Enxofre e Fósforo - Estudando Quimica

Aula: 05
Temática: Enxofre e Fósforo
Continuaremos a estudar os elementos químicos. Nesta aula
falaremos sobre o enxofre e o fósforo. Acompanhe!
ENXOFRE
O enxofre encontra-se sólido à temperatura ambiente e possui 18 isótopos, dos
quais quatro são estáveis: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) e S-36
(0,02%), sendo que o S-35 se forma a partir da incidência da radiação cósmica
sobre o Argônio-40 atmosférico e tem uma vida média de 87 dias; os demais
isótopos radiativos são de vida curta.
Ocorrência e Obtenção
O enxofre é muito abundante na crosta terrestre e é encontrado em
grandes quantidades na forma de sulfetos (galena-PbS) e de sulfatos (gessoCaSO4). Na natureza é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e
em minas de cinábrio (HgS), galena, esfalerita ou blenda (ZnS) e estibinita
(Sb2S3). Sua extração é feita pelo processo Frasch, que consiste em injetar
vapor de água superaquecida para fundir o enxofre que posteriormente é
bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.
Também está presente em pequenas quantidades (perto de 2%) nos
combustíveis fósseis como carvão e petróleo cuja combustão produz dióxido de
enxofre que, combinado com a água, resulta na chuva ácida. Por isso, a
legislação dos países industrializados exige a redução do conteúdo de enxofre
nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um percentual
importante do total produzido mundialmente. Também é extraído do gás natural
que contém sulfeto de hidrogênio o qual, uma vez separado, é queimado para
a produção do enxofre:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O.
QUÍMICA INORGÂNICA
Estrutura e Propriedades
O enxofre possui uma coloração amarela, mole, frágil, leve, libera um odor
característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio e arde com chama
azulada formando dióxido de enxofre (ver Figura 1).
É multivalente e
apresenta, como estados de oxidação mais comuns, os valores: -2, +2, +4 e
+6.
Figura 1 – Enxofre
em estado sólido
Em todos os estados (sólido, líquido e gasoso), o enxofre apresenta formas
alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas
cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico ( enxofre α ) e o prisma
monoclínico ( enxofre β ); a temperatura de transição é de 96ºC; em ambos os
casos, o enxofre se encontra formando moléculas S8 na forma de anel. As
diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes
estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre
monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito lenta.
Ao fundir-se, o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado
por moléculas de S8, porém, ao aquecê-lo, torna-se marrom levemente
avermelhado
e
apresenta
um
aumento
na
sua
viscosidade.
Este
comportamento se deve à ruptura dos anéis que formam longas cadeias de
átomos de enxofre que se enredam entre si e diminui a fluidez do líquido; o
máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200ºC.
Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso, obtém-se uma massa elástica,
QUÍMICA INORGÂNICA
de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ )
formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas
de S8. Após certo tempo, a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no
sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma
amorfa pode estar constituída por moléculas de S8 com uma estrutura de hélice
em espiral.
No estado de vapor também forma moléculas de S8, porém a 780ºC já se
alcança
um
equilíbrio
com
moléculas
diatômicas,
S 2,
e,
acima
de
aproximadamente 1800ºC, a dissociação se completa. Então, encontram-se
átomos de enxofre.
Muitos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de
carbono que contêm o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Os sulfetos
metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro (pirita-FeS2) que
pode apresentar resistência negativa e a galena, sulfeto de chumbo natural, na
qual se observou pela primeira vez o efeito semicondutor retificado.
Os óxidos mais importantes são o dióxido de enxofre, SO2, que em água forma
uma solução de ácido sulfuroso, e o trióxido de enxofre, SO3, que em solução
forma o ácido sulfúrico; os sulfitos e sulfatos são os sais respectivos.
Deve-se ter cautela ao manusear o dissulfeto de carbono, sulfeto de hidrogênio
e o dióxido de enxofre, pois, além de ser bastante tóxico (mais que o
cianureto), o dióxido de enxofre reage com a água, e, em altas concentrações,
reage com a água dos pulmões ao formar ácido sulfuroso que provoca
hemorragias, enche os pulmões de sangue e, conseqüentemente, leva à
asfixia. É muito fétido, mesmo em baixas concentrações. Quando a
concentração
aumenta,
o
sentido
do
olfato
rapidamente
se
satura
desaparecendo o odor, passa despercebida a sua presença no ar e deixa as
vítimas expostas aos seus efeitos, possivelmente, letais.
QUÍMICA INORGÂNICA
Aplicações
O enxofre está presente em alguns aminoácidos como a cisteína, metionina,
homocisteína e taurina e forma as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos,
Esta é uma ligação de grande importância para a formação das estruturas
espaciais das proteínas. Constituinte de algumas vitaminas, participa na
síntese do colágeno, neutraliza substâncias tóxicas e ajuda o fígado na
secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-porós,
alhos, cebolas, também em pescados, queijos e gema de ovos; diferentemente
do inorgânico, o enxofre dos alimentos não é tóxico e seu excesso é eliminado
pela urina: a sua deficiência retarda o crescimento.
As plantas absorvem o enxofre do solo como íon sulfato, e algumas bactérias
utilizam o sulfeto de hidrogênio da água como doadores de elétrons num
processo similar a uma fotossíntese primitiva.
O nitreto de enxofre polímero (SN)x, sintetizado em 1975 por Alan G.
MacDiarmid e Alan J. Heeger, apresenta propriedades metálicas, apesar de ser
constituído por não metais com propriedades elétricas e ópticas não usuais.
Este trabalho serviu de base para o posterior desenvolvimento, com Hideki
Shirakawa, de plásticos condutores e semicondutores que motivou a
concessão do Prêmio Nobel de Química, em 2000, aos três pesquisadores.
É importante no processo de vulcanização da borracha, na fabricação de
fungicidas, inseticidas, pólvora, e na produção de ácido sulfúrico pelo processo:
2S + 2H2O + 3O2 → 2H2SO4
(ácido sulfúrico)
QUÍMICA INORGÂNICA
FÓSFORO
O fósforo foi descoberto em 1669 por Henning Brand. Trata-se de um elemento
que se encontra sólido na temperatura ambiente.
Ocorrência e Obtenção
É um não-metal multivalente que, pertence à série química do nitrogênio (grupo
15 ou 5A), encontra-se na natureza combinado e forma fosfatos inorgânicos,
inclusive nos seres vivos. Não é encontrado no estado nativo, porque é muito
reativo. Oxida-se espontaneamente em contato com o oxigênio do ar
atmosférico e emitindo luz (fenômeno da fosforescência).
A forma alotrópica branca pode ser obtida de várias maneiras. Uma delas é a
obtenção do fosfato tricálcico a partir das rochas. Aquecido em um forno a
1450°C em presença de sílica e carbono, o fosfato é reduzido a fósforo, que é
liberado na forma de vapor.
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 +10C → 6CaSiO3 + 10CO + P4
- 3084 kJ
O fósforo branco obtido na forma de vapor é então condensado em água, o que
evita a presença de ar para que não inflame.
Sua maior parte é encontrada nas rochas, dissolve-se com a água da chuva e
é levado até os rios e mares. Boa parte do fósforo de que precisamos é
ingerida quando nos alimentamos de peixe. Nossos ossos armazenam cerca
de 750 g de fósforo sob a forma de fosfato de cálcio. A falta de fósforo provoca
o raquitismo nas crianças e os adultos passam a apresentar ossos quebradiços
.
QUÍMICA INORGÂNICA
Com a morte das plantas e animais, o fósforo retorna ao solo e é absorvido por
novas plantas. Nas rochas fosfáticas é retirado o fosfato usado em fertilizantes
e na fabricação de detergentes. O uso doméstico desses detergente é a maior
causa da poluição dos rios pelo fósforo. Mesmo a água tratada de esgotos, que
volta aos rios, pode ainda conter fosfatos.
Estrutura e Propriedades
O fósforo comum é um sólido ceroso de coloração branca e apresenta um odor
característico desagradável, porém incolor quando puro. Este não-metal é
insolúvel em água e oxida-se espontaneamente em presença do ar, que forma
pentóxido de difósforo (P2O5). Por isso, é armazenado submerso em água.
Existem várias formas alotrópicas do fósforo, sendo as mais comuns o fósforo
branco e o fósforo vermelho. Ambos formam estruturas tetraédricas de quatro
átomos. O fósforo branco é extremamente tóxico e inflamável, encontrado sob
duas formas, alfa e beta, com uma temperatura de transição de - 3,8°C.
Exposto à luz solar ou ao calor (300ºC), transforma-se em fósforo vermelho
com desprendimento de calor. Este é mais estável, menos volátil e tóxico que o
branco e, diferente do que muitos pensam, é usado nas caixas de palitos de
fósforos, não nos palitos em si. O fósforo vermelho inflama-se com o atrito que,
por sua vez, acende o material inflamável do palito.
O fósforo negro, um terceiro alótropo, apresenta uma estrutura similar ao
grafite que conduz a eletricidade, não inflama e é o mais denso dos três
estados. O fósforo branco é extremamente venenoso - uma dose de 50 mg
pode ser fatal - e muito inflamável, por isso, deve ser armazenado submerso
em água. Em contato com a pele provoca queimaduras.
QUÍMICA INORGÂNICA
Aplicações
•
O ácido fosfórico concentrado, que contém entre 70 e 75% de pentóxido
(P2O5), é importante para a agricultura, já que forma os fosfatos empregados
para a produção de fertilizantes.
•
Os fosfatos são usados para a fabricação de cristais especiais para
lâmpadas de sódio e no revestimento interno de lâmpadas fluorescentes;
•
O fosfato monocálcio é utilizado como pó de confeite para bolos e outros
produtos, em confeitarias.
•
É importante para a produção de aço e bronze.
•
O fosfato trisódico é empregado como agente de limpeza para amolecer a
água e prevenir a corrosão da tubulação.
•
O fósforo branco tem aplicações militares em bombas incendiárias e
bombas de efeito moral.
•
Também é usado em fósforos de segurança, pirotecnia, pastas de dente,
detergentes, pesticidas e outros produtos.
Os compostos de fósforo intervêm em funções vitais para os seres vivos. É
considerado um elemento químico essencial. O fósforo tem relevante papel na
formação molecular do DNA e do RNA, bem como do ATP, (Adenosina TriFosfato). As células utilizam-o para armazenar e transportar a energia na forma
de fosfato de adenosina. Além disso, funciona como íons tampões e impede a
acidificação ou alcalinização do protoplasma.
Nesta aula falamos sobre o enxofre e o fósforo, bem como suas
ocorrências, obtenções, estruturas, propriedades e aplicações. Na próxima aula
veremos o Carbono. Não deixe de acompanhar nossas vídeo-aulas! Até Breve!
QUÍMICA INORGÂNICA