Sofre

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Sofre
16S
fòsforsofreclor
O

S

Se
Aspecte
Microcristalls sinteritzats de color groc llimona



Línies espectrals del sofre
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Sofre, S, 16
Categoria d'elements No metalls
Grup, període, bloc 163, p
Pes atòmic estàndard 32,065(5)
Configuració electrònica [Ne] 3s2 3p4
2, 8, 6
Configuració electrònica de Sofre
Propietats físiques
Fase Sòlid
Densitat
(prop de la t. a.)
(alfa) 2,07 g·cm−3
Densitat
(prop de la t. a.)
(beta) 1,96 g·cm−3
Densitat
(prop de la t. a.)
(gamma) 1,92 g·cm−3
Densitat del
líquid en el p. f.
1,819 g·cm−3
Punt de fusió 388,36 K, 115,21 °C
Punt d'ebullició 717,8 K, 444,6 °C
Punt crític 1.314 K, 20,7 MPa
Entalpia de fusió (mono) 1,727 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització (mono) 45 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar 22,75 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 375 408 449 508 591 717
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2
(òxid àcid fort)
Electronegativitat 2,58 (escala de Pauling)
Energies d'ionització
(més)
1a: 999,6 kJ·mol−1
2a: 2.252 kJ·mol−1
3a: 3.357 kJ·mol−1
Radi covalent 105±3 pm
Radi de Van der Waals 180 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Ortoròmbica
Sofre té una estructura cristal·lina ortoròmbica
Ordenació magnètica Diamagnètic[1]
Resistivitat elèctrica (20 °C) (amorf)
2×1015 Ω·m
Conductivitat tèrmica (amorf)
0,205 W·m−1·K−1
Mòdul de compressibilitat 7,7 GPa
Duresa de Mohs 2,0
Nombre CAS 7704-34-9
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del sofre
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
32S 95,02% 32S és estable amb 16 neutrons
33S 0,75% 33S és estable amb 17 neutrons
34S 4,21% 34S és estable amb 18 neutrons
35S sin 87,32 d β 0,167 35Cl
36S 0,02% 36S és estable amb 20 neutrons

El sofre és un element químic de nombre atòmic 16 i símbol S i que no és un mineral. És un no metall abundant, insípid, inodor. El sofre es troba principalment en sulfurs (S2-) i sulfats (SO42-) i fins i tot en forma nativa (especialment en regions volcàniques). És un element químic essencial per a tots els organismes i necessari per a molts aminoàcids i per consegüent també per a les proteïnes. S'usa principalment com a fertilitzant però també en la fabricació de pólvora, laxants, llumins i insecticides.

Característiques principals[modifica | modifica el codi]

Es tracta d'un no metall de color groc, bla, fràgil, lleuger, desprén una olor característica d'ou podrit en mesclar-se amb hidrogen i crema amb flama de color blau desprenent diòxid de sofre (SO2). És insoluble en aigua però es dissol en disulfur de carboni (CS2). És multivalent i són comuns els estats d'oxidació -2, +2, +4 i +6.

En tots els estats, sòlid, líquid i gasós presenta forma al·lotròpiques les relacions dels quals no són completament conegudes. Les estructures cristal·lines més comuns són l'octaedre ortoròmbic (sofre α) i el prisma monoclínic (sofre β) sent la temperatura de transició d'una a una altra de 96 °C; en ambdós casos el sofre es troba formant molècules de S8 amb forma d'anell, sent la diferent disposició d'aquestes molècules la que provoca les distintes estructures cristal·lines. A temperatura ambient, la transformació del sofre monoclínic en ortoròmbic, més estable, és molt lenta.

En fondre el sofre s'obté un líquid que flueix amb facilitat format per molècules de S8, però si s'escalfa el color es torna marró quelcom rogenc i s'incrementa la viscositat. Aquest comportament es deu a la ruptura dels anells i la formació de llargues cadenes d'àtoms de sofre que poden aconseguir diversos milers d'àtoms de longitud que s'enreden entre si disminuint la fluïdesa del líquid; el pic màxim de viscositat s'aconsegueix entorn dels 200 °C. Refredant ràpidament este líquid viscós s'obté una massa elàstica, de consistència semblant a la de la goma, denominada «sofre plàstic» (sofre γ) i formada per cadenes que no han tingut temps de reordenar-se per a formar molècules de S8; transcorregut cert temps la massa perd la seua elasticitat cristal·litzant en el sistema ròmbic. Estudis realitzats amb rajos X mostren que aquesta forma amorfa pot estar constituïda per molècules de S8 amb estructura d'hèlice espiral.

En estat vapor també forma molècules de S8, però a 780 °C ja s'aconseguix l'equilibri amb molècules diatòmiques i per damunt d'aproximadament 1800 °C la dissociació és completa i es troben àtoms de sofre.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

El sofre s'usa en multitud de processos industrials com la producció d'àcid sulfúric (H2SO4) per a bateries, la fabricació de pólvora i el vulcanitzat del cautxú. El sofre té usos com fungicida i en la manufactura de fosfats fertilitzants. Els sulfits s'usen per a blanquejar el paper i en llumins. El tiosulfat de sodi (Na2S2O3) o d'amoni ((NH4)2S2O3) s'empren en la indústria fotogràfica com a «fixador» ja que dissol el nitrat de plata (AgNO3); i el sulfat de magnesi (MgSO4, també anomenada sal Epsom) té usos diversos com laxant, exfoliant o suplement nutritiu per a plantes.

Rol biològic[modifica | modifica el codi]

Els aminoàcids cisteïna, metionina homocisteïna i taurina contenen sofre, igual que alguns enzims; això el converteix en un constituent bàsic dels organismes vius, ja que els enllaços disulfur entre polipèptids són de gran importància per a l'estructura i acoblament de les proteïnes. En contenen algunes vitamines, participa en la síntesi del col·lagen, neutralitza els tòxics i ajuda el fetge en la secreció de bilis. Es troba en llegums, cols, espàrrecs, porros, alls, cebes, peix, formatges i rovell d'ou; a diferència del sofre inorgànic, el sofre dels aliments no és tòxic i se n'elimina l'excés amb l'orina; el dèficit retarda el creixement.

Les plantes absorbixen el sofre del sòl en forma d' sulfat (SO42-), en l'anomenat cicle del sofre, i alguns bacteris utilitzen el sulfur d'hidrogen (H2S) de l'aigua com a donant d'electrons, en un procés semblant a una fotosíntesi primitiva.

Història[modifica | modifica el codi]

Sofre cristallitzat

El sofre (del llatí sulphur, -uris) és conegut des de l'antiguitat i ja Homer recomanava, en el segle IX aC, evitar la pestilència del sofre. Aproximadament en el segle XII, els xinesos van inventar la pólvora, mescla explosiva de nitrat de potassi (KNO3), carbó i sofre. Els alquimistes de l'edat mitjana coneixien la possibilitat de combinar el sofre amb el mercuri, però no va ser fins a finals de la dècada de 1770 quan Antoine L. Lavoisier va convéncer a la comunitat científica que el sofre no era un compost si no un element químic.

Abundància i obtenció[modifica | modifica el codi]

Sofre en estat natural

El sofre, element molt abundant en l'escorça terrestre, es troba en grans quantitats combinat en forma de sulfurs (pirita, galena) i de sulfats (algeps). En forma nativa es troba en les proximitats d'aigües termals, zones volcàniques i en menes de cinabri, galena, esfalerita i estibina, i s'extrau per mitjà del procés Frasch consistent a injectar vapor d'aigua sobreescalfat per a fondre el sofre que posteriorment és bombat a l'exterior utilitzant aire comprimit.

També està present, en petites quantitats, en combustibles fòssils (carbó i petroli) la combustió del qual produïx diòxid de sofre que combinat amb aigua produïx la pluja àcida; per a evitar-ho les legislacions dels països industrialitzats exigixen la reducció del contingut de sofre dels combustibles, constituint aquest sofre, posteriorment refinat, un percentatge important del total produït en el món. També s'extrau del gas natural que conté sulfur d'hidrogen que una vegada separat es crema per a obtindre sofre:

2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

El color distintiu de Io, la lluna volcànica de Júpiter es deu a la presència de diferents formes de sofre en estat líquid, sòlid i gasós; el sofre es troba, a més, en diversos tipus de meteorits i es creu que la taca fosca que pot observar-se prop del cràter lunar Aristarc pot ser un dipòsit de sofre.

Compostos[modifica | modifica el codi]

Article principal: Compost organosulfurat

Moltes de les olors desagradables de la matèria orgànica es deuen a compostos que contenen sofre com el sulfur d'hidrogen. Dissolt en aigua és àcid (pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92) i reacciona amb els metalls. Els sulfurs metàl·lics es troben en la naturalesa, sobretot el de ferro (pirita) que pot presentar resistència negativa i la galena, sulfur de plom natural, en el que per primera vegada es va observar l'efecte semiconductor del rectificat.

El nitrur de sofre polímer (SN)x, sintetitzat el 1975 per Alan G. MacDiarmid i Alan J. Heeger, presenta propietats metàl·liques, a pesar d'estar constituït per no metalls, i inusuals propietats elèctriques i òptiques. Aquest treball va servir de base per al posterior desenvolupament, amb Hideki Shirakawa, de plàstics conductors i semiconductors que va motivar la concessió del Nobel de Química, el 2000, als tres investigadors.

Els òxids més importants són el diòxid de sofre (SO2), que en aigua forma una solució d'àcid sulfurós (H2SO3) i el triòxid de sofre (SO3), que en solució forma l'àcid sulfúric, sent els sulfits i els sulfats les sals respectives.

Isòtops[modifica | modifica el codi]

Es coneixen 25 isòtops del sofre, quatre dels quals són estables: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) i S-36 (0,02%). A banda del S-35, format a l'incidir la radiació còsmica sobre l'argó-40 atmosfèric i que té una vida mitjana de 87 dies, els altres isòtops radioactius són de vida curta.

Precaucions[modifica | modifica el codi]

El disulfur de carboni, el sulfur d'hidrogen, i el diòxid de sofre han de manejar-se amb precaució. A més de ser prou tòxic (més que el cianur), el diòxid de sofre reacciona amb l'aigua atmosfèrica per a produir la pluja àcida i en altes concentracions reacciona amb l'aigua en els pulmons formant àcid sulfurós que provoca hemorràgies, omplint els pulmons de sang amb la consegüentment asfíxia. Encara que molt pudent fins i tot en concentracions baixes, quan la concentració s'incrementa el sentit de l'olfacte ràpidament se satura desapareixent l'olor pel que a les víctimes potencials de l'exposició els pot passar desapercebuda la seua presència en l'aire fins que es manifesten els seus efectes, possiblement mortals.

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Handbook of Chemistry and Physics. CRC press, 2000. ISBN 0849304814. 

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Sofre