporización	10.5 kJ/mol
Entalpía de fusión	1,7175 kJ/mol
Presión de vapor	2,65 × 10-20 Pa a 388 K
Punto crítico	1314 K (1041 °C) (20,7 MPa) 20700000 Pa
Varios
Estructura cristalina	Ortorrómbica
Calor específico	710 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica	5,0 × 10-16 S/m
Conductividad térmica	0,269 W/(m·K)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del azufre
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 32S 95,02 % Estable con 16 neutrones 33S 0,75 % Estable con 17 neutrones 34S 4,21 % Estable con 18 neutrones 35S Sintético 87,32 d β- 0,167 35Cl 36S 0,02 % Estable con 20 neutrones
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.

El azufre es un elemento químico de número atómico 16 y símbolo S (del latín sulphur). Es un no metal abundante con un olor característico.

El azufre se encuentra en forma nativa en regiones volcánicas y en sus formas reducidas formando sulfuros y sulfosales o bien en sus formas oxidadas como sulfatos. Es un elemento químico esencial constituyente de los aminoácidos cisteina y metionina y, por consiguiente, necesario para la síntesis de proteínas presentes en todos los organismos vivos. Se usa principalmente como fertilizante pero también en la fabricación de pólvora, laxantes, fósforos e insecticidas.

== Características prArschloch Arschloch

Aplicaciones

El azufre se usa en multitud de procesos industriales, como la producción de ácido sulfúrico para baterías, la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho.

Los sulfitos se usan para blanquear el papel y en fósforos. El tiosulfato de sodio o amonio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y el sulfato de magnesio (sal de Epsom) tiene usos diversos como laxante, exfoliante, o suplemento nutritivo para plantas.

El azufre tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes.

Historia

El azufre (del latín sulphur, sulfŭris, vinculado con el sánscrito śulbāri) es conocido desde la Antigüedad, y ya los egipcios lo utilizaban para purificar los templos.

En el Génesis (19,24), los hebreos decían que Dios (Yahvé) hizo llover sobre Sodoma y Gomorra azufre y fuego desde el cielo.

Homero recomendaba, en el siglo IX aec, evitar la pestilencia mediante la quema de azufre (zeio en griego, relacionado con zeos-Zeus).

Y Odiseo entonces le habló a la nodriza Euriclea, diciendo: Trae azufre (zéeion), ¡oh anciana!, remedio del aire malsano, y trae fuego, pues quiero azufrar (zeeoso) el palacio.

Homero, Odisea (22, 480-483)

Según el Diccionario sánscrito-inglés (1899) de Monier Monier-Williams, en sánscrito al azufre se lo llamaba śulbāri (pronunciado /shulbári/), siendo śulba o śulva: ‘cobre’, y a-rí o a-rís: ‘enemigo, envidioso’ (lit. ‘no liberal’).

En el Apocalipsis (20, 10) se dice que el diablo será lanzado a un lago de fuego y azufre.

Durante toda la Edad Media se vinculó a Satanás con los olores sulfurosos (relacionados con los volcanes, que se suponían eran entradas a los infiernos subterráneos).

Dicho elemento es generado en estrellas masivas en las que predominan temperaturas que provocan la fusión entre un núcleo de silicio y otro de helio.

Abundancia y obtención

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Compuestos

Muchos de los olores desagradables de la materia orgánica se deben a compuestos de la materia que contienen azufre como el sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua es ácido (pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 12,92) y reacciona con los metales. Los sulfuros metálicos se encuentran en la naturaleza, sobre todo el de hierro (pirita) que puede presentar resistencia negativa y la galena, sulfuro de plomo que es un semiconductor natural que fue usado como rectificador.

El nitruro de azufre polímero (SN)_x, sintetizado en 1975 por Alan G. MacDiarmid y Alan J. Heeger, presenta propiedades metálicas, a pesar de estar constituido por no metales, e inusuales propiedades eléctricas y ópticas. Este trabajo sirvió de base para el posterior desarrollo, con Hideki Shirakawa, de plásticos conductores y semiconductores que motivó la concesión del Nobel de Química, en 2000, a los tres investigadores.

Los óxidos más importantes son el dióxido de azufre, SO₂ (formado por la combustión del azufre) que en agua forma una solución de ácido sulfuroso, y el trióxido de azufre, SO₃, que en solución forma el ácido sulfúrico; siendo los sulfitos y sulfatos las sales respectivas.

Isótopos

Azufre en polvo Botámen de la primera mitad del siglo 20. De la colección del Museo del Objeto.

Se conocen 18 isótopos del azufre, de los cuales cuatro son estables: S-32 (95,02 %), S-33 (0,75 %), S-34 (4,21 %) y S-36 (0,025 %). Aparte del S-35, formado al incidir la radiación cósmica sobre el argón-40 atmosférico y que tiene un periodo de semidesintegración de 87 días, los demás isótopos radiactivos son de vida corta.

Precauciones

El disulfuro de carbono, el sulfuro de hidrógeno (sulfhídrico), y el dióxido de azufre deben manejarse con precaución.

El sulfhídrico y algunos de sus derivados, los mercaptanos, son bastante tóxicos (más que el cianuro). Aunque muy maloliente incluso en concentraciones bajas, cuando la concentración se incrementa el sentido del olfato rápidamente se satura o se narcotiza desapareciendo el olor por lo que a las víctimas potenciales de la exposición les puede pasar desapercibida su presencia en el aire hasta que se manifiestan sus efectos, posiblemente mortales.

El dióxido de azufre reacciona con el agua atmosférica para producir la lluvia ácida. Irrita las mucosidades y los ojos y provoca tos al ser inhalado.

Los vapores del ácido sulfúrico pueden provocar hemorragias en los pulmones, llenándolos de sangre con la consiguiente asfixia.

El azufre en las artes plásticas

En la orfebrería el uso del azufre está ampliamente extendido, en particular para la oxidación de la plata, es decir, para la creación de la pátina (de color negro).

Existen varias técnicas para este fin; una de éstas es mezclar azufre en polvo con una materia grasa -vaselina, aceite-, aplicar el ungüento sobre la pieza de plata y, mediante el uso de un soplete, calentar el metal y la mezcla, hasta que obtenga un color negruzco. Posteriormente, lavar con agua y jabón neutro. El patinado es duradero.

De igual manera se puede patinar la plata con sulfato de potasio y agua.

Enlaces externos

• Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Azufre.
• Enciclopedia.us.es/Index.php/Azufre Enciclopedia Libre.
• EnvironmentalChemistry.com (en inglés).
• Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: MTAS.es/Insht/Ipcsnspn/Nspn1166.htm Ficha internacional de seguridad química del azufre.
• Periodic.Lanl.gov/Elements/16.html Laboratorio Nacional de Los Álamos, Estados Unidos (en inglés).
• WebElements.com (en inglés).
• The Sulphur Institute (en inglés).