Azufre
• Es otro no metal del grupo 16, tiene un rango
de estados de oxidación de +6, +4 y +2 a –2.
• Diagrama de Frost para el azufre en
soluciones ácidas y básicas.
– La energía libre comparativamente baja del ión
sulfato (SO42-) en solución ácida indica que es
débilmente oxidante.
– En solución básica el ión (SO42-) es
completamente no oxidante y es la especie de
sulfuros termodinámicamente más estable.
• El diagrama de Frost muestra que en
solución ácida, la especie con estado de
oxidación de +4 tiende a estar reducida,
mientras que en solución básica tiende a
estar oxidada.
• El elemento en si mismo tiende a estar
reducido en ambiente ácido pero oxidado en
básico.
• El ión sulfuro (solución básica) es un agente
reductor fuerte, pero el sulfuro de hidrógeno
es termodinámicamente estable.
Alótropos del azufre
• El alótropo más común, S8, ciclooctazufre,
tiene un arreglo en zigzag de los atomos
alrededor del anillo.
• Este alótropo cristaliza para formar cristales
como agujas arriba de 95°C, pero debajo de
esta temperatura, se forman cristales
diferentes.
• Los cristales, formas monoclínicas y
rómbicas (polimorfos) difieren en la forma en
que las moléculas se empacan.
• El ciclooctazufre es el alótropo que se
encuentra casi exclusivamente en la
naturaleza.
• En su punto de fusión el ciclooctazufre
forma un líquido de alta viscosidad de
color paja.
• Pero cuando el líquido se sigue
calentando, hay un cambio abrupto en
sus propiedades a 159°C.
– El cambio más dramático es un aumento
drástico en la viscosidad (104 veces).
– El líquido se obscurece
considerablemente. Se pueden explicar
estos cambios en términos de la ruptura de
los anillos y formación de largas cadenas,
conteniendo hasta 20000 átomos de
azufre.
– El incremento de viscosidad puede
explicarse por el reemplazo de los anillos
S8 que se mueven libremente por cadenas
entrelazadas que presentan fuerzas de
dispersión muy grandes.
• Cuando la temperatura se
incrementa al punto de ebullición
(444°C), la viscosidad se reduce ,
porque la molécula empieza a
fragmentarse.
• Cuando el azufre hierve, se
produce una fase gaseosa que
consiste de S8.
• Si se aumenta la temperatura a
700°C el azufre cambia a S2
Extracción industrial del azufre
• El azufre elemental se encuentra en
depósitos bajo la tierra en los Estados
Unidos y Polonia.
• El método de extracción se diseñó por el
cientifico Canadiense Herman Frash y
éste lleva su nombre.
Método Frash de extracción de azufre
• Otra fuente de azufre son los depósitos de
gas natural , los cuales contienen grandes
cantidades de H2S (15-20%).
• La producción de azufre a partir de H2S se
lleva a cabo por el proceso Claus.
• El sulfuro de hidrógeno se se extrae del gas
burbujeando el gas natural a través de
etanolamina, un solvente orgánico básico.
• La solución se remueve y se le aumenta la
temperatura para evaporar el sulfuro de
hidrógeno.
• El sulfuro de hidrógeno se mezcla con
el oxígeno para producir dióxido de
azufre. El dióxido de azufre reacciona
con el sulfuro de hidrógeno remanente
para producir azufre elemental.
• El 53% de la producción mundial del
azufre se produce como subproducto
del gas natural por el método Claus,
cerca del 23% por el método Frasch y y
el 18% se obtiene calental el mineral
pyrita (FeS2).
Pasos del proceso Claus para
obtener azufre del gas natural
Sulfuro de hidrógeno
ácido sulfhídrico
• Gas que huele a huevos podridos.
• Es un gas incoloro, extremadamente
tóxico
• El sulfuro de hidrógeno es producido
por bacterias anaeróbicas. Se prepara
en el laboratorio tratando un sulfuro
metálico con ácido clorhídrico diluido.
Sulfuros
• Unicamente con los elementos de los
metales del grupo1 y 2 y con el aluminio
se forman sulfuros solubles.
• Algunos sulfuros son fuente o mineral
para el azufre.
• El sulfuro de sodio es el sulfuro de
mayor demanda actualmente.
• Se utiliza para remover los pelos de las
pieles en el proceso de curtido.
• Entre 105 y 106 tons se producen al año
por la reducción a temperatura alta del
sulfato de sodio con coque (carbón).
• Otros sulfuros de uso comercial son
– El sulfuro de selenio (SeS2), que se utiliza
para los shampoo anticaspa.
– El sulfuro de molibdeno (MoS2) que se usa
como lubricante para superficies metálicas.
Óxidos de azufre
• El más común es el dióxido de azufre,
– Es un gas denso, sin color y tóxico, de
sabor ácido. Los niveles tolerables por los
humanos son alrededor de 5 ppm, pero las
plantas empiezan a sufrir con 1 ppm.
– El sabor ácido se debe a la reacción en la
lengua del SO2 para dar ácido sulfuroso.
– El SO2 es reductor.
Acido Sulfúrico
• El ácido sulfúrico es un líquido denso,
aceitoso, que se congela a los 10.4°C.
Se mezcla con agua en forma muy
exotérmica.
• La molécula contiene un arreglo
tetraédrico de los átomos de oxígeno
alrededor del átomo de azufre.
• Lo corto de los enlaces y las energías
grandes de éstos sugieren un carácter
de doble enlace con los oxígenos
terminales.
Producción Industrial del Ácido
Sulfúrico
• El ácido sulfúrico se sintetiza en
grandes cantidades.
• Las rutas sintéticas son todas a través
del dióxido de azufre (SO2).
• A su vez el dióxido de azufre se
produce, quemando azufre fundido en
aire seco.
• Es difícil oxidar el dióxido de azufre
más, por lo que deberá usarse un
catalizador.
• También se deberá asegurar que el
equilibrio de la reacción será hacia la
izquierda. Por lo que se utiliza el
principio de le Chatelier que predice
que un incremento de presión va a
favorecer el lado de la ecuación con
menos moles de gas.D
400-500°C
• Todos los pasos en el proceso son
exotérmicos. El proceso de convertir el
azufre elemental a ácido sulfúrico, produce
535 kJ/mol de calor.
• Una característica de una plante de
producción de ácido sulfúrico es el contar con
una forma de aprovechar este calor, ya sea
como calentamiento directo o para la
producción de electricidad.
• El proceso se asocia con contaminación por
SO2 y por escape de rocío de ácido sulfúrico.
Usos del ácido sulfúrico
• Manufactura de fertilizantes (sulfato de
amonio).
• Manufactura de pinturas, pigmentos y
detergentes sulfonados.
Otros compuestos de azufre
• Sulfitos
– El sulfito de sodio (Na2SO3) que es un
agente reductor.
• Sulfatos
– Los sulfatos de los metales, junto con los
nitratos son las sales de los metales más
frecuentes. Sulfato de sodio (Na2SO4).
• Tiosulfatos.
– El ión tiosulfato se parece al ión sulfato,
con excepción de que uno de los oxígenos
se reemplaza por azufre (Tio: azufre)
Na2S2O3
Hexafloruro de azufre
• Gas sin color, sin olor
y no-reactivo.
• Cerca de 6500 tons.
se producen al año,
quemando azufre
fundido en gas fluor.
• Se utiliza como
agente aislante en
sistemas de alto
voltaje.
SELENIO (Se)
•
•
•
•
Es un sólido a 298°K
Color gris, con lustre metálico.
Se clasifica como un no-metal.
Se puede preparar con estructura
amorfa ó cristalina.
– El selenio cristalino monoclínico es rojo
profundo, mientras que el selenio cristalino
hexagonal, la forma más estable es gris.
• El selenio elemental es no-tóxico y se
considera un elemento traza esencial
para el humano.
• El selenuro de hidrógeno y otros
comopuestos de selenio son
extremadamente tóxicos.
• Preparación del selenio.
– La mayor parte del selenio se obtiene
como un subproducto de la refinación del
cobre.
– El primer paso involucra una oxidación con
carbonato de sodio
TELURIO (Te)
•
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•
•
Es sólido a 298°K
Tiene un color gris plateado
Se clasifica como un semi-metal.
Telurio es un semiconductor. Muestra
variación en cuanto a conductividad de
acuerdo a la alineación de sus cristales.
Su conductividad se incrementa cuando
se expone a la luz solar.
Preparación del telurio
• La mayor parte del telurio se produce
como un subproducto de la refinación
del cobre.
• El primer paso involucra una oxidación
en presencia de carbonato de sodio.
POLONIO (Po)
• Sólido a 298°K, color plateado, se
clasifica como metálico.
• El Polonio tiene más isótopos que
cualquier elemento, todos ellos son
radioactivos.
• E polonio es radioactivo y muy raro en
la naturaleza, se produce en pequeñas
cantidades a través de una reacción
nuclear del bismuto.
– Irradiación por neutrones del
produce el 210polonio.
209bismuto
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