Enxofre -Sulfur

Enxofre,  16 S
Enxofre - Mina El Desierto, San Pablo de Napa, Província de Daniel Campos, Potosí, Bolívia.jpg
Enxofre
nome alternativo enxofre (ortografia britânica)
Alótropos ver Alótropos de enxofre
Aparência microcristais sinterizados amarelo limão
Peso atômico padrão A r °(S)
Enxofre na tabela periódica
hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argônio
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio Cromo Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo Krypton
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio índio Lata Antimônio Telúrio Iodo xenônio
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio Neodímio Promécio Samário Európio gadolínio Térbio disprósio hólmio érbio Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio irídio Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Liderar Bismuto Polônio Astato Radônio
frâncio Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício cúrio berquélio Californium Einsteinium férmio mendelévio Nobelium laurêncio Rutherfórdio Dúbnio Seaborgio Bohrium Hássio Meitnério Darmstadtium Roentgenium Copérnico Nihonium Fleróvio Moscovium fígado Tennessee Oganesson
O

S

Se
fósforoenxofrecloro
Número atômico ( Z ) 16
Grupo grupo 16 (calcógenos)
Período período 3
Bloquear   bloco p
configuração eletrônica [ Ne ] 3s 2 3p 4
Elétrons por camada 2, 8, 6
Propriedades físicas
Fase em  STP sólido
Ponto de fusão 388,36  K ​(115,21 °C, ​239,38 °F)
Ponto de ebulição 717,8 K ​(444,6 °C, ​832,3 °F)
Densidade (perto de  rt ) alfa: 2,07 g/cm 3
beta: 1,96 g/cm 3
gama: 1,92 g/cm 3
quando líquido (em  mp ) 1,819 g/cm 3
Ponto crítico 1314 K, 20,7 MPa
Calor de fusão mono: 1,727  kJ/mol
Calor da vaporização mono: 45 kJ/mol
Capacidade térmica molar 22,75 J/(mol·K)
Pressão de vapor
P  (Pa) 1 10 100 1k 10k 100 mil
em  T  (K) 375 408 449 508 591 717
Propriedades atômicas
Estados de oxidação −2 , −1, 0 , +1 , +2 , +3, +4 , +5, +6 (um óxido fortemente ácido )
Eletro-negatividade Escala de Pauling: 2,58
energias de ionização
raio covalente 105±  15h
raio de Van der Waals 180h
Linhas coloridas em uma faixa espectral
Linhas espectrais de enxofre
Outras propriedades
ocorrência natural primordial
Estrutura de cristal ortorrômbica
Estrutura cristalina ortorrômbica para enxofre
Condutividade térmica 0,205 W/(m⋅K) (amorfo)
Resistividade elétrica 2×10 15   Ω⋅m (a 20 °C) (amorfo)
Ordenação magnética diamagnético
Suscetibilidade magnética molar (α)−15,5 × 10 −6  cm 3 /mol (298 K)
módulo de massa 7,7 GPa
dureza de Mohs 2.0
Número CAS 7704-34-9
História
Descoberta antes de 2000 aC
Reconhecido como um elemento por Antoine Lavoisier (1777)
isótopos de enxofre
Principais isótopos Decair
abundância meia-vida ( t 1/2 ) modo produtos
32S _ 94,85% estábulo
33S _ 0,76% estábulo
34S _ 4,37% estábulo
35 S vestígio 87,37 dias β- _ 35 Cl
36S _ 0,02% estábulo
As abundâncias de 34 S variam muito (entre 3,96 e 4,77 por cento) em amostras naturais.
 Categoria: Enxofre
| referências

Enxofre (ou enxofre em inglês britânico ) é um elemento químico de símbolo S e número atômico 16. É abundante , multivalente e não metálico . Em condições normais , os átomos de enxofre formam moléculas octatômicas cíclicas com uma fórmula química S 8 . O enxofre elementar é um sólido cristalino amarelo brilhante à temperatura ambiente .

O enxofre é o décimo elemento mais abundante em massa no universo e o quinto mais abundante na Terra. Embora às vezes encontrado na forma pura e nativa , o enxofre na Terra geralmente ocorre como minerais de sulfeto e sulfato . Sendo abundante na forma nativa, o enxofre era conhecido nos tempos antigos, sendo mencionado por seus usos na Índia antiga , Grécia antiga , China e Egito antigo . Historicamente e na literatura, o enxofre também é chamado de enxofre , que significa "pedra ardente". Hoje, quase todo o enxofre elementar é produzido como um subproduto da remoção de contaminantes contendo enxofre do gás natural e do petróleo . O maior uso comercial do elemento é a produção de ácido sulfúrico para fertilizantes à base de sulfato e fosfato e outros processos químicos. O enxofre é usado em fósforos , inseticidas e fungicidas . Muitos compostos de enxofre são odoríferos, e os cheiros de gás natural odorizado, cheiro de gambá, toranja e alho são devidos a compostos organossulfurados . O sulfeto de hidrogênio dá o odor característico a ovos podres e outros processos biológicos.

O enxofre é um elemento essencial para toda a vida, mas quase sempre na forma de compostos organossulfurados ou sulfetos metálicos. Aminoácidos (dois proteinogênicos : cisteína e metionina , e muitos outros não codificados : cistina , taurina , etc.) e duas vitaminas ( biotina e tiamina ) são compostos organossulfurados cruciais para a vida. Muitos cofatores também contêm enxofre, incluindo glutationa e proteínas ferro-enxofre . Dissulfetos , ligações S-S, conferem resistência mecânica e insolubilidade da (entre outras) proteína queratina , encontrada na pele externa, cabelo e penas. O enxofre é um dos principais elementos químicos necessários para o funcionamento bioquímico e é um macronutriente elementar para todos os organismos vivos.

Características

Como um sólido, o enxofre é um amarelo limão característico; quando queimado, o enxofre se funde em um líquido vermelho-sangue e emite uma chama azul.

Propriedades físicas

O enxofre forma várias moléculas poliatômicas. O alótropo mais conhecido é octasulfur , ciclo-S 8 . O grupo pontual do ciclo-S 8 é D 4d e seu momento de dipolo é 0 D. O octasulfur é um sólido macio, amarelo brilhante e inodoro, mas as amostras impuras têm um odor semelhante ao dos fósforos . Ele derrete a 115,21 ° C (239,38 ° F), ferve a 444,6 ° C (832,3 ° F) e sublima mais ou menos entre 20 ° C (68 ° F) e 50 ° C (122 ° F). A 95,2 ° C (203,4 ° F), abaixo de sua temperatura de fusão, ciclo-octassulfur muda de α-octassulfur para o β- polimorfo . A estrutura do anel S 8 é virtualmente inalterada por esta mudança de fase, que afeta as interações intermoleculares. Entre suas temperaturas de fusão e ebulição, o octassulfur muda seu alótropo novamente, passando de β-octassulfur para γ-enxofre, novamente acompanhado por uma densidade mais baixa, mas maior viscosidade devido à formação de polímeros . Em temperaturas mais altas, a viscosidade diminui à medida que ocorre a despolimerização. O enxofre fundido assume uma cor vermelha escura acima de 200 °C (392 °F). A densidade do enxofre é de cerca de 2 g/cm 3 , dependendo do alótropo; todos os alótropos estáveis ​​são excelentes isolantes elétricos.

O enxofre é insolúvel em água, mas solúvel em dissulfeto de carbono e, em menor grau, em outros solventes orgânicos apolares , como benzeno e tolueno .

Propriedades quimicas

Em condições normais, o enxofre hidrolisa muito lentamente para formar principalmente sulfeto de hidrogênio e ácido sulfúrico :

12 S
8
+ 4H
2
O
3H
2
S
+ H
2
ENTÃO
4

A reação envolve adsorção de prótons em S
8
aglomerados, seguido de desproporcionamento nos produtos da reação.

A segunda, quarta e sexta energias de ionização do enxofre são 2252 kJ/mol −1 , 4556 kJ/mol −1 e 8495,8 kJ/mol −1 , respectivamente. A composição dos produtos das reações do enxofre com oxidantes (e seu estado de oxidação) depende se a liberação de uma energia de reação supera esses limites. A aplicação de catalisadores e/ou fornecimento de energia externa pode variar o estado de oxidação do enxofre e a composição dos produtos da reação. Enquanto a reação entre enxofre e oxigênio em condições normais produz dióxido de enxofre (estado de oxidação +4), a formação de trióxido de enxofre (estado de oxidação +6) requer temperatura de 400 a 600 °C e a presença de um catalisador.

Em reações com elementos de menor eletronegatividade , reage como oxidante e forma sulfetos, onde tem estado de oxidação –2.

O enxofre reage com quase todos os outros elementos, com exceção dos gases nobres, mesmo com o metal notoriamente não reativo irídio (produzindo dissulfeto de irídio ). Algumas dessas reações precisam de temperaturas elevadas.

Alótropos

A estrutura da molécula ciclooctassulfurada, S 8

O enxofre forma mais de 30 alótropos sólidos , mais do que qualquer outro elemento. Além de S 8 , vários outros anéis são conhecidos. A remoção de um átomo da coroa dá S 7 , que é mais amarelo profundo do que o S 8 . A análise HPLC de "enxofre elementar" revela uma mistura de equilíbrio principalmente de S 8 , mas com S 7 e pequenas quantidades de S 6 . Anéis maiores foram preparados, incluindo S 12 e S 18 .

O enxofre amorfo ou "plástico" é produzido pelo resfriamento rápido do enxofre fundido - por exemplo, despejando-o em água fria. Estudos de cristalografia de raios X mostram que a forma amorfa pode ter uma estrutura helicoidal com oito átomos por volta. As longas moléculas poliméricas enroladas tornam a substância marrom elástica e, em massa, essa forma dá a sensação de borracha bruta. Esta forma é metaestável à temperatura ambiente e gradualmente reverte para alótropo molecular cristalino, que não é mais elástico. Esse processo ocorre em questão de horas a dias, mas pode ser catalisado rapidamente.

isótopos

O enxofre possui 23 isótopos conhecidos , quatro dos quais são estáveis: 32 S (94,99% ± 0,26% ), 33 S (0,75% ± 0,02% ), 34 S (4,25% ± 0,24% ) e 36 S (0,01% ± 0,01% ). Com exceção do 35 S, com meia-vida de 87 dias, os isótopos radioativos do enxofre têm meia-vida inferior a 3 horas.

A preponderância do enxofre-32 é explicada por sua produção no chamado processo alfa (uma das principais classes de reações de fusão nuclear) em estrelas explosivas. Outros isótopos de enxofre estáveis ​​são produzidos nos processos de bypass relacionados com o argônio-34, e sua composição depende de um tipo de explosão estelar. Por exemplo, há mais enxofre-33 vindo de novas do que de supernovas.

No planeta Terra, a composição isotópica do enxofre foi determinada pelo Sol. Embora se suponha que a distribuição de diferentes isótopos de enxofre deva ser mais ou menos igual, descobriu-se que as proporções dos dois isótopos de enxofre mais abundantes, enxofre-32 e enxofre-34, variam em diferentes amostras. A determinação da razão destes isótopos (δ34S) nas amostras permite fazer sugestões sobre a sua história química e, com o apoio de outros métodos, permite datar as amostras, estimar a temperatura de equilíbrio entre o minério e a água, determinar o pH e a fugacidade do oxigénio , identificar a atividade de bactérias redutoras de sulfato no momento da formação da amostra, ou sugerir as principais fontes de enxofre nos ecossistemas. No entanto, as discussões sobre qual é o real motivo dos deslocamentos δ34S, atividade biológica ou alteração pós-deposição, continuam.

Por exemplo, quando minerais de sulfeto são precipitados, o equilíbrio isotópico entre sólidos e líquidos pode causar pequenas diferenças nos valores de δ 34 S de minerais co-genéticos. As diferenças entre os minerais podem ser usadas para estimar a temperatura de equilíbrio. O δ 13 C e δ 34 S de carbonatos e sulfetos coexistentes podem ser usados ​​para determinar o pH e a fugacidade de oxigênio do fluido contendo minério durante a formação do minério.

Na maioria dos ecossistemas florestais , o sulfato é derivado principalmente da atmosfera; intemperismo de minerais de minério e evaporitos contribuem com algum enxofre. Enxofre com uma composição isotópica distinta tem sido usado para identificar fontes de poluição, e enxofre enriquecido tem sido adicionado como traçador em estudos hidrológicos . Diferenças nas abundâncias naturais podem ser usadas em sistemas onde há variação suficiente nos 34 S dos componentes do ecossistema. Descobriu-se que os lagos das Montanhas Rochosas que se acredita serem dominados por fontes atmosféricas de sulfato têm valores 34 S característicos de lagos que se acredita serem dominados por fontes de sulfato nas bacias hidrográficas.

O enxofre-35 radioativo é formado na espalação de raios cósmicos do 40 Ar atmosférico . Este fato pode ser usado para provar a presença de sedimentos atmosféricos recentes (não mais de 1 ano) em várias coisas. Este isótopo pode ser obtido artificialmente de diferentes maneiras. Na prática, é utilizada uma reação 35 Cl + n → 35 S + p, que ocorre na irradiação de cloreto de potássio por nêutrons. O isótopo enxofre-35 é usado em vários compostos contendo enxofre como um marcador radioativo para muitos estudos biológicos, por exemplo, foi usado no experimento Hershey-Chase .

Trabalhar com os compostos contendo este isótopo é relativamente seguro, sob condição de não cair esses compostos dentro de um organismo de um experimentador.

ocorrência natural

Tanque de enxofre do qual os vagões são carregados, Freeport Sulphur Co., Hoskins Mound, Texas (1943)
A maioria dos tons de amarelo e laranja de Io são devidos ao enxofre elementar e compostos de enxofre depositados por vulcões ativos .
Extração de enxofre, East Java
Um homem carregando blocos de enxofre de Kawah Ijen , um vulcão em East Java, Indonésia, 2009

32 S é criado dentro de estrelas massivas, a uma profundidade onde a temperatura excede 2,5×10 9  K, pela fusão de um núcleo de silício mais um núcleo de hélio. Como essa reação nuclear faz parte do processo alfa que produz elementos em abundância, o enxofre é o 10º elemento mais comum no universo.

Enxofre, geralmente como sulfeto, está presente em muitos tipos de meteoritos . Os condritos comuns contêm em média 2,1% de enxofre e os condritos carbonáceos podem conter até 6,6%. Está normalmente presente na forma de troilita (FeS), mas há exceções, com condritos carbonáceos contendo enxofre livre, sulfatos e outros compostos sulfurados. As cores distintas da lua vulcânica de Júpiter , Io , são atribuídas a várias formas de enxofre fundido, sólido e gasoso.

É o quinto elemento mais comum em massa na Terra. Enxofre elementar pode ser encontrado perto de fontes termais e regiões vulcânicas em muitas partes do mundo, especialmente ao longo do Círculo de Fogo do Pacífico ; tais depósitos vulcânicos são atualmente extraídos na Indonésia, Chile e Japão. Esses depósitos são policristalinos, com o maior monocristal documentado medindo 22 × 16 × 11 cm. Historicamente, a Sicília foi uma importante fonte de enxofre na Revolução Industrial . Lagos de enxofre fundido de até 200 m de diâmetro foram encontrados no fundo do mar, associados a vulcões submarinos , em profundidades onde o ponto de ebulição da água é maior que o ponto de fusão do enxofre.

O enxofre nativo é sintetizado por bactérias anaeróbias que atuam em minerais de sulfato , como gesso em cúpulas de sal . Depósitos significativos em cúpulas de sal ocorrem ao longo da costa do Golfo do México e em evaporitos na Europa Oriental e na Ásia Ocidental. O enxofre nativo pode ser produzido apenas por processos geológicos. Depósitos de enxofre de base fóssil de cúpulas de sal já foram a base para a produção comercial nos Estados Unidos, Rússia, Turquemenistão e Ucrânia. Atualmente, a produção comercial ainda é realizada na mina de Osiek , na Polônia. Tais fontes são agora de importância comercial secundária, e a maioria não é mais explorada.

Compostos de enxofre comuns que ocorrem naturalmente incluem os minerais de sulfeto , como pirita (sulfeto de ferro), cinábrio (sulfeto de mercúrio), galena (sulfeto de chumbo), esfalerita (sulfeto de zinco) e estibina (sulfeto de antimônio); e os minerais de sulfato , como gesso (sulfato de cálcio), alunita (sulfato de alumínio e potássio) e barita (sulfato de bário). Na Terra, assim como na lua de Júpiter, Io, o enxofre elementar ocorre naturalmente em emissões vulcânicas, incluindo emissões de fontes hidrotermais .

A principal fonte industrial de enxofre é agora o petróleo e o gás natural .

Compostos

Os estados de oxidação comuns do enxofre variam de -2 a +6. O enxofre forma compostos estáveis ​​com todos os elementos, exceto os gases nobres .

Reações de transferência de elétrons

O lápis-lazúli deve sua cor azul a um ânion do radical trissulfurado ( S
3
)

Policátions de enxofre, S 8 2+ , S 4 2+ e S 16 2+ são produzidos quando o enxofre reage com agentes oxidantes em uma solução fortemente ácida. As soluções coloridas produzidas pela dissolução de enxofre em oleum foram relatadas pela primeira vez em 1804 por CF Bucholz, mas a causa da cor e da estrutura dos policátions envolvidos só foi determinada no final da década de 1960. S 8 2+ é azul profundo, S 4 2+ é amarelo e S 16 2+ é vermelho.

A redução do enxofre dá vários polissulfetos com a fórmula S x 2- , muitos dos quais foram obtidos na forma cristalina. Ilustrativa é a produção de tetrassulfeto de sódio:

4 Na + S 8 → 2 Na 2 S 4

Alguns desses diânions se dissociam para dar ânions radicais , como o S 3 dá a cor azul da rocha lápis-lazúli .

Duas cadeias de enxofre paralelas crescidas dentro de um nanotubo de carbono de parede única (CNT, a). Cadeias S em zigue-zague (b) e retas (c) dentro de NTCs de parede dupla

Essa reação destaca uma propriedade distintiva do enxofre: sua capacidade de catenar (ligar-se a si mesmo pela formação de cadeias). A protonação desses ânions de polissulfeto produz os polissulfanos , H 2 S x onde x= 2, 3 e 4. Em última análise, a redução do enxofre produz sais de sulfeto:

16 Na + S 8 → 8 Na 2 S

A interconversão dessas espécies é explorada na bateria de sódio-enxofre .

Hidrogenação

O tratamento do enxofre com hidrogênio dá sulfeto de hidrogênio . Quando dissolvido em água, o sulfeto de hidrogênio é levemente ácido:

H 2 S ⇌ HS + H +

O gás sulfeto de hidrogênio e o ânion hidrossulfeto são extremamente tóxicos para os mamíferos, devido à inibição da capacidade de transporte de oxigênio da hemoglobina e de certos citocromos de maneira análoga ao cianeto e à azida (veja abaixo, nas precauções ).

Combustão

Os dois principais óxidos de enxofre são obtidos pela queima de enxofre:

S + O 2 → SO 2 ( dióxido de enxofre )
2 SO 2 + O 2 → 2 SO 3 ( trióxido de enxofre )

Muitos outros óxidos de enxofre são observados, incluindo os óxidos ricos em enxofre , incluindo monóxido de enxofre, monóxido de dissulfureto, dióxidos de dissulfureto e óxidos superiores contendo grupos peroxo.

Halogenação

O enxofre reage com o flúor para dar o tetrafluoreto de enxofre altamente reativo e o hexafluoreto de enxofre altamente inerte . Enquanto o flúor dá os compostos S(IV) e S(VI), o cloro dá os derivados S(II) e S(I). Assim, o dicloreto de enxofre , o dicloreto de dissulfureto e os clorossulfanos superiores surgem da cloração do enxofre. Cloreto de enxofre e ácido clorossulfúrico são derivados do ácido sulfúrico; cloreto de tionila (SOCl 2 ) é um reagente comum em síntese orgânica .

Pseudohalogenetos

Enxofre oxida cianeto e sulfito para dar tiocianato e tiossulfato , respectivamente.

Sulfetos de metal

O enxofre reage com muitos metais. Metais eletropositivos fornecem sais de polissulfeto. Cobre, zinco e prata são atacados por enxofre, veja manchas . Embora muitos sulfetos metálicos sejam conhecidos, a maioria é preparada por reações de alta temperatura dos elementos.

Compostos orgânicos

Algumas das principais classes de compostos orgânicos contendo enxofre incluem o seguinte:

Compostos com ligações múltiplas carbono-enxofre são incomuns, sendo uma exceção o dissulfeto de carbono , um líquido volátil incolor que é estruturalmente semelhante ao dióxido de carbono. É usado como reagente para fazer o polímero rayon e muitos compostos organossulfurados. Ao contrário do monóxido de carbono , o monossulfeto de carbono é estável apenas como um gás extremamente diluído, encontrado entre os sistemas solares.

Os compostos organossulfurados são responsáveis ​​por alguns dos odores desagradáveis ​​da matéria orgânica em decomposição. Eles são amplamente conhecidos como o odorante do gás natural doméstico, odor de alho e spray de gambá. Nem todos os compostos orgânicos de enxofre têm cheiro desagradável em todas as concentrações: o monoterpenóide contendo enxofre ( grapefruit mercaptan ) em pequenas concentrações é o cheiro característico da toranja, mas tem um odor de tiol genérico em concentrações maiores. A mostarda de enxofre , um potente vesicante , foi usada na Primeira Guerra Mundial como agente incapacitante.

As ligações enxofre-enxofre são um componente estrutural usado para endurecer a borracha, semelhante às pontes dissulfeto que enrijecem as proteínas (ver biológico abaixo). No tipo mais comum de "cura" industrial ou endurecimento e fortalecimento da borracha natural , o enxofre elementar é aquecido com a borracha a ponto de as reações químicas formarem pontes dissulfeto entre as unidades de isopreno do polímero. Esse processo, patenteado em 1843, tornou a borracha um importante produto industrial, principalmente em pneus de automóveis. Por causa do calor e do enxofre, o processo recebeu o nome de vulcanização , em homenagem ao deus romano da forja e do vulcanismo .

História

Antiguidade

Recipiente farmacêutico para enxofre da primeira metade do século XX. Da coleção Museo del Objeto del Objeto

Sendo abundantemente disponível na forma nativa, o enxofre era conhecido nos tempos antigos e é mencionado na Torá ( Gênesis ). As traduções inglesas da Bíblia cristã comumente se referem ao enxofre ardente como "enxofre", dando origem ao termo sermões de " fogo e enxofre " , nos quais os ouvintes são lembrados do destino da condenação eterna que aguarda os incrédulos e impenitentes. É a partir desta parte da Bíblia que o Inferno está implícito como "cheiro de enxofre" (provavelmente devido à sua associação com a atividade vulcânica). De acordo com o Ebers Papyrus , uma pomada de enxofre foi usada no antigo Egito para tratar as pálpebras granulares. O enxofre era usado para fumigação na Grécia pré-clássica ; isso é mencionado na Odisséia . Plínio, o Velho, discute o enxofre no livro 35 de sua História Natural , dizendo que sua fonte mais conhecida é a ilha de Melos . Ele menciona seu uso para fumigação, remédios e pano de branqueamento.

Uma forma natural de enxofre conhecida como shiliuhuang (石硫黄) era conhecida na China desde o século 6 aC e encontrada em Hanzhong . No século III, os chineses descobriram que o enxofre poderia ser extraído da pirita . Os taoístas chineses estavam interessados ​​na inflamabilidade do enxofre e sua reatividade com certos metais, mas seus primeiros usos práticos foram encontrados na medicina tradicional chinesa . Um tratado militar da dinastia Song de 1044 AD descreveu várias fórmulas para a pólvora negra chinesa , que é uma mistura de nitrato de potássio ( KNO
3
), carvão e enxofre. Continua sendo um ingrediente da pólvora negra .

Enxofre
Enxofre
Sinais alquímicos para enxofre, ou elementos combustíveis , e enxofre, um nome antigo/arcaico para enxofre.

Alquimistas indianos, praticantes da "ciência dos produtos químicos" ( sânscrito : रसशास्त्र , romanizadorasaśāstra ), escreveram extensivamente sobre o uso de enxofre em operações alquímicas com mercúrio, a partir do século VIII dC em diante. Na tradição rasaśāstra , o enxofre é chamado de "o fedorento" ( गन्धक , gandhaka ).

Os primeiros alquimistas europeus deram ao enxofre um símbolo alquímico único , um triângulo no topo de uma cruz (🜍). (Isso às vezes é confundido com o símbolo astronômico da lança cruzada ⚴ para 2 Pallas .) A variação conhecida como enxofre tem um símbolo que combina uma cruz de duas barras no topo de uma lemniscata (🜏). No tratamento tradicional da pele, o enxofre elementar era usado (principalmente em cremes) para aliviar condições como sarna , micose , psoríase , eczema e acne . O mecanismo de ação é desconhecido - embora o enxofre elementar se oxide lentamente em ácido sulfuroso, que é (através da ação do sulfito ) um agente redutor e antibacteriano suave.

Tempos modernos

Acima: Forno siciliano usado para obter enxofre de rocha vulcânica (diagrama de um livro de química de 1906)

Direita: Hoje sabe-se que o enxofre tem atividade antifúngica, antibacteriana e queratolítica ; no passado era usado contra acne vulgar, rosácea, dermatite seborreica, caspa, pitiríase versicolor, sarna e verrugas. Este anúncio de 1881 afirma infundadamente eficácia contra reumatismo, gota, calvície e cabelos grisalhos.

O enxofre aparece em uma coluna de álcali fixo (não ácido) em uma tabela química de 1718. Antoine Lavoisier usou o enxofre em experimentos de combustão, escrevendo alguns deles em 1777.

Os depósitos de enxofre na Sicília foram a fonte dominante por mais de um século. No final do século 18, cerca de 2.000 toneladas por ano de enxofre foram importadas para Marselha , na França, para a produção de ácido sulfúrico para uso no processo Leblanc . Na industrialização da Grã-Bretanha, com a revogação das tarifas sobre o sal em 1824, a demanda por enxofre da Sicília disparou. O crescente controle britânico e a exploração da mineração, refino e transporte do enxofre, juntamente com o fracasso dessa exportação lucrativa em transformar a economia atrasada e empobrecida da Sicília, levaram à Crise do Enxofre de 1840, quando o rei Fernando II concedeu o monopólio da a indústria de enxofre para uma empresa francesa, violando um acordo comercial anterior de 1816 com a Grã-Bretanha. Uma solução pacífica acabou sendo negociada pela França.

Em 1867, o enxofre elementar foi descoberto em depósitos subterrâneos na Louisiana e no Texas . O altamente bem-sucedido processo Frasch foi desenvolvido para extrair esse recurso.

No final do século 18, os fabricantes de móveis usavam enxofre fundido para produzir incrustações decorativas . Às vezes, o enxofre fundido ainda é usado para fixar parafusos de aço em furos de concreto perfurados onde se deseja alta resistência ao choque para pontos de fixação de equipamentos montados no chão. Enxofre puro em pó era usado como tônico medicinal e laxante.

Com o advento do processo de contato , a maior parte do enxofre hoje é usada para produzir ácido sulfúrico para uma ampla gama de usos, principalmente fertilizantes.

Nos últimos tempos, a principal fonte de enxofre passou a ser o petróleo e o gás natural . Isso se deve à necessidade de remover o enxofre dos combustíveis para evitar a chuva ácida e resultou em um excesso de enxofre.

Ortografia e etimologia

O enxofre é derivado da palavra latina sulpur , que foi helenizada para enxofre na crença errônea de que a palavra latina veio do grego. Esta grafia foi posteriormente reinterpretada como representando um som /f/ e resultou na grafia sulfur , que aparece em latim no final do período clássico . A verdadeira palavra grega antiga para enxofre, θεῖον , theîon (do antigo θέειον , théeion ), é a fonte do prefixo químico internacional thio- . A palavra grega padrão moderna para enxofre é θείο, theío .

No anglo-francês do século XII , era enxofre . No século 14, o latim helenizado erroneamente -ph- foi restaurado no sulphre do inglês médio . Por volta do século 15, as variantes de ortografia latina completa sulfur e sulfur tornaram-se comuns em inglês. As grafias paralelas f~ph continuaram na Grã-Bretanha até o século 19, quando a palavra foi padronizada como enxofre . Por outro lado, o enxofre foi a forma escolhida nos Estados Unidos, enquanto o Canadá usa as duas.

A IUPAC adotou a grafia sulfur em 1990 ou 1971, dependendo da fonte citada, assim como o Comitê de Nomenclatura da Royal Society of Chemistry em 1992, restaurando a grafia sulfur na Grã-Bretanha. Os Dicionários Oxford observam que "em química e outros usos técnicos... a ortografia -f- é agora a forma padrão para esta e outras palavras relacionadas nos contextos britânico e americano, e é cada vez mais usada também em contextos gerais."

Produção

Mineração tradicional de enxofre no vulcão Ijen , East Java, Indonésia. Esta imagem mostra as condições perigosas e difíceis que os mineiros enfrentam, incluindo fumaça tóxica e quedas altas, bem como a falta de equipamentos de proteção. Os tubos sobre os quais eles estão posicionados são para condensar vapores de enxofre.

O enxofre pode ser encontrado por si só e historicamente era geralmente obtido desta forma; a pirita também tem sido uma fonte de enxofre. Em regiões vulcânicas da Sicília , em tempos antigos, foi encontrado na superfície da Terra, e o " processo siciliano " foi usado: depósitos de enxofre foram empilhados e empilhados em fornos de tijolos construídos em encostas inclinadas, com espaços aéreos entre eles. Então, um pouco de enxofre foi pulverizado, espalhado sobre o minério empilhado e incendiado, fazendo com que o enxofre livre derretesse pelas colinas. Eventualmente, os depósitos da superfície se esgotaram e os mineradores escavaram veios que finalmente pontilharam a paisagem siciliana com minas labirínticas. A mineração não era mecanizada e exigia muita mão-de-obra, com pickmen retirando o minério da rocha e garimpeiros ou carusi carregando cestas de minério para a superfície, muitas vezes através de uma milha ou mais de túneis. Uma vez na superfície, o minério era reduzido e extraído em fornos de fundição. As condições nas minas de enxofre sicilianas eram horríveis, levando Booker T. Washington a escrever: "Não estou preparado agora para dizer até que ponto acredito em um inferno físico no outro mundo, mas uma mina de enxofre na Sicília é a coisa mais próxima inferno que espero ver nesta vida."

Enxofre recuperado de hidrocarbonetos em Alberta , armazenado para embarque em North Vancouver , British Columbia

Enxofre elementar foi extraído de cúpulas de sal (nas quais às vezes ocorre em forma quase pura) até o final do século 20. O enxofre agora é produzido como um produto secundário de outros processos industriais, como no refino de petróleo, no qual o enxofre não é desejado. Como um mineral, o enxofre nativo sob cúpulas de sal é considerado um recurso mineral fóssil, produzido pela ação de bactérias anaeróbicas em depósitos de sulfato. Foi removido de tais minas de cúpula de sal principalmente pelo processo Frasch . Neste método, a água superaquecida foi bombeada para um depósito de enxofre nativo para derreter o enxofre e, em seguida, o ar comprimido devolveu o produto fundido 99,5% puro à superfície. Ao longo do século 20, esse procedimento produziu enxofre elementar que não exigia purificação adicional. Devido a um número limitado de tais depósitos de enxofre e ao alto custo de trabalhá-los, este processo de mineração de enxofre não tem sido empregado de forma importante em qualquer lugar do mundo desde 2002.

Hoje, o enxofre é produzido a partir de petróleo, gás natural e recursos fósseis relacionados, dos quais é obtido principalmente como sulfeto de hidrogênio . Os compostos de organossulfurados , impurezas indesejáveis ​​no petróleo, podem ser atualizados submetendo-os à hidrodessulfuração , que cliva as ligações C-S:

RSR + 2 H 2 → 2 RH + H 2 S

O sulfeto de hidrogênio resultante desse processo, e também como ocorre no gás natural, é convertido em enxofre elementar pelo processo Claus . Este processo envolve a oxidação de algum sulfeto de hidrogênio em dióxido de enxofre e, em seguida, a proporcionalização dos dois:

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
Produção e preço (mercado dos EUA) de enxofre elementar

Devido ao alto teor de enxofre das Areias Petrolíferas de Athabasca , agora existem estoques de enxofre elementar desse processo em Alberta , Canadá. Outra maneira de armazenar o enxofre é como aglutinante para o concreto, tendo o produto resultante muitas propriedades desejáveis ​​(ver concreto de enxofre ).

O enxofre ainda é extraído de depósitos de superfície em nações mais pobres com vulcões, como a Indonésia , e as condições dos trabalhadores não melhoraram muito desde os dias de Booker T. Washington .

A produção mundial de enxofre em 2011 foi de 69 milhões de toneladas (Mt), com mais de 15 países contribuindo com mais de 1 Mt cada. Os países que produzem mais de 5 Mt são China (9,6), Estados Unidos (8,8), Canadá (7,1) e Rússia (7,1). A produção aumentou lentamente de 1900 a 2010; o preço era instável na década de 1980 e por volta de 2010.

Formulários

Ácido sulfúrico

O enxofre elementar é usado principalmente como precursor de outros produtos químicos. Aproximadamente 85% (1989) é convertido em ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ):

18 S 8 + 32 O 2 + H 2 O H 2 SO 4
Produção de ácido sulfúrico em 2000

Em 2010, os Estados Unidos produziram mais ácido sulfúrico do que qualquer outro produto químico industrial inorgânico. O principal uso do ácido é a extração de minérios de fosfato para a produção de fertilizantes. Outras aplicações do ácido sulfúrico incluem refino de petróleo, processamento de águas residuais e extração mineral.

Outra química importante do enxofre

O enxofre reage diretamente com o metano para dar dissulfeto de carbono , que é usado para fabricar celofane e raiom . Um dos usos do enxofre elementar é na vulcanização da borracha, onde as cadeias de polissulfeto reticulam os polímeros orgânicos. Grandes quantidades de sulfitos são usadas para branquear papel e conservar frutas secas . Muitos surfactantes e detergentes (por exemplo, lauril sulfato de sódio ) são derivados de sulfato. Sulfato de cálcio , gesso, (CaSO 4 ·2H 2 O) é extraído na escala de 100 milhões de toneladas por ano para uso em cimento Portland e fertilizantes.

Quando a fotografia à base de prata foi difundida, tiossulfato de sódio e amônio foram amplamente utilizados como "agentes de fixação". O enxofre é um componente da pólvora ("pólvora negra").

Fertilizante

Os aminoácidos sintetizados por organismos vivos , como a metionina e a cisteína, contêm grupos organossulfurados ( tioéster e tiol , respectivamente). A glutationa antioxidante que protege muitos organismos vivos contra os radicais livres e o estresse oxidativo também contém enxofre orgânico. Algumas culturas, como a cebola e o alho, também produzem diferentes compostos organossulfurados , como o S-óxido sin-propanecial, responsável pela irritação lacrimal (cebola), ou dissulfeto de dialila e alicina (alho). Os sulfatos , comumente encontrados em solos e águas subterrâneas , são frequentemente uma fonte natural suficiente de enxofre para plantas e bactérias. A deposição atmosférica de dióxido de enxofre (SO 2 ) também é uma fonte artificial comum ( combustão de carvão ) de enxofre para os solos. Em circunstâncias normais, na maioria dos solos agrícolas, o enxofre não é um nutriente limitante para plantas e microorganismos (ver a lei de Liebig do mínimo#barril de Liebig ). No entanto, em algumas circunstâncias, os solos podem ser empobrecidos em sulfato , por exemplo, se este for posteriormente lixiviado por água meteórica ( chuva ) ou se os requisitos de enxofre para alguns tipos de culturas forem altos. Isso explica que o enxofre é cada vez mais reconhecido e utilizado como componente de fertilizantes . A forma mais importante de enxofre para fertilizantes é o sulfato de cálcio , comumente encontrado na natureza como o mineral gesso (CaSO 4 ·2H 2 O). O enxofre elementar é hidrofóbico (não solúvel em água) e não pode ser usado diretamente pelas plantas. Enxofre elementar (ES) às vezes é misturado com bentonita para corrigir solos empobrecidos para culturas com alta exigência de organo-enxofre. Com o tempo, os processos abióticos de oxidação com oxigênio atmosférico e bactérias do solo podem oxidar e converter o enxofre elementar em derivados solúveis, que podem então ser usados ​​por microorganismos e plantas. O enxofre melhora a eficiência de outros nutrientes essenciais para as plantas, principalmente o nitrogênio e o fósforo. As partículas de enxofre produzidas biologicamente são naturalmente hidrofílicas devido a um revestimento de biopolímero e são mais fáceis de dispersar sobre a terra em um spray de pasta diluída, resultando em uma absorção mais rápida pelas plantas.

A exigência de plantas para enxofre iguala ou excede a exigência de fósforo . É um nutriente essencial para o crescimento das plantas, formação de nódulos radiculares de leguminosas e sistemas de imunidade e defesa. A deficiência de enxofre tornou-se generalizada em muitos países da Europa. Como os insumos atmosféricos de enxofre continuam a diminuir, o déficit na entrada/saída de enxofre provavelmente aumentará, a menos que fertilizantes sulfurosos sejam usados. As entradas atmosféricas de enxofre diminuem devido às ações tomadas para limitar as chuvas ácidas .

Fungicida e pesticida

Vela de enxofre originalmente vendida para fumigação doméstica

O enxofre elementar é um dos fungicidas e pesticidas mais antigos. "Poeira de enxofre", enxofre elementar em forma de pó, é um fungicida comum para uvas, morangos, muitos vegetais e várias outras culturas. Tem uma boa eficácia contra uma ampla gama de doenças de oídio, bem como a mancha preta. Na produção orgânica, o enxofre é o fungicida mais importante. É o único fungicida usado na produção de maçãs cultivadas organicamente contra a principal doença, a sarna da maçã, em condições mais frias. Biosulfur (enxofre elementar produzido biologicamente com características hidrofílicas) também pode ser usado para essas aplicações.

O enxofre de pulverização de formulação padrão é aplicado às culturas com um pulverizador de enxofre ou de um plano de pulverização . Enxofre molhável é o nome comercial para enxofre em pó formulado com ingredientes adicionais para torná-lo miscível em água . Tem aplicações semelhantes e é usado como fungicida contra mofo e outros problemas relacionados a fungos em plantas e solo.

O pó de enxofre elementar é usado como inseticida " orgânico " (ou seja, "verde") (na verdade, um acaricida ) contra carrapatos e ácaros . Um método comum de aplicação é polvilhar a roupa ou os membros com pó de enxofre.

Uma solução diluída de enxofre de cal (feita pela combinação de hidróxido de cálcio com enxofre elementar em água) é usada como um banho para animais de estimação para destruir micose (fungo) , sarna e outras dermatoses e parasitas .

Velas de enxofre de enxofre quase puro foram queimadas para fumigar estruturas e barris de vinho, mas agora são consideradas muito tóxicas para residências.

produtos farmacêuticos

Enxofre (especificamente octasulfur , S 8 ) é usado em preparações farmacêuticas para a pele para o tratamento de acne e outras condições. Atua como um agente queratolítico e também mata bactérias, fungos, ácaros da sarna e outros parasitas. Enxofre precipitado e enxofre coloidal são usados, na forma de loções , cremes, pós, sabonetes e aditivos de banho, para o tratamento de acne vulgar , acne rosácea e dermatite seborreica .

Muitas drogas contêm enxofre. Os primeiros exemplos incluem as sulfonamidas antibacterianas , conhecidas como sulfas . Um exemplo mais recente é a acetilcisteína mucolítica . O enxofre faz parte de muitas moléculas de defesa bacterianas. A maioria dos antibióticos β-lactâmicos , incluindo as penicilinas , cefalosporinas e monobactâmicos, contém enxofre.

baterias

Devido à sua alta densidade de energia e à disponibilidade de enxofre, há pesquisas em andamento para a criação de baterias recarregáveis ​​de lítio-enxofre . Até agora, os eletrólitos de carbonato causaram falhas nessas baterias após um único ciclo. Em fevereiro de 2022, pesquisadores da Drexel University não apenas criaram um protótipo de bateria que durou 4.000 ciclos de recarga, mas também encontraram o primeiro enxofre gama monoclínico que permaneceu estável abaixo de 95 graus Celsius.

papel biológico

O enxofre é um componente essencial de todas as células vivas . É o oitavo elemento mais abundante no corpo humano em peso, quase igual em abundância ao potássio e ligeiramente maior que o sódio e o cloro . Um corpo humano de 70 kg (150 lb) contém cerca de 140 gramas de enxofre. A principal fonte dietética de enxofre para os seres humanos são os aminoácidos contendo enxofre, que podem ser encontrados em proteínas vegetais e animais.

Transferência de enxofre entre moléculas inorgânicas e biomoléculas

Na década de 1880, ao estudar Beggiatoa (uma bactéria que vive em um ambiente rico em enxofre), Sergei Winogradsky descobriu que ela oxidava sulfeto de hidrogênio (H 2 S) como fonte de energia, formando gotículas intracelulares de enxofre. Winogradsky referiu-se a esta forma de metabolismo como inorgoxidação (oxidação de compostos inorgânicos). Outro colaborador que continuou a estudá-lo foi Selman Waksman . Bactérias primitivas que vivem em torno das aberturas vulcânicas do oceano profundo oxidam sulfeto de hidrogênio para sua nutrição, conforme descoberto por Robert Ballard .

Os oxidantes de enxofre podem usar como fontes de energia compostos de enxofre reduzido, incluindo sulfeto de hidrogênio, enxofre elementar, sulfito , tiossulfato e vários politionatos (por exemplo, tetrationato ). Eles dependem de enzimas como a oxigenase do enxofre e a oxidase do sulfito para oxidar o enxofre a sulfato. Alguns litotróficos podem até usar a energia contida nos compostos de enxofre para produzir açúcares, processo conhecido como quimiossíntese . Algumas bactérias e archaea usam sulfeto de hidrogênio no lugar da água como doador de elétrons na quimiossíntese, um processo semelhante à fotossíntese que produz açúcares e usa oxigênio como aceptor de elétrons . A quimiossíntese à base de enxofre pode ser simplificada em comparação com a fotossíntese:

H 2 S + CO 2 → açúcares + S
H 2 O + CO 2 → açúcares + O 2

Existem bactérias que combinam essas duas formas de nutrição: bactérias sulfurosas verdes e bactérias sulfurosas roxas . Além disso, bactérias oxidantes de enxofre podem entrar em simbiose com organismos maiores, permitindo que estes usem sulfeto de hidrogênio como alimento a ser oxidado. Exemplo: o verme tubular gigante .

Existem bactérias redutoras de sulfato , que, ao contrário, "respiram sulfato" em vez de oxigênio. Eles usam compostos orgânicos ou hidrogênio molecular como fonte de energia. Eles usam enxofre como aceptor de elétrons e reduzem vários compostos de enxofre oxidados de volta a sulfeto, geralmente em sulfeto de hidrogênio. Eles podem crescer em outros compostos de enxofre parcialmente oxidados (por exemplo, tiossulfatos, tionatos, polissulfetos, sulfitos).

Há estudos que apontam que muitos depósitos de enxofre nativo em locais que foram o fundo dos oceanos antigos têm origem biológica. Esses estudos indicam que esse enxofre nativo foi obtido por meio de atividade biológica, mas ainda não se sabe ao certo o que é responsável por isso (bactérias oxidantes de enxofre ou bactérias redutoras de sulfato).

O enxofre é absorvido pelas raízes das plantas do solo como sulfato e transportado como um éster de fosfato. O sulfato é reduzido a sulfeto via sulfito antes de ser incorporado à cisteína e outros compostos organossulfurados.

SO 4 2− → SO 3 2− → H 2 S → cisteína (tiol) → metionina (tioéter)

Embora o papel das plantas na transferência de enxofre para os animais pelas cadeias alimentares seja mais ou menos compreendido, o papel das bactérias sulfurosas está apenas sendo investigado.

Proteínas e Metabólitos Orgânicos

Em todas as formas de vida, a maior parte do enxofre está contida em dois aminoácidos proteinogênicos ( cisteína e metionina ), assim o elemento está presente em todas as proteínas que contêm esses aminoácidos, bem como nos respectivos peptídeos . Parte do enxofre está contida em certos metabólitos - muitos dos quais são cofatores - e polissacarídeos sulfatados do tecido conjuntivo ( sulfatos de condroitina , heparina ).

Pontes dissulfeto entre duas alfa-hélices
Representação esquemática de pontes dissulfeto (em amarelo) entre duas hélices de proteínas

As proteínas, para executar sua função biológica , precisam ter uma geometria espacial específica. A formação dessa geometria é realizada em um processo chamado dobramento de proteínas , e é fornecida por ligações intra e intermoleculares. O processo tem várias etapas. Enquanto nos primeiros estágios uma cadeia polipeptídica se dobra devido a pontes de hidrogênio , em estágios posteriores o dobramento é fornecido (além das ligações de hidrogênio) por ligações covalentes entre dois átomos de enxofre de dois resíduos de cisteína (as chamadas pontes dissulfeto) em diferentes locais de uma cadeia (tertriary estrutura da proteína), bem como entre dois resíduos de cisteína em duas subunidades de proteína separadas (estrutura de proteína quaternária). Ambas as estruturas podem ser vistas facilmente na insulina . Como a energia de ligação de uma ponte dissulfeto covalente é maior do que a energia de uma ligação coordenada ou interação hidrofílica ou hidrofóbica, o maior teor de pontes dissulfeto leva a maior energia necessária para a desnaturação da proteína . Em geral, as pontes dissulfeto são necessárias nas proteínas que funcionam fora do espaço celular e não alteram a conformação (geometria) das proteínas, mas servem como estabilizadores das mesmas. Dentro do citoplasma , os resíduos de cisteína das proteínas são salvos em estado reduzido (isto é, na forma -SH) pelas tiorredoxinas .

Essa propriedade se manifesta nos exemplos a seguir. A lisozima é suficientemente estável para ser aplicada como medicamento. Penas e cabelos têm força relativa, e a queratina que os contém é considerada indigerível pela maioria dos organismos. No entanto, existem fungos e bactérias que contêm queratinase e são capazes de destruir a queratina.

Muitas enzimas celulares importantes usam grupos prostéticos que terminam com porções -SH para lidar com reações envolvendo bioquímicos contendo acil: dois exemplos comuns do metabolismo básico são a coenzima A e o ácido alfa-lipóico . Metabólitos relacionados à cisteína homocisteína e taurina são outros aminoácidos contendo enxofre que são semelhantes em estrutura, mas não codificados pelo DNA , e não fazem parte da estrutura primária das proteínas, participam de vários locais da fisiologia dos mamíferos. Duas das 13 vitaminas clássicas, biotina e tiamina , contêm enxofre e servem como cofatores para várias enzimas.

Na química intracelular, o enxofre atua como um transportador de hidrogênio redutor e seus elétrons para o reparo celular da oxidação. A glutationa reduzida , um tripeptídeo contendo enxofre, é um agente redutor por meio de sua porção sulfidrila (-SH) derivada da cisteína .

A metanogênese , a rota para a maior parte do metano do mundo, é uma transformação bioquímica de várias etapas do dióxido de carbono . Essa conversão requer vários cofatores organossulfurados. Estes incluem a coenzima M , CH 3 SCH 2 CH 2 SO 3 , o precursor imediato do metano .

Metaloproteínas e cofatores inorgânicos

As metaloproteínas - nas quais o sítio ativo é um íon de metal de transição (ou aglomerado de sulfeto de metal) muitas vezes coordenado por átomos de enxofre de resíduos de cisteína - são componentes essenciais de enzimas envolvidas em processos de transferência de elétrons. Exemplos incluem plastocianina (Cu 2+ ) e óxido nitroso redutase (Cu–S). A função dessas enzimas depende do fato de que o íon do metal de transição pode sofrer reações redox . Outros exemplos incluem muitas proteínas de zinco, bem como aglomerados de ferro-enxofre . As mais difundidas são as ferrodoxinas , que servem como transportadores de elétrons nas células. Nas bactérias, as importantes enzimas nitrogenases contêm um aglomerado Fe-Mo-S e é um catalisador que desempenha a importante função de fixação do nitrogênio , convertendo o nitrogênio atmosférico em amônia que pode ser usado por microorganismos e plantas para produzir proteínas, DNA, RNA, alcaloides , e os outros compostos de nitrogênio orgânico necessários para a vida.

A facilidade de fluxo de elétrons em um cluster fornece efeito catalítico de uma respectiva enzima.

Deficiência

Em humanos, a metionina é um aminoácido essencial , a cisteína é condicionalmente essencial e pode ser sintetizada a partir de serina não essencial (o doador de enxofre seria a metionina neste caso).

Deficiência dietética raramente acontece em condições comuns. Tenta-se aplicar a deficiência artificial de metionina no tratamento do câncer, mas o método ainda é potencialmente perigoso.

Há uma rara doença genética fatal relacionada ao comprometimento da sulfito oxidase, uma enzima que metaboliza aminoácidos contendo enxofre.

Precauções

Enxofre
Perigos
Rotulagem GHS :
GHS07: ponto de exclamação GHS02: Inflamável
Aviso
H315
NFPA 704 (diamante de fogo)
2
1
0
Efeito da chuva ácida em uma floresta, montanhas Jizera, República Tcheca

Embora o enxofre elementar seja apenas minimamente absorvido pela pele e seja de baixa toxicidade para os seres humanos, a inalação do pó de enxofre ou o contato com os olhos ou a pele pode causar irritação. A ingestão excessiva de enxofre pode causar sensação de queimação ou diarréia, e casos de acidose metabólica com risco de vida foram relatados após pacientes consumirem enxofre deliberadamente como remédio popular.

Toxicidade de compostos de enxofre

A maioria dos sais de sulfato solúveis , como os sais de Epsom , não são tóxicos. Os sais solúveis de sulfato são pouco absorvidos e laxativos . Quando injetados por via parenteral, são livremente filtrados pelos rins e eliminados com muito pouca toxicidade em quantidades de vários gramas. O sulfato de alumínio é usado na purificação de água potável, estações de tratamento de águas residuais e fabricação de papel .

Quando o enxofre queima no ar, produz dióxido de enxofre . Na água, esse gás produz ácido sulfuroso e sulfitos; sulfitos são antioxidantes que inibem o crescimento de bactérias aeróbicas e um aditivo alimentar útil em pequenas quantidades. Em altas concentrações, esses ácidos prejudicam os pulmões , olhos ou outros tecidos . Em organismos sem pulmões, como insetos ou plantas, o sulfito em alta concentração impede a respiração .

O trióxido de enxofre (feito por catálise a partir do dióxido de enxofre) e o ácido sulfúrico são igualmente altamente ácidos e corrosivos na presença de água. O ácido sulfúrico é um forte agente desidratante que pode retirar as moléculas de água disponíveis e os componentes da água do açúcar e do tecido orgânico.

A queima de carvão e/ou petróleo pela indústria e usinas gera dióxido de enxofre (SO 2 ) que reage com a água e o oxigênio atmosféricos para produzir ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) e ácido sulfuroso (H 2 SO 3 ). Esses ácidos são componentes da chuva ácida , diminuindo o pH do solo e dos corpos de água doce, às vezes resultando em danos substanciais ao meio ambiente e desgaste químico de estátuas e estruturas. Os padrões de combustível exigem cada vez mais que os produtores de combustível extraiam enxofre de combustíveis fósseis para evitar a formação de chuva ácida. Este enxofre extraído e refinado representa uma grande parcela da produção de enxofre. Em usinas movidas a carvão, os gases de combustão às vezes são purificados. Usinas mais modernas que usam gás de síntese extraem o enxofre antes de queimar o gás.

O sulfeto de hidrogênio é cerca de metade tão tóxico quanto o cianeto de hidrogênio e intoxica pelo mesmo mecanismo (inibição da enzima respiratória citocromo oxidase ), embora o sulfeto de hidrogênio seja menos provável de causar envenenamentos súbitos por pequenas quantidades inaladas (perto do limite de exposição permitido - PEL — de 20 ppm) devido ao seu odor desagradável. No entanto, sua presença no ar ambiente em concentração acima de 100-150 ppm amortece rapidamente o sentido do olfato, e uma vítima pode respirar quantidades crescentes sem perceber até que sintomas graves causem a morte. Sais de sulfeto e hidrossulfeto dissolvidos são tóxicos pelo mesmo mecanismo.

Veja também

Referências

Leitura adicional

Sigel, Astrid; Freisinger, Eva; Sigel, Roland KO, eds. (2020). Metais de Transição e Enxofre: Uma Forte Relação para a Vida . Editores convidados Martha E Sosa Torres e Peter MHKroneck. Berlim/Boston: de Gruyter. pp. xlv+455. ISBN 978-3-11-058889-7.

links externos