Azufre para niños
Datos para niños Fósforo ← Azufre → Cloro |
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Tabla completa • Tabla ampliada | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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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 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Dureza Mohs | 2 (Mohs) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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,+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 |
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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 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario. | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
El azufre es un elemento químico con el número atómico 16 y el símbolo S. Es un no metal muy común, conocido por su color amarillo brillante. Este elemento se forma en estrellas masivas cuando el silicio y el helio se unen a temperaturas muy altas. Este proceso se llama nucleosíntesis de supernovas.
El azufre se encuentra en la naturaleza en zonas volcánicas. También se halla en minerales como los sulfuros y sulfatos. Es un elemento químico esencial para la vida, ya que forma parte de los aminoácidos cisteina y metionina. Estos aminoácidos son necesarios para crear las proteínas en todos los seres vivos. El azufre se usa mucho como fertilizante. También se utiliza para fabricar pólvora, fósforos y productos para controlar insectos.
Contenido
- ¿Qué es el Azufre y cuáles son sus características?
- ¿Para qué se utiliza el Azufre?
- Historia del Azufre
- ¿Dónde se encuentra y cómo se obtiene el Azufre?
- Compuestos de Azufre y sus propiedades
- Isótopos del Azufre
- Precauciones al usar Azufre y sus compuestos
- El Azufre en las artes plásticas
- Galería de imágenes
- Véase también
¿Qué es el Azufre y cuáles son sus características?
Este no metal tiene un color que puede ser amarillo intenso, marrón o verde anaranjado. Cuando se quema, produce una llama azul y libera dióxido de azufre. El azufre no se mezcla con agua, pero sí se disuelve en líquidos como el disulfuro de carbono y el benceno. Puede combinarse de varias maneras con otros elementos, mostrando diferentes estados de oxidación.
El azufre puede presentarse en distintas formas (llamadas alótropos) en sus estados sólido, líquido y gaseoso. Las formas sólidas más comunes son el azufre alfa (con forma de octaedro) y el azufre beta (con forma de prisma). Ambas formas están hechas de moléculas de S8 con forma de anillo. La diferencia entre ellas es cómo se organizan estas moléculas. A temperatura ambiente, el azufre beta se convierte lentamente en azufre alfa, que es más estable.
Cuando el azufre se funde, se convierte en un líquido fácil de mover, también con moléculas de S8. Si se sigue calentando, el líquido se vuelve marrón rojizo y más espeso. Esto ocurre porque los anillos de S8 se rompen y forman cadenas largas de átomos de azufre. Estas cadenas pueden tener miles de átomos y se enredan, haciendo que el líquido sea menos fluido. Si este líquido espeso se enfría rápidamente, se obtiene una masa elástica, parecida a la goma, llamada "azufre plástico". Con el tiempo, esta masa pierde su elasticidad y se vuelve a cristalizar.
En estado de vapor, el azufre también forma moléculas de S8. Pero a temperaturas muy altas, como 780 °C, estas moléculas se dividen en pares de átomos. Por encima de 1800 °C, se separan completamente en átomos individuales de azufre.
Además de en trozos o barras, el azufre se vende como un polvo muy fino llamado "Flor de azufre". Este polvo se obtiene al hacer que el azufre se precipite en un líquido o al enfriar su vapor sobre una superficie fría.
¿Para qué se utiliza el Azufre?
El azufre se usa en muchas industrias. Por ejemplo, es clave para producir ácido sulfúrico, que se usa en baterías. También se emplea en la fabricación de pólvora y para el vulcanizado del caucho, un proceso que hace el caucho más resistente.
Los sulfitos, que contienen azufre, se usan para blanquear el papel y en los fósforos. El tiosulfato de sodio o amonio se utiliza en la industria fotográfica como "fijador". El sulfato de magnesio (conocido como sal de Epsom) tiene varios usos, como exfoliante o como nutriente para plantas.
En la industria de bebidas, el azufre se usa como un producto que ayuda a prevenir el crecimiento de microorganismos. Uno de sus usos principales es como anhídrido sulfuroso en vinos.
El azufre también es un fungicida (para combatir hongos) y se usa en la fabricación de fosfatos, que son fertilizantes comunes.
Historia del Azufre
El azufre, cuyo nombre viene del latín sulphur, se conoce desde la Antigüedad. Los egipcios lo usaban para purificar sus templos.
En textos antiguos, como el Génesis, se menciona el azufre en relatos de eventos naturales. El poeta griego Homero, en el siglo IX a. C., recomendaba quemar azufre para limpiar el aire de malos olores.
Durante la Edad Media, el azufre se asociaba con los olores que salían de los volcanes.
¿Dónde se encuentra y cómo se obtiene el Azufre?
El azufre es muy abundante en la corteza terrestre. Se encuentra en grandes cantidades combinado en minerales como los sulfuros (por ejemplo, pirita y galena) y los sulfatos (como el yeso).
En su forma pura, se halla cerca de aguas termales, en zonas volcánicas y en minas de otros minerales. En lugares como Luisiana (Estados Unidos), se extrae usando el proceso Frasch. Este método consiste en inyectar vapor de agua muy caliente para derretir el azufre bajo tierra, que luego se bombea hacia la superficie con aire comprimido. Antes, también se obtenía de depósitos de azufre puro mezclado con cenizas volcánicas, como en Italia y Argentina.
El azufre también está presente en pequeñas cantidades en combustibles fósiles como el carbón y el petróleo. Cuando estos combustibles se queman, producen dióxido de azufre, que al combinarse con el agua en la atmósfera, causa la lluvia ácida. Para evitar esto, las leyes en muchos países exigen que se reduzca el contenido de azufre en los combustibles. Este azufre recuperado es una parte importante de la producción mundial. También se extrae del gas natural que contiene sulfuro de hidrógeno, el cual se quema para obtener azufre.
- 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O
El color especial de Ío, una luna volcánica de Júpiter, se debe a las diferentes formas de azufre que hay allí (líquido, sólido y gaseoso). El azufre también se ha encontrado en varios tipos de meteoritos. Se cree que una mancha oscura cerca del cráter lunar Aristarco podría ser un depósito de azufre.
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Fuente: USGS.
Compuestos de Azufre y sus propiedades
El azufre puede formar muchos tipos de compuestos debido a sus diferentes estados de oxidación. La tabla muestra algunos ejemplos de familias de compuestos de azufre, según su estado de oxidación.
El olfato humano es muy sensible a los compuestos de azufre, que suelen tener olores desagradables. Por eso, podemos detectarlos incluso en cantidades muy pequeñas. Por ejemplo, los olores que se producen cuando la materia orgánica se descompone vienen de compuestos de azufre.
El azufre disuelto en agua es ácido y reacciona con los metales. Los sulfuros metálicos se encuentran en la naturaleza, como el de hierro (pirita) y el sulfuro de plomo (galena), que es un semiconductor natural.
Un material interesante es el nitruro de azufre polímero (SN)x, creado en 1975 por Alan G. MacDiarmid y Alan J. Heeger. Aunque está hecho de no metales, tiene propiedades metálicas y características eléctricas y ópticas especiales. Este descubrimiento fue importante para el desarrollo de plásticos que conducen electricidad, lo que llevó a que estos investigadores, junto con Hideki Shirakawa, ganaran el Premio Nobel de Química en el año 2000.
Los óxidos de azufre más importantes son el dióxido de azufre, SO2 (que se forma al quemar azufre), y el trióxido de azufre, SO3. Cuando el dióxido de azufre se mezcla con agua, forma ácido sulfuroso. El trióxido de azufre, al mezclarse con agua, forma ácido sulfúrico. Las sales de estos ácidos son los sulfitos y sulfatos, respectivamente.
Estado de oxidación del azufre |
Ejemplo/Familia de compuestos |
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Ácido sulfhídrico (H2S), ion sulfuro de hidrógeno (HS-), ion sulfuro (S2-) |
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Disulfano(H2S2), disulfuro(S2-2), polisulfuros (-S-Sn-S-), tiosulfato (S2O3-2) |
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Azufre elemental (Sn), polisulfanos orgánicos (R-Sn-R), politionatos (-O3S-Sn-SO3-) |
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Diclorurodisulfano (Cl-S-S-Cl) |
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Dicloruro de azufre(SCl2), sulfoxilato (SO2-2) |
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Ditionito (S2O4-2) |
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Dióxido de azufre (SO2), sulfito (SO3-2), bisulfito (HSO3-) |
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Ditionato (S2O6-2), sulfonato (RSO3-) |
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Trióxido de azufre (SO3), sulfato (SO4-2), peroxosulfato (SO5-2) |
Isótopos del Azufre
Se conocen 25 isótopos del azufre. Cuatro de ellos son estables: S-32 (95,02 %), S-33 (0,75 %), S-34 (4,21 %) y S-36 (0,025 %). El isótopo S-35 se forma cuando la radiación cósmica interactúa con el argón-40 en la atmósfera. Este isótopo tiene una vida media de 87 días. Los demás isótopos radiactivos tienen una vida muy corta.
Precauciones al usar Azufre y sus compuestos
Es importante manejar con cuidado el disulfuro de carbono, el ácido sulfhídrico y el dióxido de azufre.
El ácido sulfhídrico y algunos de sus derivados, como los mercaptanos, son muy potentes y pueden ser perjudiciales si no se manejan correctamente. Aunque tienen un olor muy fuerte que sirve de advertencia, el sentido del olfato puede acostumbrarse o dejar de detectarlo si la concentración es alta. Por eso, es crucial ser muy cuidadoso.
Los sulfuros, que son sales del ácido sulfhídrico, también deben manejarse con gran precaución. Hay que evitar que entren en contacto con ácidos, ya que esto podría liberar el ácido sulfhídrico, que es peligroso.
El dióxido de azufre, al reaccionar con el agua en el aire, contribuye a la lluvia ácida. Este gas puede irritar las mucosas y los ojos, y causar tos si se inhala.
Los vapores del ácido sulfúrico pueden ser muy dañinos para los pulmones.
El Azufre en las artes plásticas
En la orfebrería, el azufre se usa mucho para oscurecer la plata, creando una capa de color negro llamada pátina.
Una forma de hacerlo es mezclar azufre en polvo con una sustancia grasa, como vaselina o aceite. Esta mezcla se aplica sobre la pieza de plata. Luego, se calienta el metal y la mezcla con un soplete hasta que la plata se vuelve negruzca. Después, se lava con agua y jabón neutro. Este efecto de oscurecimiento es duradero.
También se puede oscurecer la plata usando sulfato de potasio y agua.
Galería de imágenes
Véase también
En inglés: Sulfur Facts for Kids