ELEMENTOS DEL GRUPO-16.ppt

UNIVERSIDAD
MARTIN LUTERO
CARRERA: Licenciatura en Farmacia
QUIMICA INORGANICA
SEGUNDO AÑO
ELEMENTOS DEL GRUPO 16
Lic. Karla Martínez A

INTRODUCCIÓN
 El S, Se, Te, Po poseen electronegatividades más
bajas que el oxígeno, esta va decreciendo a
medida que se desciende en el grupo.
 La valencia no se limita al valor de 2, pudiéndose
utilizar orbitales d en la formación de más de cuatro
enlaces.
 Aparición de algunas propiedades de tipo metálico
en el Te y Po. Así, los óxidos MO2 son iónicos y
reaccionan con HCl para formar cloruros.
 Los hidruros son gases muy venenosos con olores
nauseabundos.

•El oxígeno (O2) es un gas incoloro e inodoro que condensa en un líquido azul pálido.
•Debido a que es una molécula de pequeña masa y apolar tiene puntos de fusión y
ebullición muy bajos.
•El gas no arde, pero si mantiene la combustión.
•Es uno de los elementos más abundantes tanto en el cuerpo humano como en el planeta
ya que supone el 21 % de la atmósfera (78% N2).
•En la corteza terrestre constituye el 46 % de la hidrosfera.
OXÍGENO

Propiedades Físicas y Quimicas
Descripción
Nombre Oxígeno Símbolo O
Número atómico 8 Peso atómico 15,9994
Propiedades Electrónicas Propiedades Físicas
Valencia -2
Densidad
(g/ml)
1,14
Electronegatividad 3,5
Punto de
ebullición ºC
-183
Radio covalente 0,73
Punto de
fusión ºC
-218,8
Radio iónico
(estado de oxidación)
1,40 (-2)
Radio atómico 1.40 Å
Estructura atómica 1s22s22p4
Potencial primero
de ionización (eV)
1313,9 kJ/mol
El oxígeno tiene tres isótopos estables y diez radioactivos. Todos sus isótopos radioactivos
tienen un periodo de semidesintegración de menos de tres minutos.
Isótopos 16-O (99,762%), 17-O (0,038%) y 18-O(0,200%).

OBTENCIÓN
•La principal fuente de obtención es la separación del aire por
licuefacción.
•Un método común es la descomposición térmica de clorato de
potasio (KClO3) con dióxido de manganeso agregado como
catalizador:
•Otro método es la descomposición catalítica del peróxido de
hidrógeno acuoso agregando como catalizador dióxido de
manganeso:
•Desde el punto de vista Industrial, pueden seguirse dos
procedimientos para la obtención del oxígeno:
•La electrólisis del agua.
•la destilación fraccionada del aire.

COMPUESTOS DEL OXIGENO
Su alta electronegatividad le hace reaccionar con casi cualquier elemento químico
exceptuando los pocos gases nobles, formando:
•Óxidos:
1.La mayoría de los óxidos no metálicos se combinan con el agua para formar
oxácidos. Por ejemplo: el dióxido de azufre (SO2) se disuelve en agua para formar
ácido sulfuroso (H2SO3).
SO2(g) + H2O(ac)  H2SO3(ac).
2.Los óxidos iónicos que se disuelven en agua reaccionan para formar hidróxidos:
BaO (s) + H2O (l)  Ba(OH)2 (ac)
•Fluoruros de oxígeno
1.Difluoruro de oxígeno (OF2): se prepara haciendo pasar rápidamente fluor por
una solución al 2% de NaOH, por electrolisis de soluciones acuosas de HF-KF, o
por acción de F2 sobre KF húmedo.
2.Difluoruro de dioxígeno (O2F2): se obtiene de descargas eléctricas sobre
mezclas de O2 y F2:

•Ozono : Se prepara por la acción de una descarga eléctrica silenciosa sobre O2.
•Peróxidos y superóxidos: los compuestos con enlaces O-O y oxígeno en un estado
de oxidación de -1 se llaman peróxidos.
Cuando en oxígeno tiene estado de oxidación de -1/2 en el , se conoce como
superóxido.
•Alcoholes: Metanol, etanol, 1-propanol, etc.
•Aldehídos: Se preparan por la oxidación cuidadosamente regulada de alcoholes.
•Ácidos carboxílicos: contienen un grupo funcional carboxilo (COOH).

Aplicaciones
 Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia son:
1) Fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales;
2) Manufactura de productos químicos por oxidación controlada;
3) Propulsión de cohetes
4) Apoyo a la vida biológica y medicina
5) Minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.
Peroxidos
1) Se utiliza en la fabricación de otros productos químicos (30%) y de
productos de limpieza (20%)
2) Su principal uso es como oxidante, en especial, como agente
blanqueante de pasta de papel y textiles (30%)
3) Se utiliza como germicida
4) Blanqueante de pinturas.
5) En el laboratorio se usa en la oxidación de azufre, nitrógeno y
yoduros.

Superóxidos
 Se utilizan como fuente de oxígeno en mascaras que se emplean
para trabajos de rescate.
Ozono
 Sí es muy utilizado en la industria farmeacéutica y en la preparación
de compuestos orgánicos donde el ozono rompe los dobles enlaces
carbono carbono.
 Se usa en ciertas ocasiones para el tratamiento de agua domestica
en lugar del cloro, eliminando de esta forma microorganismos como
bacterias.
 Para oxidar materia orgánica.
Fluoruros de oxígeno
 Han sido bastante estudiados como oxidantes potenciales de los
combustibles para cohetes.
Ácidos carboxílicos
 Son de uso común en productos de consumo también en la
manufactura de polímeros para elaborar fibras, películas y pinturas.

 Azufre, elemento propenso a formar cadenas.
 Suelen ser cadenas de átomos de azufre con otro
elemento o grupos de elementos en cada extremo.
 HS-Sn-SH ClS-Sn-SCl
Polisulfuros de Dicloruros de Poliazufre
Hidrogeno
n puede ocupar cualquier valor entre 0 y 20

ALÓTROPOS DEL AZUFRE
 Alótropo mas común y mas estable es el S8 ,
ciclooctazufre.
 Arriba de 95⁰C éste alótropo cristaliza formando cristales
aciculares.

TIPOS DE CRISTALES
Polimorfas
Monoclínica
Rómbica

 Polimorfas.- Diferentes estructuras cristalinas , en
las que las unidades del compuesto, que son
idénticas, se acomodan de diferente forma.
 Alótropos.- Formas del mismo elemento que
contienen unidades moleculares diferentes.

EXTRACCIÓN INDUSTRIAL DEL AZUFRE.
 El azufre elemental se encuentra en grandes
depósitos subterráneos en E.U.A, México y
Polonia.
 Proceso Frasch. Diseñada por un científico
canadiense llamado Herman Frasch.

 Proceso Claus. Producción de azufre elemental a
partir del sulfuro de hidrogeno del gas natural.

SULFUROS DE HIDRÓGENO
 Gas incoloro, extremadamente toxico, forma parte
del gas natural de suelo.
 Es un producto natural de las bacterias anaerobias.
 La molécula del sulfuro de hidrógeno tiene un
estructura en forma de V.

El gas se puede preparar en laboratorio haciendo:

Óxidos de azufre.
Dióxido de azufre
(SO2)
Óxido común del azufre.
Incoloro, denso y tóxico.
Reacción en la lengua:
Sabor ácido:
Lluvia ácida
Usos positivos:
1)Blanqueador y conservador. (frutas)
2)Suprimir el crecimiento de levadura y
bacterias naturales durante el proceso de
elaboración del vino.
3)Buen reductor.

Trióxido de azufre.
Liquido incoloro a
temperatura ambiente.
Muy ácido y reacciona
con el agua para formar
ácido sulfúrico.
Ácido Sulfúrico
Líquido denso y aceitoso.
Obtención industrial:

Para producir sulfato de amonio:
Aplicaciones:
.
Reactivo y medio disolvente para los procesos de síntesis orgánica.
Disolvente de muestras tales como metales, óxidos metálicos y compuestos
orgánicos.
Fabricación de fertilizantes, pinturas, pigmentos y explosivos.
En la industria textil se emplea para el proceso de blanqueo y la eliminación de
impurezas metálicas en telas.
Refinamiento del crudo de petróleo.
Electrólito (sustancia que se usa como fuente de iones) en pilas y baterías, muy
comúnmente usado en las baterías de los automóviles.
Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los
laboratorios de síntesis.

Sulfitos
Blanqueador en el proceso Kraff para la producción de papel.
Fabricación de tiosulfato de sodio.
Sistema de almacenamiento de calor.
Titulaciones redox.
Conservador de frutas.
Tetrationato.
Revelado fotográfico.

Sulfatos.
• Sulfato de calcio
En la naturaleza se encuentra en forma de yeso (sulfato de calcio dihidratado
CaSO4 • 2H2O) . Por calentamiento a 150ºC éste se transforma en el hemidrato
CaSO4 • ½ H2O, denominado yeso cocido o yeso mate.
- Joyería
- Industria de la construcción
Sulfato de plomo (II) Baterías eléctricas.
Sulfato de Bario Exámenes radiológicos del tracto intestinal.
Sulfato de Aluminio. Purificación del agua potable.
Sulfato de cobre Fungicida y alguicida.
Sulfato de sodio. Fabricación de vidrio, detergentes.
Solubles.

Otras compuestos con azufre…
C-S-O Factor lacrimógeno.
Vulcanización del caucho.
Cebolla, ajo y zorrillo.
Etanotiol:
Metionina y cisteína.
Vitamina B1 (Tiamina)
Coenzima biotina.
Penicilina.
Cefalosporina.
Sulfanilamida.

SELENIO
 ABUNDANCIA
Selenio: Es un elemento raro, no forma más que un 10ˉ⁷% en peso de la
corteza terrestre.
 ISÓTOPOS EN LA NATURALEZA
Entre el Se ⁷⁴y el Se⁸², con predominio del Se⁸⁰
 2 formas alotrópicas en estado sólido y 3 en estado líquido.
 El selenio líquido es de color pardo
al ser enfriado
se deposita en cristales rojos, estos cristales son metaestables
reposo
se convierten en una forma gris de aspecto metálico, la cual es
fotoconductora.

 OBTENCIÓN
No existen yacimientos de selenio en forma de minerales; la cantidad
que se produce en el mundo se obtiene como subproducto de la
elaboración de los minerales sulfatados, particularmente minerales de
cobre.
Se presenta formando seleniuros como impurezas de muchos sulfuros
metálicos.
Cuando los minerales sulfatados contaminados con selenio arden por
calentamiento en el aire, lo primero que sucede es que el sulfuro se
convierte en dióxido de azufre y parte del seleniuro se transforma en
dióxido de selenio:
Se reduce muy fácilmente
Y el seleniuro finamente dividido que se forma de esta manera puede
separarse de la corriente de los gases de los hornos mediante un
precipitador electrostático.

 PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
Símbolo Se
Número Atómico 34
Masa Atómica 78,96
Estructura electrónica [Ar] 3d10 4s2 4p4
Números de oxidación -2, +4, +6
Electronegatividad 2,55
Energía de ionización (kJ.mol-1) 941
Afinidad electrónica (kJ.mol-1) 195
Radio atómico (pm) 119
Radio iónico (pm) (carga del
ion)
198(-2), 69(+4)
Entalpía de fusión (kJ.mol-1) 5,1
Entalpía de vaporización
(kJ.mol-1)
26,32
Punto de Fusión (ºC) 221
Punto de Ebullición (ºC) 685
Densidad (kg/m3) 4792 (gris); (20
ºC)
Volumen atómico (cm3/mol) 16,48
Estructura cristalina Hexagonal
Color Gris.

COMPUESTOS
 H₂Se. Extremadamente venenoso, con olor repugnante.
 Halogenuros: SeF₄. Similar al SF₄ pero más fácil de
manipular, tiene ventajas como agente de fluoración.
 Dióxidos: SeO₂. Líquido blanco vólatil.
 Ácido selénico: H₂SeO₃. Es un fuerte agente oxidante. Se
obtiene por la oxidación de los selenitos:

APLICACIONES
 Aditivo de vidrio: La adición de seleniuro de cadmio, CdSe, a una
mezcla de vidrio produce un color rojo rubí.
 Xerografía: Duplicación de documentos lo convirtió en un elemento
importante. La xerografía es posible por las singulares propiedades
fotoconductoras del selenio. El corazón de una fotocopiador (y de una
impresora láser) es un cilindro recubierto por con selenio.
 Es indispensable para la salud: se utiliza en enzimas y en
aminoácidos con la selenometinina. Los compuestos de selenio
descomponen los peróxidos que dañarían al citoplasma de las células.
Lo malo es que este elemento exhibe un intervalo de tolerancia muy
estrecho (concentraciones de más de 5 ppm causan envenenamiento
crónico).

 Teluro, deriva de la palabra latina "tellus" que significa
tierra.
 El telurio es el primer elemento que puede experimentar
la desintegración alfa, siendo esta una desintegración
radiactiva donde un núcleo atómico emite una partícula alfa
y se transforma en un núcleo con 4 unidades menos de
número másico y dos unidades menos de número atómico.
 Grupo de los metaloides se encuentra aislado en la
naturaleza y se clasifica en el grupo de los anfígenos o
calcógenos.
 Sistema Cristalino / Estructura:
 Hexagonal. Alotrópica, cristalina y amorfa.

COMPOSICIÓN QUÍMICA TE
Se encuentra en estado puro o combinado con oro, plata, cobre,
plomo y niquel en minerales como telururo de silvanita(teluro
gráfico), nagiagita(teluro negro) y otros telururos de plata y oro
(calaverita).
Las principales fuentes comerciales se encuentran en los
fangos de las refinerías de Pb y Cu, en la recuperación de los
polvos de telururo de oro en las chimeneas de los hornos y la
reducción del óxido telúrico; generalmente se extrae, con
ácido sulfúrico (tostación sulfatante) de los iodos anódicos
generados en la metalurgía, a una temperatura de 150 a 300
oC.
 Te + 2H2SO4→TeO2+2SO2+2H2O
 2AuTeO2+2H2SO4→2Au+2TeO3+2SO2+2H2O
 Cu2Te+6H2SO4→2CuSO4+TeO2+4SO2+6H2O
Manejando una pureza del 99.5%

 El teluro es un elemento relativamente estable, insoluble
en agua y ácido clorhídrico, pero soluble en el ácido
nítrico y agua regia.
 Compuestos del teluro:
 Se trata de telururo de hidrógeno (H2Te) en disoluciones
acuosas, del ácido teluroso(H2TeO3) y de su
anhídrido(TeO2) sólidos blancos, del ácido
telúrico(H2TeO4) cristales incoloros y de su
anhídrido(TeO3) sólido anaranjado.

USOS
 Una gran cantidad en la producción del teluro, se usa en la
industria de los semiconductores, manufactura de
instrumentos, la industria química y metalúrgica.
 El teluro pulverizado, se usa en la manufactura del caucho
para acelerar la vulcanización e incrementar con esto su
resistencia.
 La adicción de pequeñas cantidades de teluro en los metales,
aumenta la dureza y la resistencia a la corrosión.
 Además de usarse como aleaciones en los componentes de
vidrio, son también usados como colorantes de los mismos ya
que le proporcionan un color café a estos vidrios o cristales.
 Algunos isótopos del teluro, se usan en medicina y en el
tratamiento de enfermedades de la glándula tiroides.

EFECTOS DEL TELURO EN LA SALUD, PELIGROS
QUÍMICOS Y EFECTOS AMBIENTALES
 Afortunadamente, los compuestos del teluro se encuentran
muy raramente, la evaporación a 200C es insignificante; sin
embargo cuando se dispersa puede alcanzar una
concentración dañina de partículas suspendidas en el aire.
Efectos de inhalación: Somnolencia, boca seca, gusto
metálico, dolor de cabeza, olor a ajo y náuseas.
 Peligros químicos: Cuando se calienta se forman vapores
tóxicos, las partículas dispersas en el aire formando mezclas
explosivas.
 Efectos ambientales: No es peligroso o es fácilmente
transformado en inocuo por procesos naturales, cuando es
calentado para descomponerlo, el cloruro de teluro puede
emitir vapores tóxicos de teluro y cloro.

 El polonio es un elemento químico radioactivo presente en la
naturaleza. En 1898 Pierre y Marie Curie lo extrajeron por
primera vez de la pechblenda o uranita.
 Hay 27 isótopos de polonio, con un número de masa atómica
desde el 192 hasta el 218. El polonio 210 es el único que está
disponible en la naturaleza y es muy difícil de manejar.
 Todos los isotopos de polonio son radiactivos y de vida media
corta exepto los tres emisores alfa, 208Po (2.9 años), 209Po
(100 años) y 210Po (138.4 días).
 Un miligramo de 210Po emite tantas partículas alfa como 5 g
de radio.
 Está presente en los cigarrillos y se emplea en algunas
técnicas de fotografía.

 La mayor parte del estudio del polonio se ha realizado usando
210Po, donado por Marie Curie del cual pesa 222.2
microgramos.
 El polonio es más metálico que su homólogo inferior, el
telurio. Como metal, es químicamente parecido al telurio y
forma los compuestos rojo brillante SPoO3 y SePoO3. El
metal es blando y sus propiedades físicas se asemejan a las
del talio, plomo y bismuto. Las valencias 2 y 4 están bien
establecidas; hay algunas evidencias de hexavalencia.
 Se conocen dos formas del dióxido: a baja temperatura,
amarillo, cúbico centrado en las caras (tipo UO2), y a alta
temperatura, rojo, tetragonal. Los halogenuros son
covalentes, compuestos volátiles, y se asemejan a los del
telurio.

OBTENCIÓN
 Se puede aislar de los minerales de U y Th en una
proporción de 100 mg por tonelada
 El isótopo 210Po es el penúltimo miembro en la
serie del decaimiento del radio
 Cuando el bismuto natural es bombardeado con
neutrones se puede obtener polonio 210 en
reactores nucleares.

USOS
 Producción de fuentes de neutrones
 Eliminadores de estática
 Cuando está incorporado en la aleación de los electrodos de
las bujías, se dice que favorece las propiedades refrigerantes
en los motores de combustión interna
 Fuente ligera de calor para dar energía a las células
termoeléctricas de algunos satélites artificiales y sondas
lunares
 Envenenamiento del ex espía ruso Alexander Litvinenko

BIBLIOGRAFÍA
 Cotton, Albert F., “Química inorgánica avanzada”,
cuarta edición, editorial Limusa, México 1986.
 Cotton, Albert F., “Química inorgánica básica”,
editorial Limusa, México 2006.
 Química Inorgánica; Rayner-Canham, Geoff;
Pearson Educacion; Mexico 2000.
 Hutchinston, Eric, “Química, los elementos y sus
reacciones”, Editorial Reverté, México 1960.
 http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinm
arcos/elementos/se.html

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