El azufre , importancia y su proceso de producción Azufre, de símbolo S, es un elemento no metálico, insípido, inodoro, de color amarillo pálido. El azufre se encuentra en el grupo 16 del sistema periódico. Su número atómico es 16 y su masa atómica 32,064.

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. 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, des 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 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. 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 nitroso, 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 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 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 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 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. 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 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.