Química - Enxofre

Enxofre

Objetivos

1) Possibilitar aos alunos o contato com uma substância importante, que é ao mesmo tempo um exemplo clássico de substância simples. O enxofre é uma substância barata e o elemento está presente em vários tópicos da química, da alotropia à química ambiental. É importante biológica e industrialmente.

2) Revisar ou introduzir temas como alotropia, chuva ácida, conservantes, reações químicas e ponto de fusão.

Ponto de partida

Uma pesquisa prévia sobre o enxofre, sua história, propriedades e usos é um bom começo. Além de textos diversos encontrados em livros ou na internet, no UOL Educação o professor pode utilizar os textos As taxas de enxofre no óleo diesel brasileiro e Remoção do enxofre por processos químicos.

A escola deve adquirir enxofre, que não precisa ser P.A. - qualquer loja de adubos vende enxofre grau comercial, a um preço de alguns reais por quilo. Hoje em dia, o enxofre é subproduto do processamento de petróleo e derivados, e por isso seu custo é relativamente baixo.

A aula pode ser prática, se a escola dispuser de capela para os alunos, ou demonstrativa, em ambiente bem ventilado. As substâncias produzidas são inócuas em pequena quantidade, mas algumas cheiram mal e podem causar náusea por associação.

Estratégias

1) Distribuir para os alunos uma pequena quantidade de enxofre - em uma placa de petri ou vidro de relógio. É bastante seguro, mas mesmo assim não deve ser tocado - a não ser que o aluno possa lavar as mãos em seguida.

2) Enxofre fede? Quase todo mundo acha isso, mas a verdade é que o odor do enxofre é muito suave - são os seus compostos, como H₂S, SO₂, SO₃ e outros - como mercaptanas - que são fedorentos... Sugira aos alunos que cheirem com cuidado o pó (se cheirarem com muita força, partículas de enxofre irão se alojar nas narinas e o cheirinho "suave" vai durar horas).

3) Enxofre queima? Sim, e isso foi usado por muitos séculos como desinfetante, porque a queima gera o SO₂. Esse gás tem propriedades antissépticas, e gera um ácido fraco ao reagir com água. Embora raramente seja usado como desinfetante, ainda é um importante conservante em vinhos. O cheiro não é bom.

Peça aos alunos que escrevam a reação de combustão do enxofre. Por que se forma SO₂? Para formar SO₃, o SO₂ deve ser aquecido com excesso de oxigênio. Se houver boa ventilação ou uma capela, a queima pode ser feita - e um papel tornassol úmido pode mostrar a reação ácida desse óxido.

Esse é o mesmo óxido gerado na queima de combustíveis com alto teor de enxofre, sendo um dos causadores de poluição atmosférica e chuvas ácidas.

4) Enxofre funde? Sim, facilmente - a cerca de 112^o C, dependendo da forma de cristalização. Isso pode ser feito em um tubo de ensaio com um algodão na ponta (evitando o escape de muito enxofre). Será possível observar também a condensação do vapor de enxofre na região mais fria do tubo. Se o aquecimento for excessivo, pode haver queima de enxofre ou do algodão na ponta do tubo.

5) Alótropos do enxofre: no enxofre em pó, moléculas de S₈ estão cristalizadas de uma forma específica, a ortorrômbica. Ao fundir, a estrutura é desorganizada e não precisa voltar exatamente ao estado inicial: o enxofre ressublimado cristaliza na forma monoclínica, voltando lentamente à ortorrômbica. Já o enxofre líquido, resfriado rapidamente (por exemplo, vertendo enxofre fundido em água fria) forma uma massa polimérica que demora a se converter novamente em enxofre ortorrômbico - é o enxofre plástico, com cadeias de mais de 6.000 átomos, em média. Isso pode ser feito em laboratório com facilidade, tomando cuidado para não aquecer demais o enxofre (para que não inflame espontaneamente).

6) Cristais de enxofre ortorrômbico podem ser obtidos pela cristalização de uma solução. O enxofre é uma molécula apolar, portanto, em que ele se dissolve? Não em água, mas a solubilidade é razoável (cerca de 25g/L) em acetona. Outros solventes apolares podem ser usados: dissolva um pouco de enxofre no solvente, e deixe apenas o sobrenadante evaporando em um béquer ou vidro de relógio. Após algumas horas (ou de uma aula para outra) cristais de forma característica terão se formado.

7) Enxofre reage com ferro: uma prática clássica consiste em misturar limalha de ferro a enxofre, separar por magnetização, refazer a mistura, aquecê-la (forma-se FeS) e mostrar que o ímã não separa a mistura. Embora a limalha nem sempre seja fácil de encontrar, a reação pode ser feita com um pedaço de bombril. Dependendo do nível de conhecimento, os alunos podem calcular as quantidades teóricas de reagentes necessários:

8) Embora a substância simples S₈ não cheire mal, o enxofre é associado a maus odores com razão: a mistura do produto da reação do passo 7), FeS, com a maioria dos ácidos comuns libera H₂S, que é um ácido fraco, volátil e extremamente desagradável:

Esse é um excelente último passo, porque após a produção de H₂S o laboratório deverá ser momentaneamente evacuado...

Sugestões e dicas

1. Toxicidade: SO₂ e H₂S são tóxicos (especialmente o segundo), mas não para uma exposição a quantidades pequenas e por tempo limitado. Mais importante, não têm efeito cumulativo no organismo. No entanto, indivíduos com narizes mais sensíveis podem efetivamente sentir-se mal com odores ruins, e devem ser liberados se necessário.

2. Segurança: a prática não oferece grandes riscos, mesmo se conduzida pelos alunos, exceto pela possibilidade de queima com o bico de Bunsen. Caso a prática possa ser conduzida pelos alunos, use uma solução diluída de ácido, como HCl 0,1N. Mesmo tendo uma pia próxima, é interessante ter um frasco de boca larga com água pura por perto.