LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 16

1. Los dos primeros miembros del grupo son los que tienen la química más importante, el oxígeno y el azufre. El selenio y el telurio poseen ambos algún comportamiento semimetálico y sólo el elemento radioactivo, el polonio, muestra un carácter metálico. LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 16

2. TENDENCIAS GRUPALES

3. Oxígeno; el elemento

4. Observaciones generales • Número atómico:8 • Grupo:16 • Periodo:2 • Configuración electrónica:[He] 2s2 2p4 • Estados de oxidación:-2 • Electronegatividad:3.44 • Radio atómico / pm:60.4 • Masa atómica relativa:15.9994 ± 0.0003

5. Elemento más abundante en el planeta En la corteza terrestre constituye el 46 % de la hidrosfera (H2O) y el 58 % de la litosfera (silicatos, carbonatos, fosfatos, sulfatos, etc.)

6. Configuración electrónica; 1s2 2s2 2p4 • Presenta 3 isotopos; • 16 O (99.759%) • 17 O (0.374%) • 18 O (0.2039%) • Presenta 2 formas alotrópicas; O2 y O3 • -Forma compuestos con todos los elementos excepto He, Ne, Ar. • -Segundo elemento más electronegativo por detrás del F. • -El enlace sencillo (σ) O-O es muy débil (comparado con el C-C por ejemplo).

7. La formación de un enlace doble O=O está mucho más favorecida que la formación de un enlace doble S=S o Se=Se • -El oxígeno forma muy pocos compuestos homo-catenados. • -La elevada electronegatividad del oxígeno posibilita la existencia de puentes de hidrógeno e impone carácter iónico en muchas de sus combinaciones • -Compuesto de oxigeno mas importante; el agua

8. Formación del oxígeno atmosférico. • Se empieza a formar por hidrólisis de agua • La mayor parte se forma por fotosíntesis de algas marinas • Aumento de oxigeno favorece la evolución de la vida marina a la terrestre • O2 se consume por respiración y combustión y se regenera mediante la fotosíntesis 6CO2+ 6H2O + energía → C6H12O6 + 6 O2

9. Alotropía del oxígeno. • Dioxígeno. Estructura electrónica del O2

10. Configuración electrónica en el estado fundamental de especies diatómicas homonucleares derivadas de la molécula de O2

11. Características y aplicaciones CARACTERISTICAS • Gas incoloro, inodoro y difícil de licuar. • Presenta una escasa solubilidad en agua. APLICACIONES. • en medicina en la respiración asistida de los pacientes • Para la obtención de Fe y acero • oxidación del NH3 en la fabricación de HNO3 • combustible (oxidante) en cohetes espaciales • oxidación directa de etileno a óxido de etileno

12. Producción - Industrial Destilación fraccionada del aire líquido - En laboratorio a)2 H2O2 (l) (Cat. MnO2) → 2 H2O (l) + O2 (g) b)2 KClO3 (s) → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) c) Electrolisis del agua

13. Ozono

14. Ozono Es muy endotérmico pero se descompone lentamente en ausencia de luz y catalizadores O3 3/2 O2 ∆H=-142 KJ/mol Es un constituyente natural de la atmosfera, se forma por radiación uv en el rango de 240-300 nm a través de; hv O2 2O (1) O + O2 O3(2) El ozono absorbe radiación uv de 200 a 360 nm que conduce a una inversión de la reacción 2 por lo que se establece un edo. de concentración constante.

15. Ozono Aviones supersónicos descargan NO y NO2 pudiendo catalizar la descomposición de ozono; O3 +NO O2 +NO2 NO2 +O O2 + NO NO2 +O3 O2 +NO3 NO3 O2 + NO Los clorofluorocarbonos como CFCl3 y CF2Cl2 que se usan como agentes espumantes, en aerosoles y refrigerantes se descomponen fotoquimicamente dando atomos de cloro que catalizan la descomposición de ozono; O3+ Cl O2 +ClO ClO + O O2 + Cl

16. USOS • fuerte oxidante • germicida • esterilizador de agua

17. Proporción en el equilibrio

18. Compuestos de Oxigeno . • H202 tienen una estructura no plana (en forma de libro) cuyo momento dipolar es mayor que el del agua

19. Obtención BaO2 + H2SO4 BaSO4 (s) + H2O2 Oxidación de isopropanol (Shell) CH3-CHOH-CH3 + O2 CH3-CO-CH3 + H2O2 Proceso de la antraquinona

20. USOS. • Fabricación de productos de limpieza y otros productos químicos • Agente blanqueante en pasta de papel • Oxidación de azufre, nitrógeno y yoduros • Destruye gérmenes patógenos, inhibe el desarrollo de todos los gérmenes anaerobios • Antiséptico

21. Agua • Fundamental para la existencia de la vida • Unico compuesto que se encuentra en los tres estados a temperaturas ordinarias • Compuesto con calor latente de vaporizaciòn mas alto (540 cal/g) • Calor especifico; 1 cal/g • Disolvente universal • Medio donde se producen las reacciones del metabolismo celular

22. AZUFRE

23. PROPIEDADES • Número: 16 • Serie química: No metal • Grupo,periodo, bloque: 16(VlA), 3, p • Densidad: 1.96 g/cm3 • Apariencia: amarillo limónMasa atómica: 32,065(5) u • Radio atómico calculado: 88 pm • Configuración electrónica:[Ne]3s23p4 • Estados de oxidación(Óxido) ±2,4,6 (ácido fuerte) Estructura cristalina: Ortorrómbica Propiedades físicas Estado de la materia: sólido • Punto de fusión 388,36 K • Punto de ebullición 717,87 K

24. Este no metal tiene un color amarillo, es blando, frágil, ligero, desprende un olor característico a huevo podrido al mezclarse con hidrógenoy arde con llama de color azul desprendiendo dióxido de azufre. Es insolubleen agua pero se disuelve en disulfuro de carbono. Los isótopos estables conocidos y sus porcentajes aproximados de abundancia en el azufre natural son éstos: 32S (95.1%); 33S (0.74%); 34S (4.2%) y 36S (0.016%). La proporción del azufre en la corteza terrestre es de 0.03-0.1%

25. Las estructuras cristalinas más comunes son el octaedro ortorrómbico (azufre α) y el prisma monoclínico (azufre β) siendo la temperatura de transición de una a otra de 96 °C; en ambos casos el azufre se encuentra formando moléculas de S8 con forma de anillo, siendo la diferente disposición de estas moléculas la que provoca las distintas estructuras cristalinas. • Al fundir el azufre, se obtiene un líquido que fluye con facilidad formado por moléculas de S8, pero si se calienta el color se torna marrón algo rojizo y se incrementa la viscosidad. Este comportamiento se debe a la ruptura de los anillos y la formación de largas cadenas de átomos de azufre. • En estado vapor también forma moléculas de S8, pero a 780 °C ya se alcanza el equilibrio con moléculas diatómicas y por encima de aproximadamente 1800 °C la disociación es completa y se encuentran átomos de azufre.

26. Abundancia y obtención El azufre,es un elemento muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en grandes cantidades combinado en forma de sulfuros (pirita, galena) y de sulfatos . En forma nativa se encuentra en las cercanías de aguas termales, zonas volcánicas y en minas de cinabrio, galena, esfalerita y estibina, y se extrae mediante el proceso Frasch consistente en inyectar vapor de agua sobrecalentado para fundir el azufre que posteriormente es bombeado al exterior utilizando aire comprimido. • También está presente, en pequeñas cantidades, en combustibles fósiles (carbón y petróleo) cuya combustión produce dióxido de azufre que combinado con agua produce la lluvia ácida. También se extrae del gas natural que contiene sulfuro de hidrógeno que una vez separado se quema para obtener azufre: • 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O • El color distintivo de Ío, se debe a la presencia de • diferentes formas de azufre en estado líquido, sólido y gaseoso; • el azufre se encuentra además, en varios tipos de meteoritos.

27. Los aminoácidos cisteína, metionina, homocisteína y taurina contienen azufre, al igual que algunas enzimas, haciéndolo necesario para los organismos vivos y los enlaces disulfuro entre polipéptidos son de gran importancia para la estructura y ensamblaje de las proteínas. Es constituyente de algunas vitaminas, participa en la síntesis del colágeno, neutraliza los tóxicos y ayuda al hígado en la secreción de bilis. • Las plantas y otros productores primarios lo obtienen principalmente en su forma de ion sulfato (SO4-2). Estos organismos lo incorporan a las moléculas de proteína, y de esta forma pasa a los organismos del nivel trófico superior. Al morir los organismos, el azufre derivado de sus proteínas entra en el ciclo del azufre y llega a transformarse para que las plantas puedan utilizarlos de nuevo como ion sulfato

28. Aplicaciones El azufre se usa en una gran cantidad de procesos industriales como la producción de ácido sulfúrico , la fabricación de pólvora y el vulcanizado del caucho. Tiene usos como fungicida y en la manufactura de fosfatos fertilizantes. Los sulfitos se usan para blanquear el papel. El tiosulfato de sodio se emplea en la industria fotográfica como «fijador» ya que disuelve el bromuro de plata; y el sulfato de magnesio tiene usos diversos como laxante, exfoliante, o suplemento nutritivo para plantas. En la orfebrería el uso del azufre es ampliamente extendido, en particular para la oxidación de la plata.

29. Compuestos • Muchos de los olores desagradables de la materia orgánica se deben a compuestos de la materia que contienen azufre como el sulfuro de hidrógeno. Disuelto en agua es ácido y reacciona con los metales. Los sulfuros metálicos se encuentran en la naturaleza, sobre todo el de hierro (pirita) y la galena, sulfuro de plomo.} • El dióxido de azufre, SO2, y el trióxido de azufre, SO3, son de mayor importancia que los otros. El dióxido de azufre puede actuar como agente oxidante y como agente reductor. Reacciona con el agua para producir una solución ácida (llamada ácido sulfuroso), iones bisulfito (HSO3-) y sulfito (SO32-). El dióxido de emplea como gas refrigerante como desinfectante y conservador, así como agente blanqueador, y en el refinado de productos de petróleo. Sin embargo, su uso principal está en la manufactura de trióxido de azufre y ácido sulfúrico. El trióxido de azufre se utiliza principalmente en la preparación del ácido sulfúrico y ácidos sulfónicos. 

30. Los compuestos de nitrógeno-azufre que han sido caracterizados son el nitruro de azufre, N4S4 (llamado también tetrasulfuro de tetranitrógeno), disulfuro de nitrógeno, NS2, y el pentasulfuro de nitrógeno, N2S5. •   Los sulfuros metálicos pueden clasificarse en tres categorías: sulfuros ácidos (hidrosulfuros, MHS, donde M es igual a un ion metálico univalente), sulfuros normales (M2S) y polisulfuros (M2S3). Otros sulfuros son los compuestos de carbono-azufre.

31. Selenio

32. Usos • Hasta los años sesenta, el único uso importante del selenio fue como aditivo del vidrio. (La adición del CdSe , a una mezcla de vidrio produce un color rojo rubí puro muy apreciado por los artesanos del vidrio. • En las fotocopiadoras y en las impresoras de láser (el corazón de éstas es un cilindro recubierto con selenio).

33. Aspectos Biológicos • El selenio es indispensable para la salud. Se le utiliza en enzimas y en aminoácidos. • Los compuestos de selenio descomponen los peróxidos que dañarían al citoplasma de las células.

34. TELURIO (Te) Y POLONIO (Po) • El Telurio se presenta con frecuencia en minerales de sulfuros metálicos. Se recupera de los polvos en las cámaras de combustión de los minerales de azufre y de la manufactura de ácido sulfúrico. • La única forma del telurio elemental es de color blanco plateado, semimetálica de cristales trigonales, con valores intermedios de conductividad eléctrica. El telurio se disuelve en SO3 disuelto en H2SO4 concentrado para dar soluciones rojas inestables y que cambian de color cuando se almacenan o se calientan. • El telurio forma dihidruros que son extremadamente venenosos con olor repugnante que en solución acuosa se comportan como ácidos muy débiles.

35. El Polonio se encuentra en los minerales de U y Th como producto de la descomposición radiactiva. Se le aisló por primera vez de la pechblenda que contiene menos de 0.1mg de Po por tonelada. El isótopo más accesible es el 210Po que se obtiene en cantidades que llegan hasta el gramo por irradiación de bismuto en los reactores nucleares. 209Bi + 210Bi (ɣ )→ 210Po + -β El Po se separa del Bi por sublimación o por distintos procedimientos químicos complejos. El estudio de la química del polonio se dificulta debido a que la intensa radiación que presenta pues ataca las soluciones y los sólidos, desprende mucho calor y hace necesarias técnicas especiales de manipulación.

36. Halogenuros de Te y Po • Los halogenuros de Te y Po se preparan siempre en presencia de halogenuros de azufre. El TeF4 es un sólido cristalino incoloro con un Pf = 130°C tiene estructura de cadena con unidades de TeF4 de pirámides de base cuadrada distorsionadas, unidas por puentes sencillos. Los halogenuros de polonio son similares a los de telurio, son volátiles por encima de 150°C y solubles en solventes orgánicos. Se hidrolizan con facilidad y forman complejos, por ejemplo Na2[PoX6], isomórficos con los de telurio, el polonio es soluble en ácido fluorhídrico. El telurio forma unos cuantos complejos halogenuros tanto en el estado II como en el IV; entre los más conocidos están los de tiourea (tu) o tioureas sustituidas como ligantes. Los compuestos rojos de telurio IV se preparan tratando el TeO2 en soluciones concentradas de ácido clorhídrico, por ejemplo con tetrametiltiourea (Me4tu). • TeO2+ 4HCl + 2Me4tu → trans- Te(Me4tu)2Cl4 + 2H2O