El documento describe el azufre, sus propiedades, obtención y usos. El azufre se obtiene principalmente de la tostación de piritas y su extracción de yacimientos. Puede presentarse en estado sólido, líquido o gaseoso y se usa para fabricar cerillas, caucho vulcanizado, fungicidas y compuestos farmacéuticos. Forma varios óxidos y ácidos como el anhídrido sulfuroso y el ácido sulfúrico.

1. Ácido sulfúrico - Usos
También llamado „piedra inflamable‟, el azufre se conoce desde tiempos prehistóricos y ya
aparecía en la Biblia y en otros escritos antiguos. Aparece en estado libre n los Estados
Unidos, Italia, España, Japón, Finlandia y México. Se atribuye su formación a la reacción:
2SH2 + SO2 3S + 2H2O en la que el SH2 y el SO2 , proceden de la descomposición de los
sulfatos. Existe a si mismo combinado en forma de sulfuros o de sulfuro de hidrógeno como
la pirita ( S2 Fe ), la calcopirita (S2 FeCu ), la galena (SPb) y la blenda (SZn). También
puede presentarse en forma de sulfatos. Debido a su inflamabilidad, los alquimistas lo
consideraron como un elemento esencial de la combustión. El azufre en su estado natural es
un sólido de color amarillo pálido, inodoro e insípido, que en un tiempo se daba a los niños
creyendo que era bueno para su salud. Los compuestos del azufre, que se encuentran en los
huevos y en los productos lácteos, son un componente esencial de la dieta. Sin embargo, el
sulfuro de hidrógeno (H2S), un compuesto químicamente semejante al agua (H2O) y que
huele a huevos podridos, es bastante venenoso. El azufre arde con una llama azul pálida
(como se observa en la fotografía), produciendo dióxido de azufre (SO2), que al seguir
oxidándose y combinarse con la humedad atmosférica, se convierte en uno de los
componentes principales de la lluvia ácida. OBTENCIÓN: EL azufre se obtiene de diversos
modos : por tostación de piritas, extracción ,etc.
En la tostación de piritas, que ha de verificarse en recipientes cerrados, resulta: 3S2 S4
Fe3 + S2 En Sicilia, donde el mineral es rico y el combustible escaso, para efectuar la
extracción se separa por fusión el azufre de la ganga terrosa que tiene. Se hacen unos
montículos con el y posteriormente se inflaman (Calcaroni). Parte del azufre se quema y el
calor suministrado por esta combustión origina la fusión del resto de la masa, que fluye en
estado líquido. Al quemarse, el azufre da anhídrido sulfuroso, que destruye los cultivos de
las zonas inmediatas, por lo que este método de explotación se puede utilizar solo en
invierno. En Luisiana ( Estados Unidos) se utiliza vapor de agua sobre calentado, que se
envía a presión pro tubos que atraviesan la capa del mineral.
EL azufre, después de haberse fundido por efecto del calor, es impulsado por medio de
aire comprimido hasta la superficie por tubos de diámetros inferior y a los anteriores y se
recoge en unos recipientes, donde se solidifican lentamente. Actualmente se obtiene
grandes cantidades de azufre, mediante la recuperación de productos secundarios de
varias industrias.
Así, la desulfuración de los gases naturales liberados en las explotaciones del petróleo
separa el SH2 , quemado a continuación en una atmósfera que contiene poco oxígeno: 2SH2
+ O2 2S + 2H2O
El azufre bruto obtenido por todos estos método se purifica por destilación. Propiedades
físicas: El azufre, metaloide sólido de color amarillo pálido que se presenta, tanto en
estado amorfo como cristalizado, conduce mal el calor y la electricidad, desprende un olor,
característico, es insoluble en agua y soluble en los solventes orgánicos, especialmente en
sulfuro de carbono, y tiene una densidad aproximada de 2. Funde hacia 119° C, dando un
líquido azul claro que, si sigue calentándose, se obscurece y llega a ser viscoso hasta el
punto de que se puede invertir el recipiente sin que por ello se derrame. Si se eleva todavía
más la temperatura, se funde de nuevo, pero sigue conservando aún el color oscuro.
Finalmente hierve a 445° C. Los vapores de azufre son de color rojizo y la densidad
disminuye a medida que va aumentando la temperatura: A 500° C la molécula es S6 ,
mientras que partir de 800° C es S2 . Se puede provocar la cristalización del azufre por
evaporación de solución en el sulfuro de carbono para obtener cristales octaédricos (
azufre α), Estables hasta 95° C y por enfriamiento, cuando esta fundido. En este ultimo
caso se forman unas agujas finas prismáticas ( Azufre β), variedad alotrópica estable
solamente por encima de 95° C.
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2. El azufre existe también en estado amorfo si se destila cristalizado y se condensa los
vapores en una matraz grande, constituyéndose entonces las llamadas flores de azufre, o
acidular una solución acuosa de sulfuro amónico. Si se vierte azufre fundido en agua fría, se
forma el llamado azufre plástico, sólido elástico de color oscuro, que se transforma en
azufre octaédrico. Propiedades químicas. El azufre se asemeja al oxigeno, por la acción que
ejerce sobre el hidrógeno y los metales, pero su compuesto hidrogenado ( SH2 ), es mucho
menos estable que el agua y además puede combinarse con el oxígeno. El vapor de azufre a
450° C se mezcla con el hidrógeno dando por una reacción limitada, sulfuro de hidrógeno
(SH2), y todos los metales, excepto el oro y el platino, arden en esa atmósfera, calentando
unas limaduras de hierro con la flor de azufre, se obtiene el sulfuro artificial SFe. El vapor
de azufre se combina con el carbono al rojo y esta reacción sirve para preparar el sulfuro
de carbono ( SC2) . Los halógenos, en general, atacan el azufre y , si este se une con cloro,
se obtiene S2Cl2, líquido de color amarillo.
El azufre arde en el aire o en el oxígeno con desprendimiento de calor, dando sobre todo
anhídrido sulfuroso ( SO2). Esta reacción permite explicar sus propiedades reductoras ya
que reduce en caliente el ácido sulfúrico, el ácido nítrico y sus sales, la pólvora negra es una
mezcla de nitrato potásico ( NO3 K), Azufre y carbón en polvo. Este metaloide reacciona al
rojo con el vapor de gua para construir Anhídrido sulfuroso y sulfuro de hidrógeno, y , por
contacto con los álcalis el ebullición, se obtienen un sulfuro y un tiosulfato. Es tóxico,
especialmente para los organismo inferiores. Aplicaciones: El azufre se utiliza para tratar
el Oídio, enfermedad de la vid, protege el caucho al entrar en una proporción de 5% en la
vulcanización, y se agrega en un 30% a este para formar la ebonita. Se emplea a si mismo en
la fabricación de cerillas, de la pólvora negra y de diversos productos farmacéuticos, sirve
también para preparar el anhídrido sulfuroso, el sulfuro de carbono, los tiosulfatos, etc. El
azufre, como puede observarse en el cuadro, forma combinaciones oxigenadas con diversos
grados de valencia, los únicos ácidos puros son el sulfúrico, el monopersulfúrico y el
peroxidisulfúrico.
Los demás se derivan de sus sales. Compuestos oxigenados del Azufre VALENCIA
OXIDOS ÁCIDOS II SO ( monóxido de azufre) SO2H2 ( Ac. Sulfoxílico) S2O3H2 (Ac.
Sulfoxílico) III S2O4H2 ( Ac. Hiposulfuroso, o ácido hidrosulfuroso) IV SO2 (Anhídrido
sulfuroso) SO3H2 (Ác. Sulfuroso) S2O5H2 ( Ac. Hiposulfuroso) V S2O6H2 ( Ac.
Hiposúlfurico) VI SO3 (Anhídrido sulfúrico) SO4H2 (Ácido sulfúrico) S2O7H2 (Ac.
Pirosulfúrico) S207 (Anhídrido Persulfúrico) SO5H2 ( Ac. Monopersulfúrico, o Ac. De
Caro) S2O8H2 (Ac. Peroxidisulfúrico, o ac. Persulfúrico) ACIDOS POLITIÓNICOS
S3O6H2 ( Ac. Tritiónico) S4O6H2 ( Ac. Tetratiónico S5O6H2 (Ac. Pentationico) S6O6H2
(Ac. Hexatiónico ) Anhídrido Sulfuroso ( SO2). El SO2 es el principal constituyente de la
fumarolas de los volcanes.
Existen en los gases producidos por la combustión del carbón, que tiene siempre un poco de
azufre, y generalmente también en la atmósfera de las grandes ciudades . Obtención: En la
industria. Al quemar azufre S + O2 SO2 se obtiene anhídrido sulfuroso, exento de
arsénico. Pero, con este procedimiento, el precio de costo resulta elevado, por la
combustión, tiene lugar en hornos especiales, constituidos por una cámara de caldeo del
aire, una cuba de azufre y una cámara de combustión. El aire caliente se dirige a la
superficie del azufre en fusión y, de este modo, la utilización del oxígeno es completa. Por
los tubos de evacuación sale una mezcla de anhídrido sulfuroso y nitrógeno. También se
puede obtener por tostación de un sulfuro metálico, generalmente la pirita de hierro (
S2Fe) o la de blenda ( SZn): 2S2 Fe + 11/2 O2 Fe2O3 + 4SO2 Dicha reacción es
suficientemente exotérmica para que, una vez que se provoque la combustión en un punto,
esta se extienda a toda la masa. Se envía aire sobre la pirita que se encuentra en los pisos
de un horno metálico, formando por una parte fija, especie de cilindro vertical revestido
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3. interiormente con ladrillos refractarios, en la que existen siete u ocho soleras circulares
de tierras refractarias barridas por una serie de rastrillos montados en un árbol vertical
hueco, animado de movimiento rotatorio, que se haya en el centro del sistema. La pirita,
colocada primero por una tolba en la solera superior, se dirige al centro y , más tarde, cae
al piso inferior, donde, yendo del centro a la periferia, va a alimentar a la solera siguiente.
La combustión es regular, el encendido comienza en la solera superior, y la admisión del aire
que sube en el horno, se ajusta mediante un registro. El árbol central y los brazos, se
refrigeran por una corriente de aire o de agua. Cuando se tratan de cantidades muy
importantes ( 50 toneladas y más), se instalan hornos rotatorios análogos o empleados en la
industria del cemento.
El anhídrido sulfuroso se licua por compresión y se envasa en sifones de vidrio. Propiedades
físicas: El anhídrido sulfuroso, gas incoloro y de olor picante, se puede licuar por simple
compresión a 3 atmósferas, dando un líquido en cloro que no conduce la corriente eléctrica,
y si se verifica un enfriamiento ulterior, se forman cristales de color blanco. Se disuelve
ci9ertas sustancias, como las sales inorgánicas, produciendo en este caso una solución
conductora de la electricidad. Propiedades químicas:
El anhídrido sulfuroso es un cuerpo estable y se disocia solamente a temperaturas
elevadas: 3S2 2SO3 + S Los cuerpos muy ávidos de oxigeno lo reduce de modo que, con el
hidrogeno en caliente, se verifica la reacción : SO2 + 2H2 2H2O + S El hidrógeno naciente
lo transforma en sulfuro de hidrógeno. Al azufre, que puede tener la valencia VI, se
conduce como un radical divalente y fija dos átomos de cloro de sulfurilo (SO2Cl2), líquido
incoloro, fumante y de olor picante. En presencia de catalizadores como la esponja de
platino, se combina con el oxígeno y da anhídrido sulfúrico. La industria utiliza esta
reacción en el procedimiento de contacto para la preparación del ácido sulfúrico al oxidarse
la solución con el aire. SO2 + 1/2O2 + H2O SO4H2 Éstas últimas propiedades explican el
importante carácter reductor del anhídrido y sobre todo de su solución. El anhídrido
sulfuroso posee, por tanto, un poder decolorante considerable y se utiliza para quitar las
manchas de fruta o de vino en la ropa blanca. Aplicaciones. EL anhídrido sulfuroso sirve
esencialmente para la fabricación de ácido sulfúrico y se utiliza en menor cantidad para la
de sulfitos y tiosulfatos. Se emplea así mismo en el blanqueo de la lana, la extinción de
incendios, la producción de frío, la preparación de hielo y en las industrias azucarera, del
curtido y de la vinificación. Sulfitos: Él ácido sulfuroso es dibásico, y por tanto da lugar a
dos tipos de sales: sulfitos neutros, en los que los dos hidrógenos se hallan sustituidos por
un metal y sulfitos ácidos o bisulfitos, en los que solo se sustituye el hidrógeno. Obtención,
reconocimiento y propiedades: Los sulfitos solubles se pueden obtener haciendo pasar una
corriente de anhídrido sulfuroso por las soluciones correspondientes de carbonatos: SO2 +
CO3Na2 SO3Na2 + CO2 Los sulfitos insolubles se obtienen por precipitación: SO3Na2 +
Cl2Zn SO3Zn + 2ClNa Los sulfitos se reconocen porque dan con el cloruro de bario un
precipitado blanco de sulfito de bario, que se disuelve en el ácido nítrico diluido: SO3Na2 +
Cl2Ba SO3Ba + 2ClNa Los sulfitos neutros alcalinos se disuelven bien en el agua y su
solución presenta carácter básico a causa de la hidrólisis que se efectúa. Los demás
sulfitos son menos solubles y presentan reacción neutra. Anhídrido sulfúrico ( SO3).
Obtención y propiedades: Desde el punto de vista industrial, el anhídrido sulfúrico se
prepara exclusivamente para su ulterior transformación en óleum o ácido sulfúrico puro, se
utiliza en el laboratorio.
Se puede también descomponer en pirrosulfato por el calor: S2O7Na2 SO3 + SO4Na2 El
anhídrido sulfúrico se presenta corrientemente en estado sólido o líquido; en el primero
cristaliza en agujas muy finas y en el segundo hierve fácilmente. Se disocia, por el calor, en
anhídrido sulfuroso y oxígeno. Presenta así mismo gran avidez por el agua, con la que se
combina dando ácido sulfúrico, reacción en la que se desprende gran cantidad de calor.
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4. Además de empelarse para la obtención del ácido sulfúrico, se utiliza mucho también en los
laboratorios como deshidratante.
Ácido sulfúrico ( SO4H2 )
Es un producto industrial de importancia fundamental, tiene aplicaciones muy numerosas y
el consumo que se hace del mismo es considerable.
Se conoce, desde el siglo XIII, con el nombre de aceite de vitriolo, aunque la fabricación
industrial sólo se inicio a mediados del siglo XVIII. Obtención: Generalmente se preparan
los ácidos fumantes por el procedimiento de contacto y el ácido ordinario se obtiene por el
procedimiento de contacto y el ácido ordinario se obtiene por el procedimiento de las
cámaras de plomo. En ambos casos, la fabricación comprende en primer lugar la preparación
del anhídrido sulfuroso seguida de su oxidación e hidratación. Método de contacto: Este
método tiene un rendimiento máximo en fabricar anhídrido sulfúrico ( SO3) a partir de
SO2 por la reacción: 2SO2 + O2 2SO3 Al ser exotérmica, ésta reacción debe de realizarse
a temperatura poco elevada; la velocidad de reacción es, por tanto, muy pequeña y se tiene
que emplear un catalizador. Los gases que salen del horno de piritas se purifican y
deshidratan por lavado con ácido sulfúrico. Debe señalarse que el anhídrido arsenioso y el
agua envenenan el catalizador y paralizan toda su actividad. Generalmente, la catálisis
ocurre en dos tiempo: el óxido férrico (Fe2O3) comienza la reacción hacia 550° C y el
amianto platicando la prosigue hacia 450° C. El primer catalizador detiene las últimas
impurezas y el segundo eleva el rendimiento de la reacción hasta más del 95% Los vapores
de anhídrido sulfúrico producidos se recogen en forma de ácido sulfúrico concentrado y
dan ácidos fumantes u óleums, mezclas ricas de anhídrido sulfúrico y agua. Método de las
cámaras de plomo: En este método se efectúa la reacción: SO2 + ½ O2 + H2O SO4H2
Catolizándola por los óxidos del nitrógeno. Existen diversas teorías sobre esta acción
catalítica, la más simple de ellas lleva consigo, de forma alternativa, las reacciones
siguientes: SO2 + NO2 + H2O SO4H2 + NO NO + ½ O2 NO2 En otras interviene un
compuesto intermedio, el sulfato ácido de nitrosilo ( SO4HNO), que parece formarse al
reaccionar el anhídrido sulfuroso con el ácido nítrico: SO2 + NO3H SO4HNO Y que según
esta teoría, se descompone por contacto con el vapor de agua: SO4HNO + H2O SO4H2 +
NO3H Dando finalmente ácido sulfúrico.
Independientemente del horno de piritas, en el que se forma la mezcla gaseosa SO2 + ½
O2, las instalaciones para este procedimiento constan de la torre de Glover, las cámaras de
plomo y la torre de Gay- Lussac.
En la torre de Glover, el anhídrido sulfuroso (SO2) se pone en contacto con el ácido nítrico
y con el ácido sulfúrico concentrado que contiene diversos productos nitroso procendentes
de la torre de Gay – Lussac. De esto resulta una primera formación y una concentración de
ácido, que se recoge en el fondo a 60° Baumé, un enfriamiento de los gases procendentes
del horno de tostación de las piritas y la vuelta al ciclo de las reacciones de los productos
nitrosos. Estos gases pasan después a las cámaras de plomo , de tres a seis grandes
camapanas de plomo soldadas e invertidas sobre unas cubas del mismo metal , en las que se
inyecta por la parte superior vapor de agua.
El ácido sulfúrico formado se deposita en el fondo y los gases evacuados, que contienen
solamente nitrógeno, oxígeno y productos nitrosos, van a parar a la torre de Gay- Lussac,
donde lavados por ácido sulfúrico concentrado de la torre de Glover, se desprenden de los
productos nitrosos. El líquido que se recoge en el fondo se envía a esta torre de Glover,
donde se le añade una pequeña cantidad de ácido nítrico que compensa las pérdidas de
óxidos de nitrógeno. El ácido sulfúrico del fondo de las cámaras de plomo tiene 52° Baumé,
concentración suficiente para la mayor parte de las aplicaciones industriales, y en la torre
de Glover llega a los 60° Baumé. Los productos nitrosos van de la torre de Glover a las
cámaras y de éstas a la torre de Gay- Lussac y a la torre de Glover. El ácido así obtenido
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5. contiene diversas impurezas, por lo que en ciertos casos, se le purifica y concentra,
haciéndole atravesar una atmósfera de gases calientes en torres análogas a la Glover.
Propiedades físicas: El ácido sulfúrico, líquido incoloro, inodoro, denso y de fuerte sabor a
vinagre, es muy corrosivo y tiene aspecto oleaginoso, por lo que se le dio el nombre de
aceite de vitriolo durante mucho tiempo.
El tiempo utilizado en el comercio lleva siempre algo de agua, con la que se mezcla en todas
proporciones de forma violenta, con gran desprendimiento de calor y contracción de
volumen, lo cual prueba que al disolverse en ella forma una verdadera combinación.
Propiedades químicas.
Él ácido sulfúrico comienza a disociarse a la temperatura de ebullición: SO4H2 SO3 + H20
Pero, a temperatura más elevada, el anhídrido sulfúrico se disocia a su vez, dando anhídrido
sulfuroso y oxígeno y actúa como oxidante. Es reducido en caliente por el hidrógeno, el
azufre, el fósforo, el carbono, numerosos metales y diversos compuestos hidrogenados
poco estables. Es un ácido fuerte que posee dos funciones ácido y da con los álcalis dos
series de sales, los sulfatos ácidos (SO4HNa) y los sulfatos neutros (SO4Na2). Desplaza
de sus sales la mayor parte de los demás ácidos, más volátiles que él. Ataca todos los
metales, excepto el oro y el platino. Diluido en frío, reacciona con los más oxidables,
desprendiendo hidrógeno. SO4H2 + Zn SO4Zn + H2 ↑ Con el cobre, plomo, plata y mercurio
reacciona en caliente y se reduce convirtiéndose en anhídrido sulfuroso: 2SO4H2 + Cu
SO4Cu + SO2 + 2H2O Es un deshidratante enérgico, que carboniza los hidratos de
carbono, como el azúcar y corro la piel. Él ácido fumante da, con el benceno y sus derivados
reacciones de sulfonación. C6H6 + SO4H2 C6H5SO3H + H2O Se utilizan en la síntesis del
fenol y en la fabricación de explosivos, colorantes y plásticos. Aplicaciones: Sirve para la
preparación de la mayor parte de los ácidos minerales y orgánicos, de los sulfatos de
hierro, de cobre y de amonio, empleados en la agricultura, de los superfosfatos y de
alumbres. El ácido diluido con agua se utiliza en la depuración de aceites y benzoles, en la
refinación del petróleo, en el decapado de los metales y también en pilas y acumuladores.
Sulfatos. El ácido sulfúrico es dibásico y produce dos tipos de sales: los sulfatos neutros,
en los que un metal sustituye los dos H del ácido y los sulfatos ácidos o bisulfatos, en los
que solo un hidrógeno es reemplazado. Los sulfatos se encuentran con gran profusión en la
naturaleza ( yeso y baritina). Los sulfatos alcalinos y de otros muchos metales se disuelven
bien en el agua, pero los de los metales alcalinotérreos son todos insolubles, excepto el del
magnesio. Las soluciones acuosas de los sulfatos alcalinos son neutras, mientras que son
ácidas las de los sulfatos de metales pesaos y de los bisulfatos. Tiosulfatos. Cuando se
hierve una disolución de sulfito sódico con azufre libre, éste se disuelve formando
tiosulfato sódico: SO3Na2 + S S2O3Na2 Ésta sal se prepara industrialmente haciendo
pasar dióxido de azufre a través de una disolución muy caliente de carbonato sódico que
contiene azufre libre: CO3Na2 + SO2 + S S2O3Na2 + CO2 ↑ EL tiosulfato sódico cristaliza
en forma de pentahidrato ( S2O3Na2 * 5H2O ). Se usa en fotografía para fijar negativos
y positivos y en e laboratorio de análisis químicos para la determinación cuantitativa de
sustancias oxidantes. Se denomina también impropiamente hiposulfito. Los ácidos fuertes
reaccionan con los tiosulfatos, poniendo en libertad ácido tiosulfúrico, que se descompone
inmediatamente: S2O3Na2 + 2CIH 2ClNa + S2O3H2 SO2 + H2O + S ↓ Cuando se calienta
tiosulfato sódico cristalizado, éste pierde el agua de hidratación y, si se continua
calentando, se convierte en sulfato sódico, en un proceso de autoxidación – reducción:
4S2O3Na2 3SO4Na2 + S5Na2 Otros ácidos del azufre. Él ácido pirosulfúrico (S2O7H2)
es una sustancia sólida contenida en el ácido sulfúrico fumante u óleum. Se forma al
disolver SO3 en ácido sulfúrico concentrado: SO4H2 + SO3 S2O7H2 Las sales de éste
ácido, conocidas como pirosulfatos, se obtienen calentando bisulfatos. Él ácido
hiposulfuroso ó ácido ditionoso (S2O4H2) no se encuentra libre, pero la sal sódica o
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6. hiposulfito sódico (S2O4Na2) se obtiene reduciendo bisulfito sódico y dióxido de azufre
con polvo de zinc: 2SO3HNa + SO2 + Zn SO3Zn + S2O4Na2 + H2O Los ácidos politiónicos
(SxO6H2), en que x es 2, 3, 4, 5 ó 6, tienen muy poca importancia práctica. Él ácido
persulfúrico o, mejor, peroxidisulfúrico (S2O8H2), se obtiene por electrólisis del ácido
sulfúrico. Los persulfatos o sales de aquél pueden prepararse electrolizando disoluciones
de bisulfatos. Él ácido persulfúrico y los persulfatos son oxidantes enérgicos. Sulfuro de
hidrógeno ó ácido sulfhídrico ( SH2). Conocido desde la antigüedad con el nombre de aire
azufrado maloliente, éste gas existe en las fumarolas de los volcanes y en numerosos
manantiales sulfurosos. Se desprende por descomposición de los albuminoides, cuando la
materia orgánica entra en putrefacción. Obtención: El ácido sulfhídrico se obtiene
descomponiendo un sulfuro por un ácido. EL sulfuro de hierro artificial reacciona con el
ácido clorhídrico o sulfúrico diluidos: SFe + SO4H2 SO4Fe + SH2 El sulfuro de hidrógeno
que da contiene algo de hidrógeno resultante de la reacción del ácido sobre hierro no
sulfurado. Se consigue también puro tratando en caliente el sulfuro de antimonio (S3Sb2)
por el ácido clorhídrico concentrado. Propiedades físicas. EL sulfuro de hidrógeno, gas
incoloro, tóxico y de olor muy desagradable parecido al de huevos podridos , ataca a la
plata, ennegreciéndola, al formar con ella sulfuro de plata (SAg2) de color negro.
Propiedades químicas. Éste sulfuro o ácido se descompone fácilmente en sus elementos
bajo el efecto del calor, por lo que actúa como hidrogenante y como sulfurante. Arde con
llama azul, dando vapor de agua y anhídrido sulfurosos, y en caliente y al contacto con un
cuerpo poroso, se puede oxidar convirtiéndose en ácido sulfúrico. Otras propiedades que
tiene son las de ser reductor con el ácido nítrico el ácido sulfúrico concentrado,
descomponerse por los halógenos, dar, con las bases, sulfuros neutros y sulfuros ácidos y
atacar gran número de metales en frío. Reacciona con muchas sales disueltas para formar
según las reglas de Berthollet, sulfuros insolubles. El color que adopta el precipitado
obtenido permite reconocer la naturaleza de las sal en los distintos análisis químicos. Ciclo
del azufre El ciclo comprende varios tipos de reacciones redox desarrolladas por
microorganismos: 1.- Ciertos tipos de bacterias son capaces de extraer el azufre de
compuestos orgánicos (proceso de desulfuración) que rinde SO4= en condiciones aerobias y
H2S en condiciones anaerobias. 2.- Bacterias anaerobias respiradoras de SO4= que
producen la acumulación de H2S hasta alcanzar concentraciones tóxicas. 3.- Bacterias
fotosintéticas anaerobias pueden usar el H2S como donador de electrones en sus procesos
metabólicos dando lugar a depósitos de azufre elemental (Sº). 4.- Bacterias
quimiolitotrofas que utilizan el H2S como fuente de energía para la producción de ATP. En
muchos casos se producen asociaciones entre bacterias formadoras y consumidores de
H2S en un sistema balanceado. En todos los caos, el Sº es la forma no asimilable y sólo
puede entrar en el ciclo por la acción de algunas bacterias que son capaces de oxidarlo a
SO4=. Todas las formas de azufre son insolubles en agua, y las formas cristalinas son
solubles en disulfuro de carbono. Cuando el azufre ordinario se funde, forma un líquido de
color pajizo que se oscurece si se calienta más, alcanzando finalmente su punto de
ebullición. Si el azufre fundido se enfría lentamente, sus propiedades físicas varían en
relación a la temperatura, presión y el método de enfriamiento. El azufre puede
presentarse en varias formas alotrópicas, que incluyen los líquidos Së y Sµ, y diversas
variedades sólidas, cuyas formas más familiares son el azufre rómbico y el azufre
monoclínico (véase Alotropía; Cristal). La más estable es el azufre rómbico, un sólido
cristalino de color amarillo con una densidad de 2,06 g/cm3 a 20 °C. Es ligeramente soluble
en alcohol y éter, moderadamente soluble en aceites y muy soluble en disulfuro de carbono.
A temperaturas entre 94,5 °C y 120 °C esta forma rómbica se transforma en azufre
monoclínico, que presenta una estructura alargada, transparente, en forma de agujas con
una densidad de 1,96 g/cm3 a 20 °C. La temperatura a la que el azufre rómbico y el
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7. monoclínico se encuentran en equilibrio, 94,5 °C, se conoce como temperatura de transición.
Cuando el azufre rómbico ordinario se funde a 115,21 °C, forma el líquido amarillo pálido Së,
que se vuelve oscuro y viscoso a 160 °C, formando Sµ. Si se calienta el azufre hasta casi
alcanzar su punto de ebullición de 444,6 °C y después se vierte rápidamente en agua fría,
no le da tiempo a cristalizar en el estado rómbico o monoclínico, sino que forma una
sustancia transparente, pegajosa y elástica conocida como azufre amorfo o plástico,
compuesta en su mayor parte por Sµ sobreenfriado. El azufre tiene valencias dos, cuatro y
seis, como presenta en los compuestos sulfuro de hierro (FeS), dióxido de azufre (SO2) y
sulfato de bario (BaSO4), respectivamente. Se combina con hidrógeno y con elementos
metálicos por calentamiento, formando sulfuros. El sulfuro más común es el sulfuro de
hidrógeno, H2S, un gas venenoso e incoloro, con olor a huevo podrido. El azufre también se
combina con el cloro en diversas proporciones para formar monocloruro de azufre, S2Cl2, y
dicloruro de azufre, SCl2. Al arder en presencia de aire, se combina con oxígeno y forma
dióxido de azufre, SO2, un gas pesado e incoloro, con un característico olor sofocante. Con
aire húmedo se oxida lentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básico de otros
ácidos, como el ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso, H2SO3. Este último tiene
dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases de sales: sulfitos y sulfitos ácidos. En una
disolución, los sulfitos ácidos o bisulfitos de los metales alcalinos, como el bisulfito de
sodio, NaHSO3, actúan como ácidos. Las disoluciones de sulfitos comunes, como sulfito de
sodio, Na2SO3, y sulfito de potasio, K2SO3, son ligeramente alcalinas. El dióxido de azufre
se libera a la atmósfera en la combustión de combustibles fósiles, como el petróleo y el
carbón, siendo uno de los contaminantes más problemáticos del aire. La concentración de
dióxido de azufre en el aire puede alcanzar desde 0,01 a varias partes por millón, y puede
afectar al deterioro de edificios y monumentos. También es la causa de la lluvia ácida, así
como de molestias y problemas para la salud del ser humano. Véase Contaminación
atmosférica. ESTADO NATURAL. El azufre ocupa el lugar 16 en abundancia entre los
elementos de la corteza terrestre, y se encuentra ampliamente distribuido tanto en estado
libre como combinado con otros elementos. Así se halla en numerosos sulfuros metálicos,
como el sulfuro de plomo o galena, PbS; la esfalerita, ZnS; la calcopirita, (CuFeS2); el
cinabrio, HgS; la estibina, Sb2S3, y la pirita de hierro, FeS2. También se encuentra
combinado con otros elementos formando sulfatos como la baritina, BaSO4; la celestina,
SrSO4, y el yeso, CaSO4•2H2O. Asimismo está presente en moléculas de una gran variedad
de sustancias como la mostaza, el huevo y las proteínas. En estado libre se encuentra
mezclado con rocas de yeso y pumita en zonas volcánicas, principalmente en Islandia,
Sicilia, México y Japón, apareciendo a menudo como sublimados en las inmediaciones de
orificios volcánicos. El azufre en estado libre puede formarse por la acción del aire sobre
las piritas, o también depositarse por aguas sulfurosas calientes, en las cuales el sulfuro de
hidrógeno se ha oxidado por contacto con la atmósfera. EXTRACCIÓN Existen varios
métodos para la extracción del azufre. En Sicilia se colocan las rocas sulfurosas en grandes
pilas y se prenden. El azufre líquido que se va formando pasa a unos moldes de madera en
los que solidifica, produciéndose el llamado azufre en cañón. Este último se puede purificar
posteriormente por destilación, haciendo pasar el vapor por una gran cámara de ladrillos, en
cuyas paredes se condensa en forma de polvo fino llamado flor de azufre. En Estados
Unidos, en donde los depósitos de azufre pueden encontrarse a unos 275 m o más bajo la
superficie terrestre, el método más utilizado es el de Frasch, inventado en 1891 por el
químico estadounidense Herman Frasch. En este método se introducen en el depósito de
azufre cuatro tuberías concéntricas, la mayor de la cuales mide 20 cm de diámetro. A
través de las dos tuberías exteriores se inyecta agua calentada bajo presión a 170 °C,
fundiendo el azufre. Cuando se ha conseguido fundir una cantidad suficiente de azufre, el
aire caliente baja por las tuberías internas formando una espuma con el azufre fundido, lo
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8. que hace subir la mezcla a la superficie por la tubería restante. Entonces se coloca el
azufre en contenedores de madera, donde solidifica, alcanzándose una pureza de un 99,5%.
El azufre también se puede extraer de las piritas por destilación en retortas de hierro o
arcilla refractaria, aunque con este proceso el azufre obtenido suele contener porciones de
arsénico. APLICACIONES La aplicación más importante del azufre es la fabricación de
compuestos como ácido sulfúrico, sulfitos, sulfatos y dióxido de azufre, todos ellos ya
citados. En medicina, el azufre ha cobrado gran relevancia por la extensión del uso de las
sulfamidas y su utilización en numerosas pomadas tópicas. Se emplea también para fabricar
fósforos, caucho vulcanizado, tintes y pólvora. En forma de polvo finamente dividido y
frecuentemente mezclado con cal, el azufre se usa como fungicida para las plantas. La sal
tiosulfato de sodio, Na2S2O3•5H2O, llamada impropiamente hiposulfito, se emplea en
fotografía para el fijado de negativos y positivos. Combinado con diversas láminas de
minerales inertes, el azufre constituye un pegamento especial utilizado para sujetar
objetos metálicos a la roca, como en el caso de los rieles o vías de tren y cadenas. El ácido
sulfúrico es uno de los productos químicos industriales más importantes, pues además de
emplearse en la fabricación de sustancias que contienen azufre sirve también para obtener
una gran cantidad de materiales que no contienen azufre en sí mismos, como el ácido
fosfórico. Ácido sulfúrico: Su fórmula es H2SO4, es un líquido corrosivo, de gran
viscosidad, incoloro y con una densidad relativa de 1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36
°C, un punto de ebullición de 340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar
ácido sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor. A menos que la
mezcla se agite bien, el agua añadida se puede calentar más allá de su punto de ebullición y
la formación repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente (véase
Ácidos y bases). El ácido concentrado destruye la piel y la carne, y puede causar ceguera si
se introduce en los ojos. El mejor tratamiento en caso de accidente es eliminar el ácido con
grandes cantidades de agua. A pesar del peligro potencial si se maneja sin cuidado, el ácido
sulfúrico ha sido muy importante comercialmente durante muchos años. Los antiguos
alquimistas lo preparaban en grandes cantidades calentando sulfatos existentes en la
naturaleza a altas temperaturas y disolviendo en agua el trióxido de azufre obtenido de
esta forma. En el siglo XV aproximadamente, se desarrolló un método para obtener el
ácido, destilando sulfato ferroso hidratado (o vitriolo de hierro) con arena. En 1740
empezó a producirse el ácido a escala comercial quemando azufre y nitrato de potasio en un
caldero suspendido en un gran globo de cristal, cubierto parcialmente de agua.
PROPIEDADES El ácido sulfúrico es un ácido fuerte, es decir, en disolución acuosa se
disocia fácilmente en iones hidrógeno (H+) e iones sulfato (SO42-). Cada molécula produce
dos iones H+, o sea que el ácido sulfúrico es dibásico. Sus disoluciones diluidas muestran
todas las características de los ácidos: tienen sabor amargo, conducen la electricidad,
neutralizan los álcalis y corroen los metales activos desprendiéndose gas hidrógeno. A
partir del ácido sulfúrico se pueden preparar sales que contienen el grupo sulfato SO4, y
sales ácidas que contienen el grupo hidrogenosulfato, HSO4. El ácido sulfúrico
concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente desecante.
Actúa tan vigorosamente en este aspecto que extrae el agua, y por lo tanto carboniza, la
madera, el algodón, el azúcar y el papel. Debido a estas propiedades desecantes, se usa
para fabricar éter, nitroglicerina y tintes. Cuando se calienta, el ácido sulfúrico
concentrado se comporta como un agente oxidante capaz, por ejemplo, de disolver metales
tan poco reactivos como el cobre, el mercurio y el plomo, produciendo el sulfato del metal,
dióxido de azufre y agua. Durante el siglo XIX, el químico alemán Justus von Liebig
descubrió que el ácido sulfúrico, añadido al suelo, aumenta la cantidad de fósforo
disponible para las plantas. Este descubrimiento dio lugar a un aumento de la producción
comercial de este ácido, mejorándose por tanto los métodos de fabricación.
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9. FABRICACIÓN. Actualmente se utilizan dos procesos para obtener ácido sulfúrico. En las
etapas iniciales ambos requieren el uso de dióxido de azufre, que se obtiene quemando
piritas de hierro, FeS2, o azufre, en aire (tostación). En el primer proceso, denominado
método de las cámaras de plomo, la reacción se lleva a cabo en grandes torres de ladrillos
recubiertas de plomo. En estas torres, reaccionan dióxido de azufre gaseoso, aire, vapor de
agua y óxidos de nitrógeno, produciendo ácido sulfúrico en forma de gotas finas que caen al
suelo de la cámara. Casi todos los óxidos de nitrógeno se recuperan del gas que sale y se
vuelven a introducir en la cámara para ser utilizados de nuevo. El ácido sulfúrico producido
de esta forma, y el ácido etiquetado, sólo contienen de un 62 a un 70% de H2SO4; el resto
es agua. Actualmente, casi un 20% del ácido sulfúrico se produce por el método de las
cámaras de plomo, pero este porcentaje está disminuyendo. El segundo método de
obtención, el método de contacto, que empezó a usarse comercialmente alrededor de 1900,
se basa en la oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre, SO3, bajo la influencia
de un catalizador. El platino finamente dividido, que es el catalizador más eficaz, tiene dos
desventajas: es muy caro y además, ciertas impurezas existentes en el dióxido de azufre
ordinario lo “envenenan” y reducen su actividad. Muchos productores de ácido sulfúrico
utilizan dos catalizadores: primero, uno más resistente aunque menos efectivo, como el
óxido de hierro o el óxido de vanadio, que inician la reacción, y a continuación, una cantidad
menor de platino para terminar el proceso. A 400 °C, la conversión de dióxido a trióxido de
azufre es casi completa. El trióxido se disuelve en ácido sulfúrico concentrado, y al mismo
tiempo un flujo de agua mantiene la concentración al nivel seleccionado, normalmente un
95%. Reduciendo el flujo de agua, se puede obtener un producto con más SO3 del que
contiene la fórmula H2SO4. Este producto, llamado ácido sulfúrico fumante, óleum o ácido
Nordhausen, es necesario para algunas reacciones de química orgánica. PRODUCCIÓN Los
usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un
índice aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios de la década
de 1970, la producción anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos, el mayor productor,
sobrepasaba los 29 millones de toneladas, que corresponden a una producción diaria de 1/3
kg por persona al año. El ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes,
tanto superfosfato como sulfato de amonio. También se usa para fabricar productos
orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así como para refinar petróleo y procesar
metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen ácido sulfúrico como tal, es
la batería de plomo, que se utiliza en los automóviles. El conocimiento de la dinámica de
nitrógeno, fósforo y potasio son, hoy, bastante bien conocidas, existiendo gran cantidad de
información al respecto: dosis necesarias para obtener altos rendimientos, métodos de
diagnóstico de fertilidad, métodos de laboratorio adecuados que permiten conocer la
disponibilidad de estos minerales en los suelos. Como consecuencia de lo anterior surgen
ahora otros elementos como limitantes a la producción, entre ellos el azufre se destaca
principalmente, este proceso se detecta en muchas partes del mundo y responde a las
siguientes causas: •1) El incremento en el uso de fertilizantes más puros, cuyos contenidos
de azufre son sólo trazas, por ejemplo, el uso de urea fosfato de amonio, fosfato
diamónico, polifosfatos de amonio, el superfosfato triple, etc. En lugar del superfosfato
simple (que posee importantes cantidades de azufre) y el uso de urea o nitrato de amonio
en lugar del sulfato de amonio. •2) Incremento en los rendimientos, con la introducción de
híbridos de alto rinde, con respuesta a nitrógeno, resultando en una rápida disminución de
azufre del suelo. •3) Reducción de las emisiones de dióxido de azufre (SO2) debido a la
contaminación ambiental y las regulaciones y control. Este gas se incorpora al suelo por las
lluvias. (En países desarrollados). •4) Disminución en el uso de abonos orgánicos, tanto en
países desarrollados como en vías de desarrollo. •5) Inmovilización del azufre en la materia
orgánica acumulada en los suelos por el uso de labranzas conservacionistas. (Siembra
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10. directa). Es claro que el azufre es uno de los nutrientes indispensable para el desarrollo de
los vegetales, ya que forma parte de la estructura de aminoácidos esenciales como la
metionina y la cisteína, además, interviene en los procesos de síntesis de la clorofila. Es
poco lo que sabemos de este elemento como nutriente, recién hace unos pocos años en
distintos lugares del país se comenzó a prestarle atención. De trabajos de investigación
encarados comenzaron a surgir evidencias de respuesta de los cultivos a los agregados de
azufre. Una vez satisfechas las necesidades de nitrógeno y fósforo el azufre se perfila
como el próximo nutriente a tener en cuenta. La dinámica del azufre es bastante similar a
la del nitrógeno, ya que ambos están mayoritariamente en el suelo en formas orgánicas, o
sea que la presencia de las formas asimilables por los vegetales dependen de procesos
microbiológicos, ambos nutrientes son mayoritariamente asimilados como aniones, nitratos
y sulfatos (NO3- y SO4=), esta característica los hace poco retenidos por el suelo y en
consecuencia son lavados del perfil con facilidad por las lluvias. La tarea a la que nos
enfrentamos los que estamos en el tema es obtener información de las cantidades
presentes de azufre asimilable en los suelos de la región donde desarrollamos nuestra
tarea, ajustar las metodologías de laboratorio que miden esta fracción de azufre edáfico,
calibrar los resultados, o sea poder decirle al productor si la cantidad de azufre en sus
suelos es compatible con la obtención de los rendimientos deseados. Otros aspectos a
determinar, es si es necesario fertilizar, qué fuentes de azufre son las más adecuadas, y
las dosis necesarias para maximizar los resultados. Estos parámetros deberán ser
determinados para cada región ecológica y para cada tipo de cultivo. Es interesante
mencionar que existen en la actualidad firmas que comercializan fertilizantes azufrados
con un alto grado de azufre (98%) y en forma granulada lo que facilita la aplicación al suelo,
en lugar de las formas tradicionales pulverulentas que hacían dificultosa la aplicación del
producto. Por ahora, que en la región NOA no tenemos casi resultados, echamos mano a
algunas metodologías de interpretación de valores utilizadas en otras latitudes. Por
ejemplo, la utilizada en Minnesota (EEUU). Allí la determinación de azufre se realiza con el
método turbidimétrico y los valores calibrados son los siguientes (Ver Cuadro 1). Como se
puede apreciar es necesario que los organismos de investigación presten atención en forma
rápida a este nutriente ya que poseemos información suficiente como para intuir la
importancia del mismo en la economía de la producción agropecuaria. Cantidad de S-SO4=
en el suelo Interpretación Recomendación 0 – 6 ppm Bajo Respuesta segura a la
fertilización 7 – 12 ppm Medio Respuesta probable a la fertilización > 12 ppm Alto Sin
respuesta a la fertilización El proceso usado es el conocido como “CLAUS”, que consiste en
la conversión catalítica de distintos compuestos de azufre en azufre elemental de alta
pureza. La tecnología empleada es de última generación de Ortloff Engineers Ltd. / The
Pro-Quip Corporation (U.S.A.). La planta tiene una capacidad de producir 60 t/día de
azufre, con una eficiencia de recuperación igual o mayor al 96% y una pureza del producto
de 99,7%. La producción de azufre es en estado líquido y el proyecto incluye almacenaje
calefaccionado del mismo y cargadero de camiones para su venta.
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