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Professora Cristiane Miranda Martins Disciplina Agricultura Geral
MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
DISCIPLINA: Agricultura Geral – Médio Integrado PROFESSORA: Cristiane Miranda Martins
APOSTILA: Nutrição mineral de plantas - Enxofre
pregado como medicamento em tônicos especiais. A queima do enxofre era parte dos rituais religiosos do
Egito há 4000 anos atrás. Um dos seus usos industriais mais antigos deve-se também aos egípcios que,
em 1600 a.C. já usavam SO2 (queima do enxofre) para clarear o algodão. Na mitologia grega,
encontramos o enxofre sendo queimado para fumigação (desinfestação de materiais utilizando gases
voláteis). Seu uso em explosivos data de 500 d.C., na China e, depois, no preparo do “fogo grego”, usado
em guerras na Idade Média. Plínio, “O Velho”, relata vários usos do enxofre. Aliás, ele, ironicamente,
morreu durante a grande erupção do Vesúvio, no ano de 79 d.C., provavelmente asfixiado por vapores de
enxofre e seus compostos.
É um sólido amarelo pálido, inodoro, sem sabor, insolúvel em água, quebradiço e mal condutor de
eletricidade. Estima-se que o enxofre seja o nono elemento mais abundante no universo. Constitui cerca
de 0,03% da crosta terrestre. Geralmente, pode ser encontrado como sulfetos (ZnS – sulfeto de zinco, Cãs
– sulfeto de cálcio, H2S – sulfeto de hidrogênio), sulfatos (SO4 2- Sulfur, nome latino dado ao enxofre. Já conhecido em épocas remotas, é
citado no Livro Gênese. No entanto, só foi classificado como elemento em 1777, pelo
químico francês Antoine Lavoisier.
A história do enxofre perde-se na Antigüidade. O homem pré-histórico fez
uso dele como pigmento de pintura em cavernas. Em eras remotas, já havia sido em-
) e mesmo como enxofre elementar (S),
ou em forma orgânica. Como enxofre livre na natureza, ocorre principalmente em depósitos vulcânicos
ou sedimentares. Encontram-se também nos carvões, petróleos e gás natural sob a forma de compostos
orgânicos.
Importância do enxofre
Há longo tempo o enxofre é reconhecido como essencial ao crescimento, quer dos vegetais, quer dos
animais. Faz parte da molécula de proteína, vitais para o nosso corpo, estando presentes cerca de 140 g de
enxofre no ser humano.
A natureza recicla enxofre sempre que um animal ou planta morre. Quando apodrecem, as substâncias
chamadas de sulfatos, combinados com a água, são absorvidos pelas raízes das plantas. Os animais o
obtêm comendo vegetais ou comendo outros animais.
Fontes naturais de enxofre
Existem três grandes fontes naturais pelas quais os vegetais poderão ser supridos com enxofre
assimilável:
a. Solos minerais – existe enxofre combinado em diversos solos minerais e dos quais poderá ser liberado
para os vegetais em crescimento. Por exemplo, os sulfetos de ferro (FeS), são encontrados em muitos
solos, especialmente naqueles com drenagem limitada. São especialmente abundantes nas áreas
alagadiças sujeitas a marés. Mediante oxidação os sulfetos são transformados em sulfatos, que tornam-se
rapidamente assimiláveis para utilização pelos vegetais.
Na reação de oxidação ocorre a perda de elétrons, enquanto a reação de redução consiste em ganhar
elétrons.
b. Enxofre atmosférico – a queima de combustíveis, especialmente de carvão, libera para a atmosfera o
dióxido de enxofre (SO2) e outros compostos deste mineral. Na realidade, o montante de enxofre no ar
está, via de regra, diretamente relacionado com a distância dos centros industriais. Exceto nas
proximidades das praias, onde o sal pulverizado contém enxofre em quantidades significativas e nas
proximidades de alagadiços que são fontes de sulfeto de hidrogênio, ácido sulfídrico ou gás sulfídrico
(H2S), a combustão do carvão se constitui no manancial mais importante de enxofre atmosférico.
c. Enxofre sob a forma orgânica – na maioria dos solos de superfície de regiões úmidas, uma
significativa porção do enxofre acha-se sob a forma orgânica. O enxofre adicionado nos resíduos vegetais
encontra-se, na sua maioria, sob a forma de proteínas que são normalmente submetidas a imediata
desintegração microbiana. O enxofre, juntamente com o nitrogênio, fica estabilizado durante a formação
do humo. Nestas formas estáveis, ele é protegido contra rápida liberação e em conseqüência, não poderá
ser perdido ou captado pelos vegetais superiores.

Figura 1. Ciclo biogeoquímico do enxofre.
Enxofre no solo
Embora a quantidade de S nos solos e na biomassa seja insignificante diante dos grandes reservatórios
terrestres, a vida no planeta e a produção de alimentos dependem da ciclagem destes nutrientes no sistema
solo-planta. As interações e fluxos de S neste sistema são complexos, assim como suas interações com os
demais reservatórios (Figura 2).
Figura 2. Interações e fluxos de S
As principais fontes de S para o solo são os minerais primários, sobretudo o sulfeto de Fe e o gesso, a
deposição atmosférica seca (poeira) ou úmida (chuvas), os resíduos vegetais e animais, e os pesticidas e
fertilizantes.
O enxofre do solo está sujeito a transformações microbianas, influenciadas pelas condições ambientais
que afetam a composição e a atividade dos microrganismos. Em todos os solos, em maior ou em menor
intensidade, ocorrem os seguintes processos:
* Mineralização ou decomposição de enxofre orgânico com liberação de formas inorgânicas;
* Imobilização ou conversão do enxofre inorgânico em compostos orgânicos dos microrganismos;
* Produção de sulfetos pela redução de sulfatos;
* Produção de formas voláteis;
* Oxidação de enxofre elementar ou outras formas reduzidas.
VAMOS ENTENDER MELHOR ALGUMAS ETAPAS?
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Mineralização – não chega a surpreender que o enxofre se comporte de maneira muito semelhante ao
nitrogênio, à medida que é absorvido pelos vegetais e microrganismos e que se movimente ao longo do
seu ciclo. As formas orgânicas deverão ser mineralizadas pelos organismos do solo para que o enxofre
possa ser utilizado pelos vegetais. A reação de mineralização poderá ser expressa da maneira a seguir:
Enxofre orgânico Produtos em decomposição Sulfatos
Proteínas e
outras
combinações
orgânicas
H2S e outros sulfetos
são exemplos simples
A mineralização é o processo de maior importância em relação à disponibilidade para as plantas, já
que as formas orgânicas constituem a maior parte do enxofre do solo. Muitas espécies de fungos,
bactérias e actinomicetos atuam no processo de mineralização do enxofre, utilizando a matéria orgânica
como substrato para seu crescimento. Isto ocorre tanto em condições de aerobiose como de anaerobiose,
tendo-se como produtos finais SO4 2- e H2S, respectivamente.
A mineralização do enxofre é influenciada por fatores de solo, clima e manejo a que os mesmos são
submetidos. A fração de enxofre orgânico é a considerada de mais fácil mineralização e então o seu teor
no solo afeta as quantidades de SO4 2- liberadas. A adição de materiais orgânicos com alta relação C/S
pode provocar a imobilização de SO4 2- da solução do solo, enquanto relações baixas determinam maior
taxa de mineralização dependendo do nível dos demais nutrientes.
A população microbiana afeta a mineralização, dependendo da quantidade de microrganismos e de sua
capacidade em hidrolisar compostos com enxofre.
A temperatura do solo afeta a mineralização de enxofre pelo efeito sobre os microrganismos, sendo
esta mais efetiva na faixa de 30-40ºC. O mesmo efeito é proporcionado pela aeração e umidade. A
mineralização é maior em condições de aerobiose e no solo com umidade equivalente a 60-80% da
capacidade de campo.
O pH do solo pode ser considerado o principal fator que afeta a mineralização, devido o seu marcante
efeito na população e na atividade microbiana. O aumento do pH determina maior mineralização de
enxofre, principalmente em solos com maior teor de matéria orgânica. A faixa mais favorável à
mineralização de matéria orgânica encontra-se próxima à neutralidade.
Imobilização - Ocorre a imobilização de formas inorgânicas de enxofre, quando materiais orgânicos
plenos de energia, porém carentes deste mineral, são adicionados a solos que não se acham totalmente
supridos com enxofre inorgânico. Admite-se que o mecanismo seja o mesmo empregado no caso do
nitrogênio. Os materiais ricos em energia estimulam o crescimento microbiano e o enxofre inorgânico é
sintetizado no tecido microbiano. Somente quando cessa a atividade microbiana reaparece na solução do
solo a forma inorgânica do sulfato.
Enxofre no ar - Na atmosfera, o enxofre existe combinado com o oxigênio formando, cerca de 75% dele,
o SO2 (dióxido de enxofre). Outra parcela está na forma de anidrido sulfídrico (SO3). O gás sulfídrico
(H2S) – característico pelo seu cheiro de “ovo podre” – tem vida curta na atmosfera, apenas de algumas
horas, sendo logo transformado em SO2. Esses óxidos de enxofre (SO2 e SO3) incorporam-se ao solo com
as chuvas, sendo então transformado em íons de sulfato (SO4 -- ). Podem, também, ser capturados
diretamente pelas folhas das plantas, num processo chamado de adsorção, para serem usados na
fabricação de aminoácidos.
O único retorno natural do enxofre para a atmosfera é através da ação de decompositores que
produzem o gás sulfídrico (H2S). As sulfobactérias realizam o processo inverso, com uma forma de
obtenção de energia para a quimiossíntese.
A contribuição das atividades vulcânicas para o acúmulo de enxofre na atmosfera é pouco
significativa. Maior tem sido a introdução artificial e humana, por meio da atividade industrial. A queima
de combustíveis fósseis que possuem enxofre em sua composição (3% no carvão e 0,05% no petróleo)
produz SO2 e SO3, aumentando sua concentração na atmosfera das grandes cidades. Essa fonte é
responsável por 80% da poluição por enxofre. Ambos são, nessas condições, fortemente irritantes para os
olhos e pulmões; além de contribuir para a formação do smog – mistura de fumaça (smoke, no inglês)
com neblina (fog) -, altamente tóxico, que surge durante as inversões térmicas.
A principal perturbação humana no ciclo global do enxofre é a libertação de SOx (SO2 e mais uma
pequena quantidade de SO3) para a atmosfera como resultado da queima de carvão e óleo contendo
enxofre. O gás SOx prejudica a respiração nos humanos em elevadas concentrações e é moderadamente
tóxico para as plantas.
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SO4 2-

A chuva ácida
O vapor d'água, ao se condensar para formar as nuvens, e depois as chuvas, dissolve várias
substâncias e gases presentes na atmosfera fazendo uma autêntica "lavagem" do ar. A chuva, ao cair no
solo, carregando as substâncias "lavadas" da atmosfera é ligeiramente ácida, com pH chegando até 5,7.
A presença cada vez maior de poluentes atmosféricos - resultado do crescimento industrial nos
últimos séculos -, tem tornado a água da chuva cada vez mais ácida; o que traz imensos prejuízos para a
fauna e a flora. O primeiro registro sobre esse problema data de 1886, observado na Escócia. Seis anos
depois, um químico inglês chamou de "chuva ácida" a esse fenômeno.
São várias as substâncias responsáveis pela acidez da chuva. A principal é o ácido sulfúrico e também
podem ser encontrados ácidos nítrico, nitroso e clorídrico. A primeira etapa da produção de ácido
sulfúrico é acelerada pela presença de luz forte e NO2.
A chuva ácida (quando possui pH inferior a 4,0) pode afetar, indiretamente, a saúde humana tornando
a água de reservatório insalubre. Essa água pode dissolver o cobre dos encanamentos, provocando mais
diarréias em crianças. No sul da Noruega foi descoberto que uma maior incidência de chuva ácida era
responsável por presença de altos níveis de alumínio na água potável. Isso parece estar ligado com uma
incidência anualmente crescente de mal de Alzheimer; uma doença degenerativa do sistema nervoso que
causa demência e paralisia.
No solo, a chuva ácida, provoca a sua acidez, dificultando a absorção de nutrientes pela raiz,
diminuição no crescimento, perda de folhas ou até mesmo a morte das plantas. Na Floresta Negra da
Alemanha, metade das árvores morreram em conseqüência das chuvas ácidas. Porém, os organismos mais
sensíveis à chuva ácida são os peixes e outros animais aquáticos. Uma pequena redução no pH da água
onde vivem, pode causar inúmeras mortes e alterações profundas nos ecossistemas aquáticos. Uma
conseqüência também muito grave é a redução na produção pesqueira, com aconteceu em 1987 no
Canadá, onde 14 mil lagoas estavam contaminadas.
Não só os seres vivos são as vítimas da chuva ácida, mas também as obras de arte e monumentos
arquitetônicos. O ácido sulfúrico dissolve tintas, amarelece os papéis dos livros e dissolve as rochas
calcárias (como o mármore) usado em construções. Catedrais na Europa, como a de Notre Dame de
Rouen (França), que conseguiram sobreviver aos bombardeios e incêndios da Segunda Guerra Mundial
estão, agora, com as fachadas escurecidas e suas estátuas ornamentais perdendo detalhes.
O que agrava e complica mais ainda o problema é o fato de que este é um tipo de poluição
"transcontinental". Geralmente, o afetado não é o próprio causador da poluição, pois os gases que
produzem a chuva ácida são transportados a até 2000 km de distância, antes de transformar-se em ácidos.
Isso é o que acontece com a Escandinávia (Suécia e Noruega) que recebe a chuva ácida de poluentes
vindos da Inglaterra, França e Alemanha. Algo equivalente acontece no Brasil. As termelétricas do Rio
Grande do Sul produzem o enxofre que causa chuvas ácidas no Uruguai. E a poluição gerada em Cubatão
e na Grande São Paulo aparece na acidez das chuvas que caem no litoral norte do estado (Ubatuba),
apresentando pH de 2,8, surpreendentemente baixo se comparados com as das fontes poluidoras (entre 4,5
e 5,0).
Várias medidas - reunidas pela Inglaterra ao editar, em 1956, a "Lei do Ar Puro" - foram tomadas para
reduzir a poluição atmosférica e acidez das chuvas. No Hemisfério Norte, onde é difundido o
aquecimento doméstico, proíbe-se a queima de carvão natural em grelhas comuns e de resíduos de jardim
em fogueiras. Procura-se, também, substituir o carvão por óleo diesel, com menos enxofre. As indústrias
devem contribuir construindo chaminés mais altas (uma medida apenas paliativa), para que os ventos
espalhem mais e diluam os poluentes e - o mais caro e importante - instalar desulforizadores; sistemas de
filtros que retiram 90% do enxofre a ser emitido pela chaminé.
A poluição causada por veículos automotores pode ser reduzida pela adoção de gasolina com menor
conteúdo de enxofre; pela instalação de conversores catalíticos no escapamento (eles reduzem em 90% a
emissão de óxidos de nitrogênio) - já obrigatório nos EUA, Canadá e Japão - pela regulagem do motor ou,
finalmente, pela substituição da gasolina pelo álcool.
Referências
BUCKMAN, H. Natureza e propriedades dos solos. Rio de Janeiro: Freitas Bastos. 1979. 647 p.
EPSTEIN, E.; BLOOM, A. Nutrição mineral de plantas: princípios e perspectivas. Londrina: Editora
Planta. 2006. 403 p.
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PRADO, R.de M. Nutrição de Plantas. São Paulo: Editora UNESP. 2008. 407 p.
RAVEN, P.H.; EVERT, R.F.; EICHHORN, S.E. Biologia Vegetal. Rio de Janeiro: Guanabara Koogan.
1996. 728 p.
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