El azufre es uno de los elementos conocidos desde la antigüedad, utilizado mucho antes de que existiera el concepto de elemento químico. Las civilizaciones antiguas (egipcios, griegos, romanos, chinos) utilizaban el azufre nativo encontrado cerca de los volcanes para usos religiosos, medicinales e industriales. Los antiguos griegos usaban el azufre para blanquear tejidos y como fumigante, mientras que los romanos lo empleaban en sus procesos metalúrgicos. En la alquimia medieval, el azufre era considerado uno de los tres principios fundamentales, junto con el mercurio y la sal. En 1777, Antoine Lavoisier (1743-1794) demostró de manera definitiva que el azufre es un elemento químico y no un compuesto, incluyéndolo en su lista de elementos en su Tratado elemental de química (1789). El nombre azufre proviene del latín sulfur, probablemente de origen sánscrito.
El azufre (símbolo S, número atómico 16) es un no metal del grupo 16 (anteriormente grupo VIA, la familia de los calcógenos) de la tabla periódica. Su átomo tiene 16 protones, 16 electrones y generalmente 16 neutrones en su isótopo más abundante (\(\,^{32}\mathrm{S}\)). Existen cuatro isótopos estables: azufre-32 (\(\,^{32}\mathrm{S}\)), azufre-33 (\(\,^{33}\mathrm{S}\)), azufre-34 (\(\,^{34}\mathrm{S}\)) y azufre-36 (\(\,^{36}\mathrm{S}\)).
A temperatura ambiente, el azufre es un sólido cristalino amarillo limón, quebradizo e inodoro en su forma elemental (el olor característico proviene de sus compuestos como H₂S). Densidad ≈ 2.07 g/cm³. El azufre presenta un polimorfismo notable con muchas formas alotrópicas. Las principales son el azufre ortorrómbico α (S₈, estable a temperatura ambiente, octaedros cíclicos), punto de fusión: 388.36 K (115.21 °C), y el azufre monoclínico β (estable por encima de 95.3 °C). Punto de ebullición del azufre: 717.8 K (444.6 °C). El azufre fundido presenta propiedades viscosas extraordinarias que varían con la temperatura.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Azufre-32 — \(\,^{32}\mathrm{S}\,\) | 16 | 16 | 31.972071 u | ≈ 94.99 % | Estable | Con mucho, el isótopo más abundante del azufre natural. |
| Azufre-33 — \(\,^{33}\mathrm{S}\) | 16 | 17 | 32.971459 u | ≈ 0.75 % | Estable | Utilizado en geoquímica isotópica para rastrear procesos biológicos antiguos. |
| Azufre-34 — \(\,^{34}\mathrm{S}\) | 16 | 18 | 33.967867 u | ≈ 4.25 % | Estable | Importante en geoquímica para estudiar ciclos biogeoquímicos. |
| Azufre-36 — \(\,^{36}\mathrm{S}\) | 16 | 20 | 35.967081 u | ≈ 0.01 % | Estable | Isótopo raro; utilizado como trazador en investigación ambiental. |
| Azufre-35 — \(\,^{35}\mathrm{S}\) | 16 | 19 | 34.969032 u | No natural | 87.37 días | Radiactivo β\(^-\) que se desintegra en cloro-35. Utilizado como trazador en biología y medicina. |
| Otros isótopos — \(\,^{26}\mathrm{S}\) a \(\,^{49}\mathrm{S}\) | 16 | 10 — 33 | — (variables) | No naturales | Milisegundos a segundos | Isótopos inestables producidos artificialmente; física nuclear experimental. |
N.B. :
Capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El azufre tiene 16 electrones distribuidos en tres capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, o simplificada: [Ne] 3s² 3p⁴. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(8) M(6).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 8 electrones distribuidos como 2s² 2p⁶. Esta capa también está completa, formando una configuración de gas noble (neón).
Capa M (n=3): contiene 6 electrones distribuidos como 3s² 3p⁴. Los orbitales 3s están completos, mientras que los orbitales 3p contienen solo 4 de los 6 electrones posibles. Por lo tanto, faltan 2 electrones para saturar esta capa externa.
Los 6 electrones en la capa externa (3s² 3p⁴) son los electrones de valencia del azufre. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 2 electrones, el azufre forma el ion S²⁻ (estado de oxidación -2), un estado común en los sulfuros metálicos, adoptando así la configuración del argón [Ar].
Al perder o compartir electrones, el azufre puede presentar varios estados de oxidación positivos: +2, +4 y +6, siendo este último observado en el ácido sulfúrico H₂SO₄ y los sulfatos.
El estado de oxidación 0 corresponde al azufre elemental, que existe en varias formas alotrópicas, siendo la más estable el azufre ortorrómbico S₈ (un ciclo de 8 átomos).
La configuración electrónica del azufre, con 6 electrones en su capa de valencia, lo clasifica entre los calcógenos (elementos del grupo 16). Esta estructura le confiere propiedades características: gran versatilidad química con muchos estados de oxidación posibles (-2, 0, +2, +4, +6), capacidad para formar cadenas y ciclos a través del enlace S-S, y aptitud para formar tanto enlaces iónicos como covalentes. El azufre puede aceptar 2 electrones para alcanzar la estabilidad de un gas noble, formando el ion sulfuro S²⁻ presente en muchos minerales. También puede compartir sus electrones en enlaces covalentes, formando una amplia variedad de compuestos. Su versatilidad química hace del azufre un elemento esencial en la química industrial, particularmente para la producción de ácido sulfúrico (el compuesto químico más producido en el mundo), la vulcanización del caucho, y en muchos compuestos organoazufrados importantes en biología.
El azufre es moderadamente reactivo a temperatura ambiente pero muy reactivo a altas temperaturas. Se combina con casi todos los elementos químicos excepto los gases nobles y el nitrógeno. El azufre arde en el aire con una llama azul característica, produciendo dióxido de azufre (SO₂) irritante y sofocante. Forma compuestos en varios estados de oxidación: -II (sulfuros y tioles), +IV (SO₂, sulfitos) y +VI (SO₃, sulfatos, ácido sulfúrico H₂SO₄). El azufre reacciona con los metales para formar sulfuros, con el hidrógeno para formar sulfuro de hidrógeno (H₂S, un gas tóxico con olor a huevo podrido), y con el oxígeno para formar varios óxidos. La química del azufre es extremadamente rica, incluyendo cadenas polisulfuradas, compuestos organosulfurados y enlaces disulfuro esenciales en bioquímica.
El azufre es el sexto elemento esencial para la vida (C, H, N, O, P, S). Está presente en dos aminoácidos esenciales: la cisteína y la metionina, que constituyen las proteínas de todos los seres vivos. Los puentes disulfuro (enlaces S-S) entre residuos de cisteína son cruciales para la estructura tridimensional y la estabilidad de las proteínas. El azufre también está presente en varias coenzimas vitales como la coenzima A, la biotina (vitamina B₇) y el ácido lipoico. Juega un papel importante en la desintoxicación celular a través del glutatión, un potente antioxidante. Algunas bacterias utilizan el azufre en su metabolismo energético (bacterias reductoras de sulfato y oxidantes de azufre), desempeñando un papel importante en el ciclo biogeoquímico del azufre. Las fuentes termales volcánicas ricas en azufre albergan ecosistemas microbianos extremófilos únicos.
El azufre es el décimo elemento más abundante en el universo y se encuentra naturalmente en varias formas. En la corteza terrestre, representa aproximadamente el 0.035% de la masa. El azufre nativo (elemental) se encuentra en regiones volcánicas y cerca de fuentes termales. También existe en muchos minerales: sulfuros metálicos (pirita FeS₂, galena PbS, esfalerita ZnS), sulfatos (yeso CaSO₄·2H₂O, barita BaSO₄), y en combustibles fósiles (petróleo, carbón, gas natural). El ciclo del azufre implica procesos biológicos, geológicos y atmosféricos complejos. Las emisiones volcánicas, la descomposición de materia orgánica y la actividad industrial (combustión de combustibles fósiles) liberan dióxido de azufre a la atmósfera, contribuyendo a la lluvia ácida cuando se transforma en ácido sulfúrico.
El azufre es un elemento relativamente abundante en el universo, producido durante la nucleosíntesis en estrellas masivas por la fusión de oxígeno y silicio. Las supernovas dispersan cantidades significativas de azufre en el medio interestelar. El azufre ha sido detectado en muchos objetos celestes: atmósferas estelares, nebulosas, cometas, meteoritos y atmósferas planetarias. La luna Io de Júpiter presenta vulcanismo activo dominado por el azufre, dándole a su superficie un color amarillo-naranja característico. Los géiseres de azufre en Io eyectan dióxido de azufre a cientos de kilómetros de altitud. Venus tiene nubes que contienen ácido sulfúrico en su atmósfera. La detección de compuestos de azufre como H₂S en las atmósferas de exoplanetas podría constituir una biofirma indirecta.
Nota:
El azufre fundido presenta un comportamiento viscoso extraordinario y contraintuitivo. Cuando se calienta azufre sólido, se funde alrededor de 115 °C en un líquido amarillo claro y fluido. Pero al calentarse más allá de 160 °C, el líquido se vuelve repentinamente extremadamente viscoso, casi sólido, pasando de una consistencia similar al agua a la de miel espesa, luego a la de melaza. Este fenómeno resulta de la ruptura de los anillos S₈, que forman cadenas poliméricas enredadas. Al calentarse aún más por encima de 200 °C, la viscosidad disminuye gradualmente nuevamente. Este comportamiento único hace del azufre fundido un sistema fascinante para estudiar las transiciones de fase y la polimerización.
