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Enxofre
Fósforo ← Enxofre → Cloro O     16 S                                                                                                                                                                                                                                           ↑ S ↓ Se Tabela completa • Tabela estendida
Aparência
amarelo-limão Linhas espectrais do enxofre
Informações gerais
Nome, símbolo, número	Enxofre, S, 16
Série química	Não metal
Grupo, período, bloco	16 (VIA), 3, p
Densidade, dureza	1960 kg/m3, 2
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atómica	32,065(5) u
Raio atómico (calculado)	100 (88) pm
Raio covalente	102 pm
Raio de Van der Waals	180 pm
Configuração electrónica	[Ne] 3s2 3p4
Elétrons (por nível de energia)	2, 8, 6 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação
Óxido
Estrutura cristalina	ortorrômbico
Propriedades físicas
Estado da matéria	sólido
Ponto de fusão	388,36 K
Ponto de ebulição	717,75 K
Entalpia de fusão	1,7175 kJ/mol
Entalpia de vaporização	kJ/mol
Temperatura crítica	K
Pressão crítica	Pa
Volume molar	15,53×10−6 m3/mol
Pressão de vapor	1 Pa a 375 K
Velocidade do som	m/s a 20 °C
Classe magnética
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie	K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling)	2,58
Calor específico	710 J/(kg·K)
Condutividade elétrica	5,0×10−22 S/m
Condutividade térmica	0,269 W/(m·K)
1.º Potencial de ionização	999,6 kJ/mol
2.º Potencial de ionização	2252 kJ/mol
3.º Potencial de ionização	3357 kJ/mol
4.º Potencial de ionização	4556 kJ/mol
5.º Potencial de ionização	7004,3 kJ/mol
6.º Potencial de ionização	8495,8 kJ/mol
7.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização7}}} kJ/mol
8.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização8}}} kJ/mol
9.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização9}}} kJ/mol
10.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD MeV 32S 95,02% 16S é estável com 16 nêutrons 33S 0,75% 16S é estável com 17 nêutrons 34S 4,21% 16S é estável com 18 nêutrons 35S sintético 87,32 d ß- 0,167 35Cl 36S 0,02% 16S é estável com 20 nêutrons
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O enxofre ou súlfur^[1] (do latim sulphur) é um elemento químico de símbolo S, com número atômico 16 e massa atômica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.

É um não metal insípido e inodoro,^[2] (o "cheiro de enxofre" vem de seus compostos voláteis, como o sulfeto de hidrogênio.)^[3] facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo na sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.

O enxofre é um não metal de coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono e em tolueno aquecido (cerca de 20 g/100 mL a 95 °C e menos de 2 g/100 mL a 20 °C). É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6.

Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso 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) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas 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, muito, lenta.

Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S₈ , porém ao aquecê-lo se torna marrom (castanho) levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre si diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, 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 780 °C já se alcança um equilíbrio com moléculas diatômicas, S₂, e acima de aproximadamente 1 800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.

O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico). O enxofre, após ser oxidado num forno formando o gás sulfito, é utilizado na clarificação do caldo de cana-de-açúcar, numa das etapas para obtenção do açúcar refinado.

Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina contêm enxofre, formando as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos, ligação de grande importância para a formação das estruturas espaciais das proteínas, o que caracteriza o enxofre um dos elementos CHONPS (os seis elementos fundamentais para a vida na Terra). É constituinte de algumas vitaminas, participando na síntese do colágeno (colagénio), neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-poró, 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. Sua deficiência retarda o crescimento.^{[carece de fontessource: https://pt.wikipedia.org/wiki/Enxofre]}

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.

Mais informações: ciclo do enxofre.

O enxofre é conhecido desde a antiguidade. No século IX a.C. Homero já recomendava evitar a pestilência do enxofre.

Aproximadamente no século XII, os chineses inventaram a pólvora, uma mistura explosiva de nitrato de potássio (KNO₃), carbono e enxofre.

Os alquimistas na Idade Média conheciam a possibilidade de combinar o enxofre com o mercúrio.

Somente nos finais da década de 1770 a comunidade científica convenceu-se, através de Antoine Lavoisier, de que o enxofre era um elemento químico e não um composto.

O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraído pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.

Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação de alguns países exige a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraído do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:

2 H₂S + O₂ 2 S + 2 H₂O

A coloração variada de Io, a lua vulcânica de Júpiter se deve à presença de diferentes formas de enxofre no estado líquido, sólido e gasoso. O enxofre também é encontrado em vários tipos de meteoritos e, acredita-se que a mancha escura que se observa próximo a cratera lunar Aristarco deva ser um depósito de enxofre.

Produção mundial em 2019, em milhões de toneladas por ano

1.	China	17,5
2.	Estados Unidos	8,7
3.	Rússia	7,5
4.	Canadá	6,9
5.	Arábia Saudita	6,5
6.	Índia	3,6
7.	Cazaquistão	3,5
8.	Japão	3,4
9.	Emirados Árabes Unidos	3,3
10.	Coreia do Sul	3,0
11.	Irão	2,2
12.	Catar	1,8
13.	Chile	1,5
14.	Polónia	1,1
15.	Austrália	0,9
21.	Brasil	0,5

Fonte: USGS.

Muitos dos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de carbono que contém o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Dissolvido em água e ácido (pK_a1 = 7,00, pK_a2 = 12,92) ele reage com os metais. Os sulfetos metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro (pirita) que pode apresentar resistência negativa e a galena, sulfeto de chumbo natural, na qual se observou pela primeira vez o efeito semicondutor retificado.

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.

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; sendo os sulfitos e sulfatos os sais respectivos.

O enxofre, com o oxigênio e o hidrogênio, forma diversos outros ácidos, como o tiossulfúrico, que dá os tiossulfatos e hipossulfuroso que dá os hipossulfitos (no exato do termo).

Ver artigo principal: Ácidos do enxofre

São conhecidos dezoito isótopos do enxofre, quatro dos quais são estáveis: S-32 (95,02%), S-33 (0,75%), S-34 (4,21%) e S-36 (0,02%). O S-35, formado a partir da incidência da radiação cósmica sobre o Argônio-40 atmosférico tem uma vida média de 87 dias; os demais isótopos radiativos são de vida curta.

O dissulfeto de carbono, o sulfeto de hidrogénio, e o dióxido de enxofre devem ser manuseados com cautela. Além de ser bastante tóxico (mais que o cianureto), o dióxido de enxofre reage com a água da atmosfera produzindo a chuva ácida, e em altas concentrações reage com a água dos pulmões formando ácido sulfuroso que provoca hemorragias, enchendo os pulmões de sangue com a consequente asfixia. O sulfeto de hidrogénio é muito fétido, mesmo em baixas concentrações. Quando a concentração aumenta o sentido do olfato rapidamente se satura desaparecendo o odor, passando despercebida a sua presença no ar, deixando as vitimas expostas aos seus efeitos, possivelmente letais, caso seja o único gás presente no local.

Referências

• LIDE, David R. (ed.), TAYLOR and FRANCIS. CRC Handbook of Chemistry and Physics. 87.ed. Boca Raton, FL.

• «Enciclopedia Libre - Azufre» (em espanhol) 
• «Los Alamos National Laboratory - Sulfur» (em inglês) 
• «WebElements.com - Sulfur» (em inglês) 
• «EnvironmentalChemistry.com - Sulfur» (em inglês) 

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