Azufre
El azufre (o sulphur, en el uso británico) es un elemento químico de símbolo S y número atómico 16. Es un no metal multivalente abundante, insípido e inodoro. En condiciones normales, los átomos de azufre forman moléculas cíclicas octatómicas de fórmula química S8. El azufre elemental es un sólido cristalino de color amarillo brillante a temperatura ambiente.
Identidad
- Masa atómica
- [32.059, 32.076] u
- Categoría
- No metales
- Grupo
- 16
- Periodo
- 3
- Bloque
- p
- Estado(s) de oxidación
- −2, +2, +4, +6
- Fase (25 °C)
- Sólido
- Apariencia
- microcristales sinterizados amarillo limón
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
- Configuración abreviada
- [Ne] 3s2 3p4
- Electrones por capa
- 2, 8, 6
- Electronegatividad (Pauling)
- 2.58
- Afinidad electrónica
- 200 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 1.00e+3 kJ/mol
- Energías de ionización
- 1000 · 2252 · 3357 · 4556 · 7004… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- 115.2 °C (388 K)
- Punto de ebullición
- 444.6 °C (718 K)
- Densidad
- 2.07 g/cm³
- Calor molar
- 22.8 J/(mol·K)
Comportamiento químico del azufre
El azufre tiene seis electrones de valencia ([Ne] 3s² 3p⁴) y es el no metal de los dos extremos: se reduce a −2 en sulfuros y sulfuro de hidrógeno, y se oxida hasta +6 en el sulfúrico, pasando por +2 y +4 en el sulfuroso. Su electronegatividad media-alta (2,58) le da enlaces covalentes versátiles, incluidos los puentes disulfuro que pliegan las proteínas. Como el oxígeno, concatena: sus anillos S₈ y cadenas explican sus colores, olores y su papel volcánico.
Reactividad
S + O₂ → SO₂
Arde en aire con llama azul dando dióxido de azufre, el gas de los volcanes y de la lluvia ácida. Es el primer paso industrial hacia el ácido sulfúrico.
H₂ + S → H₂S
Con hidrógeno forma sulfuro de hidrógeno, el gas de huevos podridos: inflamable y tan tóxico como el cianuro porque bloquea la respiración celular. Los volcanes y el intestino lo emiten.
2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃
El dióxido se oxida a trióxido con catalizador de vanadio (proceso de contacto): el paso clave del sulfúrico. Sin esta oxidación no habría fertilizantes modernos.
Fe + S → FeS
Calentado con metales forma sulfuros con incandescencia: la pirita (FeS₂, oro de los tontos) y la galena son menas clásicas. Muchos sulfuros son semiconductores y pigmentos.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Ácido sulfúrico | H₂SO₄ | Fertilizantes, baterías y refino: el químico más producido |
| Sulfuro de hidrógeno | H₂S | Gas volcánico, señal celular y tóxico industrial |
| Dióxido de azufre | SO₂ | Conservante del vino y precursor del sulfúrico |
| Pirita | FeS₂ | Oro de los tontos y mena histórica de azufre |
| Sulfato cálcico (yeso) | CaSO₄·2H₂O | Escayolas, cemento y tabiquería |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
El azufre natural mezcla cuatro isótopos estables: azufre-32 (³²S, ~95 %), azufre-33 (~0,75 %), azufre-34 (~4,2 %) y azufre-36 (~0,01 %), todos con dieciséis protones. Sus proporciones delatan el origen volcánico o biológico de una muestra y reconstruyen el clima antiguo.
Presencia y obtención
Es el quinto elemento industrial por volumen: aparece nativo junto a volcanes y fumarolas, y como sulfuros (pirita, galena, blenda) y sulfatos (yeso, anhidrita). Hoy se obtiene sobre todo desulfurando petróleo y gas (proceso Claus): montañas amarillas junto a cada refinería.
Historia y origen del nombre
Conocido desde la Antigüedad como brimstone (piedra ardiente): los egipcios lo usaban como fumigante y Homero cita sus sahumerios. Lavoisier lo consagró elemento en 1789. Su olor a infierno lo hizo símbolo del demonio en la Biblia; su ácido sulfúrico, en cambio, se volvió la medida de la potencia industrial de un país.
Aplicaciones y relevancia del azufre
Usos del elemento
Vulcaniza el caucho (puentes de azufre que lo hacen elástico), funge como fungicida en viñedos y decolora el azúcar. Sus baños termales alivian la piel desde Roma. Sin azufre los neumáticos serían chicle.
Usos de sus compuestos
El sulfúrico fabrica fertilizantes, baterías de coche y detergentes: su consumo mide la industria de un país. El SO₂ conserva el vino; el yeso levanta tabiques; el H₂S, en microdosis, regula la presión arterial como mensajero celular.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
Es esencial: los aminoácidos cisteína y metionina y las vitaminas del grupo B lo llevan, y los puentes disulfuro dan forma al pelo y a las proteínas. Su falta frena el crecimiento; el H₂S endógeno, en trazas, protege vasos y neuronas.
Seguridad
El H₂S mata a 500 ppm adormeciendo el olfato primero: las víctimas dejan de olerlo antes de desplomarse, por eso exige detectores en refinerías y depuradoras. El SO₂ irrita ojos y bronquios; el sulfúrico quema y deshidrata tejidos al instante.
Medio ambiente
El SO₂ de centrales y volcanes causa lluvia ácida que arrasó bosques centroeuropeos en los 80; los convenios la redujeron drásticamente. Los sulfatos en aerosoles, además, enfrían el clima reflejando el sol: las erupciones grandes bajan la temperatura global.
Preguntas frecuentes sobre el Azufre
¿Por qué el azufre huele a huevos podridos?
Por el sulfuro de hidrógeno (H₂S), que liberan huevos, volcanes e intestinos al descomponer proteínas ricas en azufre. Lo olemos a partes por billón porque nuestros ancestros aprendieron a huir de lo podrido y peligroso. Irónicamente, en microdosis nuestro cuerpo lo fabrica como mensajero vascular. El veneno está en la dosis: el aviso apestoso es en realidad siempre un favor evolutivo.
¿Por qué el ácido sulfúrico mide la industria de un país?
Porque participa en fertilizantes, baterías, refino, detergentes y minería: no hay sector químico sin él y se producen 270 millones de toneladas al año. Los economistas lo usan como termómetro industrial fiable desde el XIX. Donde sube su consumo, la industria tira con fuerza. Es el químico más fabricado del planeta: el pan, el coche y el móvil deben algo al sulfúrico.
¿Por qué los volcanes huelen a azufre?
Porque desgasifican SO₂ y H₂S del magma: el olor a huevos podridos es la firma inconfundible de la Tierra respirando. Las fumarolas depositan azufre nativo amarillo que se minó desde la Antigüedad. Ese mismo SO₂ forma aerosoles que enfrían el planeta tras grandes erupciones. Oler azufre es oler geología activa: el infierno huele así porque los volcanes son sus chimeneas eternas.
¿La lluvia ácida sigue existiendo?
Mucho menos: el SO₂ de centrales de carbón arrasó bosques y lagos en los 70–80, pero los convenios, la desulfuración y el gas natural la redujeron más del 80 % en Europa. Hoy el problema se desplazó a Asia y a los buques. La lección queda: la lluvia ácida se curó con política y tecnología. Lo que el azufre ensució, la regulación lo limpió.
¿Qué es el «oro de los tontos»?
La pirita (FeS₂), un sulfuro de hierro dorado y brillante que arruinó a buscadores creyéndolo oro. Se distingue porque es más duro, más ligero y deja marca verdosa. Los romanos la usaban para encender fuego con eslabón. Hoy es mena de azufre y a veces esconde oro real microscópico. Su brillo engañó a muchos, pero su química es honesta: hierro y azufre.
¿El azufre del vino da dolor de cabeza?
Probablemente no: los sulfitos (SO₂) conservan el vino desde Roma impidiendo que se avinagre, en dosis reguladas e inocuas para casi todos. Solo los asmáticos más sensibles notan molestias reales. El dolor de cabeza del tinto viene más del alcohol y de las aminas. Los vinos «sin sulfitos» se estropean mucho antes: el azufre es el guardián discreto de cada bodega.
¿Qué le hace el azufre al pelo?
Le da forma y memoria: la queratina está cosida por puentes disulfuro (S–S) y romperlos con calor o con tioglicolatos permite alisar o rizar permanentemente. El olor a quemado al plancharlo es azufre liberado al aire. Los tratamientos «de keratina» reponen esos puentes rotos con proteínas nuevas. Cada rizo y cada liso químico moderno es pura ingeniería de enlaces de azufre.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.