El asombroso Titanio

Titanio

titanio. (Del lat. Titan). m. Elemento químico de núm. atóm. 22. Metal abundante en la corteza terrestre, se encuentra en el rutilo en forma de óxido, en la escoria de ciertos minerales de hierro y en cenizas de animales y plantas. De color gris oscuro, de gran dureza, resistente a la corrosión y de propiedades físicas parecidas a las del acero, se usa en la fabricación de equipos para la industria química y, aleado con el hierro y con otros metales, se emplea en la industria aeronáutica y aeroespacial. Algunos de sus compuestos son muy opacos y, por su blanco intenso, se utilizan en la fabricación de pinturas. (Símb. Ti).

Titanio

El titanio se emplea como material de construcción debido a su gran resistencia, su bajo peso y su alto punto de fusión. Sin embargo, por ser difícil de trabajar y más caro que el acero y el aluminio, se utiliza mucho menos que estos otros dos materiales.

Titanio, de símbolo Ti, elemento metálico blanco plateado que se usa principalmente para preparar aleaciones ligeras y fuertes. Su número atómico es 27 y es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

El titanio fue descubierto en 1791 (en el mineral menacanita), por el clérigo británico William Gregor, quien le puso el nombre de menaquita. Cuatro años después, el químico alemán Martin Heinrich Klaproth volvió a descubrir el elemento en el mineral rutilo, y le llamó titanio como alusión a la fuerza de los mitológicos titanes griegos. El metal fue aislado en 1910.

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PROPIEDADES Y ESTADO NATURAL

El titanio sólo es soluble en ácido fluorhídrico y en ácidos en caliente como el sulfúrico; en ácido nítrico no es soluble ni en caliente. El metal es extremadamente frágil en frío, pero es muy maleable y dúctil al rojo vivo moderado. Tiene un punto de fusión de 1.660 °C, un punto de ebullición de 3.287 °C y una densidad relativa de 4,5. Su masa atómica es 47,9.

El titanio arde con oxígeno a 610 °C formando dióxido de titanio, y con nitrógeno a 800 °C formando nitruro de titanio (TiN). Las valencias del titanio son 4, 3 y 2, y forma las sales siguientes: tetracloruro de titanio (TiCl₄), tricloruro de titanio (TiCl₃) y dicloruro de titanio (TiCl₂). Ocupa el lugar 9 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, pero nunca se encuentra en estado puro. Existe como óxido en los minerales ilmenita (FeTiO₃), rutilo (TiO₂) y esfena (CaO · TiO₂ · SiO₂).

Para obtener el óxido de titanio se tritura el mineral y se mezcla con carbonato de potasio y ácido fluorhídrico produciendo fluorotitanato de potasio (K₂TiF₆). Éste se destila con agua caliente y se descompone con amoníaco. Así se obtiene el óxido hidratado amoniacal, que se inflama en un recipiente de platino produciendo dióxido de titanio (TiO₂). Para obtener el titanio en forma pura, se trata el óxido con cloro, con lo que se obtiene tetracloruro de titanio, un líquido volátil; después se reduce ese líquido con magnesio en una cámara de hierro cerrada para producir titanio metálico. Por último se funde el metal y se moldea en lingotes.

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APLICACIONES

Debido a su resistencia y su peso ligero, el titanio se usa en aleaciones metálicas y como sustituto del aluminio. Aleado con aluminio y vanadio, se utiliza en los aviones para fabricar las puertas de incendios, la capa exterior, los componentes del tren de aterrizaje, el entubado hidráulico y las protecciones del motor. Los álabes del compresor, los discos y los revestimientos de los motores a reacción también están hechos de titanio. Un avión a reacción de transporte utiliza entre 318 y 1.134 kg del metal, y un avión supersónico, que vuela a velocidades entre los 2.410 y los 3.220 km/h, utiliza entre 14 y 45 toneladas. El titanio se usa ampliamente en misiles y cápsulas espaciales; las cápsulas Mercurio, Gemini y Apolo fueron construidas casi totalmente con titanio. Otras aleaciones comunes de titanio son: el ferrocarbono titanio, que se obtiene reduciendo la ilmenita con coque en un horno eléctrico; el cuprotitanio, que se produce por la reducción de rutilo al que se ha añadido cobre, y el manganotitanio, que se obtiene reduciendo el rutilo al que se ha añadido manganeso u óxidos de manganeso.

La relativa inercia del titanio le hace eficaz como sustituto de los huesos y cartílagos en cirugía, así como para las tuberías y tanques que se utilizan en la elaboración de los alimentos. Se usa en los intercambiadores de calor de las plantas de desalinización debido a su capacidad para soportar la corrosión del agua salada. En metalurgia, las aleaciones de titanio se usan como desoxidantes y desnitrogenantes para eliminar el oxígeno y el nitrógeno de los metales fundidos. El dióxido de titanio (conocido como titanio blanco), es un pigmento blanco y brillante que se utiliza en pinturas, lacas, plásticos, papel, tejidos y caucho.

martes, 17 de mayo de 2011

El asombroso Escandio

Escandio

escandio. (Del lat. cient. scandĭum). m. Elemento químico de núm. atóm. 21. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra disperso en algunos minerales. De color gris con tintes rosáceos, sus sales son incoloras y su óxido tiene las mismas propiedades que los de las tierras raras. (Símb. Sc).

Escandio, de símbolo Sc, es un elemento metálico blando de color blanco-plateado y de número atómico 21. El escandio es uno de los elementos de transición del sistema periódico.

El escandio fue descubierto en 1879 por el químico sueco Lars Fredrik Nilson, ocho años después de que el químico ruso Dmitri Ivánovich Mendeléiev predijera, en base a la ley periódica, que el elemento existía en la naturaleza y que sus propiedades se asemejaban a las del elemento boro. El escandio existe en algunos minerales escasos, como por ejemplo, la wolframita. Ocupa el lugar 31 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Forma sales trivalentes incoloras.

El escandio tiene un punto de fusión de 1.541 °C, un punto de ebullición de 2.836 °C y una densidad relativa de 3,0. La masa atómica del escandio es 44,956.

El asombroso Calcio

Calcio

calcio. (Del lat. cient. calcium, de calx, calcis, cal). m. Elemento químico de núm. atóm. 20. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra principalmente en forma de carbonato, como la calcita, o de sulfato, como el yeso, y es un componente esencial de huesos, dientes, caparazones, arrecifes coralinos y estructuras vegetales. De color blanco o gris, blando y muy ligero, combinado con el oxígeno forma la cal y tiene gran importancia en el metabolismo celular. (Símb. Ca).

Calcio

El calcio, que aparece en la imagen en una forma no refinada, es uno de los elementos químicos más abundantes en la corteza terrestre. Está presente en materiales de uso común, como el hormigón, el cemento, el mármol y la tiza.

Calcio, de símbolo Ca, es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 20.

El químico británico Humphry Davy aisló el calcio en 1808 mediante electrólisis.

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PROPIEDADES Y ESTADO NATURAL

El calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm³; su masa atómica es 40,08.

El calcio ocupa el quinto lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre, pero no se encuentra en estado puro en la naturaleza. Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO₃), del que están formados la calcita, el mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO₄), presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio (CaF₂), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca₃(PO₄)₂), y varios silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por el oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos, el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH)₂ y liberando hidrógeno.

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APLICACIONES

El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio fundido, un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo. El calcio, combinado químicamente, está presente en la cal (hidróxido de calcio), el cemento y el mortero, en los dientes y los huesos (como hidroxifosfato de calcio), y en numerosos fluidos corporales (como componente de complejos proteínicos) esenciales para la contracción muscular, la transmisión de los impulsos nerviosos y la coagulación de la sangre.

El asombroso Potasio

Potasio

potasio. (Del lat. cient. potassium, y este del neerl. pottaschen, ceniza de pote, término acuñado en 1807 por H. Davy, 1778-1829, químico y físico inglés que lo descubrió). m. Elemento químico de núm. atóm. 19. Metal muy abundante en la corteza terrestre; se encuentra en forma de sales, generalmente silicatos, en muchos minerales y en el agua del mar. De color blanco argénteo, blando y con punto de fusión muy bajo, su hidróxido, la potasa, era conocido de antiguo como el álcali vegetal. Es un oligoelemento fundamental en el metabolismo celular, y algunos de sus derivados se usan como fertilizantes. (Símb. K, de Kalĭum, denominación latina de la potasa). □ V. nitrato de ~.

Potasio

El potasio es un elemento metálico, muy blando y altamente reactivo. Se puede cortar con un cuchillo y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas.

Potasio, de símbolo K (del latín kalium, 'álcali'), es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Pertenece al grupo 1 (o IA) del sistema periódico y es uno de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19.

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ESTADO NATURAL

Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas naturales, de números másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene una vida media de 1.280 millones de años. El isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparado artificialmente varios isótopos radiactivos. El potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de ebullición de 760 °C y una densidad de 0,86 g/cm³; la masa atómica del potasio es 39,098.

El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio. El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un líquido, como la parafina, con la que no reacciona.

El potasio ocupa el octavo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre; se encuentra en grandes cantidades en la naturaleza en minerales tales como la carnalita, el feldespato, el salitre, la arenisca verde y la silvita. El potasio está presente en todo el tejido vegetal y animal, y es un componente vital de los suelos fértiles.

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APLICACIONES

El potasio metal se emplea en las células fotoeléctricas. El potasio forma varios compuestos semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basados en la valencia 1. El bromuro de potasio (KBr), un sólido blanco formado por la reacción de hidróxido de potasio con bromo, se utiliza en fotografía, grabado y litografía, y en medicina como sedante. El cromato de potasio (K₂CrO₄), un sólido cristalino amarillo, y el dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇), un sólido cristalino rojo, son poderosos agentes oxidantes utilizados en cerillas o fósforos y fuegos artificiales, en el tinte textil y en el curtido de cuero. El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides. El nitrato de potasio (KNO₃) es un sólido blanco preparado por la cristalización fraccionada de disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales, y para adobar carne; se encuentra en la naturaleza como salitre. El permanganato de potasio (KMnO₄) es un sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y como agente oxidante en muchas reacciones químicas importantes. El sulfato de potasio (K₂SO₄) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre. El hidrogenotartrato de potasio, que suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como levadura en polvo y en medicina.

El término “potasa” designaba originalmente al carbonato de potasio obtenido lixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a diversos compuestos de potasio. El carbonato de potasio (K₂CO₃), un sólido blanco, llamado también potasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usa para fabricar jabón blando y vidrio. El clorato de potasio (KClO₃), llamado clorato de potasa, es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de cloruro de potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos), fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno. El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente común de las sales minerales de potasio, de las que se obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio y también se usa para obtener otros compuestos de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se emplea en la fabricación de jabón y es un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución fuertemente alcalina.

El asombroso Argón

Argón

argón. (Del gr. ἀργόν, n. de ἀργός, inactivo). m. Elemento químico de núm. atóm. 18. Gas abundante en la atmósfera y en las emanaciones volcánicas que, como todos los gases nobles, es químicamente inactivo. Se usa en el llenado de bombillas, la industria metalúrgica y la tecnología nuclear. (Símb. Ar).

John W. S. Rayleigh

El físico y matemático británico John W. S. Rayleigh recibió el Premio Nobel de Física en 1904. Investigó la densidad de los gases y fue uno de los descubridores del argón, un elemento gaseoso inerte.

Argón, de símbolo Ar, es un elemento gaseoso incoloro e inodoro, el tercer gas más abundante en la atmósfera de la Tierra. Pertenece al grupo 18 (o VIIIA) del sistema periódico y es uno de los gases nobles. Su número atómico es 18.

El argón fue descubierto en 1894 por los científicos británicos William Ramsay y John William Strutt Rayleigh. Llegaron a este descubrimiento por una discrepancia entre la densidad del nitrógeno supuestamente puro, preparado a partir del aire, y el nitrógeno realmente puro, preparado a partir del nitrato de amonio. El argón está formado por moléculas monoatómicas. Se le creía químicamente inerte hasta el año 2000, cuando científicos finlandeses anunciaron la obtención de un compuesto estable de este elemento. Constituye el 0,93% de la atmósfera. Tiene un punto de fusión de -189,3 °C y un punto de ebullición de -185,86 °C. La masa atómica del argón es 39,948.

Se produce comercialmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido. Se usa en grandes cantidades para rellenar bombillas (focos) eléctricas. Si se deja aire en las bombillas incandescentes, el filamento se quema; si se hace el vacío, método utilizado antiguamente, el filamento de tungsteno tiende a evaporarse, oscureciendo su interior. Para evitar esta evaporación, la bombilla (foco) puede rellenarse con nitrógeno, que es el gas menos caro para este propósito, o con argón, que es mejor, pues conduce menos el calor y, por lo tanto, enfría menos el filamento.

El argón se usa también en un tipo de lámpara de neón. Mientras que el neón puro produce luz roja, el argón produce luz azul. Los tubos de argón requieren un voltaje menor que los de neón, y por eso se mezclan a veces pequeñas cantidades de argón con neón. El argón se utiliza también en el arco eléctrico, en el láser de gas y en el arco de soldadura.

El asombroso Cloro

Cloro

cloro. (Del gr. χλωρός, de color verde amarillento). m. Elemento químico de núm. atóm. 17. Muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en forma de cloruros en el agua de mar, en depósitos salinos y en tejidos animales y vegetales. Gas de color verde amarillento y olor sofocante, es muy venenoso, altamente reactivo y se licua con facilidad. Se usa para blanquear y como plaguicida, en la desinfección de aguas y en la industria de los plásticos. (Símb. Cl).

Cloro, de símbolo Cl, es un elemento gaseoso amarillo verdoso. Pertenece al grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico, y es uno de los halógenos. Su número atómico es 17.

El cloro elemental fue aislado por vez primera en 1774 por el químico sueco Carl Wilhelm Scheele, quien creía que el gas era un compuesto; no fue hasta 1810 cuando el químico británico Humphry Davy demostró que el cloro era un elemento y le dio su nombre actual.

A temperatura ordinaria, es un gas amarillo verdoso que puede licuarse fácilmente bajo una presión de 6,8 atmósferas a 20 ºC. El gas tiene un olor irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial (véase Guerra química y biológica).

El cloro libre no existe en la naturaleza, pero sus compuestos son minerales comunes, y ocupa el lugar 20 en abundancia en la corteza terrestre. El cloro tiene un punto de fusión de -101 ºC, un punto de ebullición de -34,05 ºC a una atmósfera de presión, y una densidad relativa de 1,41 a -35 ºC; la masa atómica del elemento es 35,453.

Es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆ y Cl₂O₇. El cloro no arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias; una vela ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los hogares como agentes blanqueadores (véase Blanqueo).

La mayor parte del cloro es producida por la electrólisis de una disolución ordinaria de sal, obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto. Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros materiales orgánicos, para destruir los gérmenes del agua y para preparar bromo, tetraetilplomo y otros productos importantes.

El asombroso Azufre

Azufre

azufre. (Del lat. sulphur, -ŭris). m. Elemento químico de núm. atóm. 16. Muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra nativo o en forma de sulfuros, como la pirita o la galena, o de sulfatos, como el yeso. Es frágil, craso, se electriza fácilmente por frotamiento y tiene olor característico. Se usa para la vulcanización del caucho, como fungicida e insecticida y para la fabricación de pólvora, plásticos, productos farmacéuticos y ácido sulfúrico. (Símb. S, de su denominación latina sulphur). || ~ vegetal. m. Materia pulverulenta amarilla, compuesta de esporos de licopodio. || ~ vivo. m. El nativo. □ V. flor de ~, hígado de ~, piedra ~.

Azufre

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.

Azufre, de símbolo S, es un elemento no metálico, insípido, inodoro, de color amarillo pálido. Se encuentra en el grupo 16 del sistema periódico. Su número atómico es 16 y su masa atómica 32,066.

También llamado “piedra inflamable”, el azufre se conoce desde tiempos prehistóricos y ya aparecía en la Biblia y en otros escritos antiguos. Debido a su inflamabilidad, los alquimistas lo consideraron como un elemento esencial de la combustión (véase Alquimia).

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PROPIEDADES

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 función de la temperatura, la presión y el método de enfriamiento. El azufre puede presentarse en varias formas alotrópicas, que incluyen los líquidos S_λ y S_µ, 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 S_λ, que se vuelve oscuro y viscoso a 160 °C, formando S_µ. 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 S_µ sobreenfriado.

El azufre tiene valencias 2, 4 y 6, 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.

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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 en contacto con la atmósfera.

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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.

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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.