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SEMINARIO 10
QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS DE LOS ELEMENTOS DEL
GRUPO 16
Grupo 16.
El grupo 16 incluye a los elementos oxigeno, azufre, selenio, telurio y polonio. Los
tres primeros elementos son no metales, el telurio es un metaloide y el polonio es un metal.
El carácter metálico aumenta en el grupo al incrementarse el número atómico.
La configuración electrónica externa de estos elementos es ns2np4, todos tienden a
ganar o compartir un par adicional de electrones. Las afinidades electrónicas y las
electronegatividades decrecen al incrementarse el número atómico dentro del grupo; el
oxigeno es el segundo elemento más electronegativo luego del fluor. Los radios iónicos y
atómicos aumentan a medida que aumenta el número atómico.
Los elementos del grupo 16 muestran un carácter menos electronegativo y menos
reactivo que los halógenos.
1.1 Oxígeno.
El oxígeno constituye el 23% de la masa de la atmósfera y el 21% en volumen, en
ambos casos considerando aire seco. Es un gas incoloro, insípido e inodoro. Está formado
por moléculas diatómicas (O2) y se condensa en un líquido azul pálido a -183 ºC. Si bien el
oxígeno tiene un número par de electrones, dos de ellos no están apareados y la molécula
resulta paramagnética. Las moléculas de oxígeno son lineales, no polares y poco solubles
en agua (1 mM O2 a 100 kPa O2 y a 30 ºC).
El oxígeno elemental también existe bajo la forma alotrópica ozono (O3), que
constituye la “capa de ozono” de la alta atmósfera, donde se forma por efecto de la
radiación solar.
El ozono puede ser preparado en el laboratorio haciendo circular una descarga
eléctrica a través de oxígeno. Es un gas de color azul que condensa a –112 ºC,
transformándose en un líquido explosivo de color azul oscuro. Su olor acre puede
detectarse cerca de un equipo eléctrico o después de un relámpago. La molécula de ozono
tiene una estructura angular y es diamagnética. Ambos enlaces tienen la misma longitud
(128 pm) que es intermedia entre la distancia de un enlace doble y un enlace simple, con lo
cual la molécula de ozono no puede representarse con una sola estructura de Lewis sino
como dos hibridos resonantes.
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1.2 Azufre.
El azufre se encuentra en la naturaleza como depósitos en su estado elemental y
formando parte de sales, ya sea como sulfuros metálicos ( ZnS, PbS, Ag2S, HgS, FeS etc) o
como sulfatos (CaSO4 , BaSO4 etc)
El elemento azufre es un no metal que se presenta dos variedades alotrópicas el
azufre rómbico y el monoclínico. En el caso del sólido molecular formado por ciclos S8 en
corona (rómbico) son estables hasta 96° C luego se forman cadenas de S8 (monoclínico)
La variedad alotrópica más estable en condiciones normales es el azufre rómbico.
Es amarillo y sin gusto, casi inodoro e insoluble en agua. Las diferencias entre el
oxígeno y el azufre están dadas por la aptitud de este último para concatenarse, formando
cadenas de átomos. El oxígeno sólo puede formar cadenas cortas, siendo los únicos
ejemplos: H2O2, O3, O2-, O22-, el azufre posee muchas más posibilidades por la existencia
de anillos de S8 y sus fragmentos. La presencia de puentes disulfuro (-S-S-) en las proteínas
es otro ejemplo de concatenación.
1.3 Selenio y telurio.
El selenio y el telurio se presentan en minerales en forma de sulfuros. Ambos
elementos tienen diversas variedades alotrópicas, siendo la más estable la que está formada
por largas cadenas de átomos en zig-zag. Aunque estos alótropos presentan un aspecto
metálico blanco-plateado, son muy pobres conductores de la electricidad. Como la
conductividad del selenio aumenta en presencia de la luz, se emplea en dispositivos fotoeléctricos y en máquinas fotocopiadoras. El selenio también existe bajo la forma de un
sólido rojo, compuesto por moléculas Se8.
2 Compuestos del oxígeno.
2. 1 Óxidos.
El oxígeno se combina con casi todos los elementos para formar óxidos con
excepción de los gases nobles, el Pt y Pd.
Los óxidos se clasifican en:
Óxidos normales
Superóxidos
Peróxidos
2. 1. 1 Óxidos normales
Se caracterizan por la presencia del ión óxido (O2-), donde el número de oxidación
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del oxígeno es -2.
Según la diferencia de electronegatividad podemos clasificarlos como iónicos y
covalentes.
Según su reacción con el agua podemos clasificarlos en ácidos, básicos , neutros y
anfóteros.
Los óxidos básicos, generalmente iónicos, se forman con metales y los óxidos
ácidos, covalentes, con los no metales. Sin embargo, algunos óxidos metálicos iónicos, son
anfóteros, como el Al2O3 y el ZnO y otros óxidos no metálicos covalentes son neutros,
como el CO.
Los óxidos básicos reaccionan con agua dando bases:
CaO(s) + H2O(l)
Ca(OH)2 (ac)
Los óxidos ácidos reaccionan con agua dando ácidos :
SO3 (g) + H2O(l)
H2SO4 (ac)
Los óxidos anfoteros reaccionan tanto con ácidos como con bases:
ZnO (s) + 6 H2SO4 (l)
ZnSO4 (ac) + H2O
ZnO (s) + 2 OH (ac) + H2O(l)
[Zn(OH)4 ]2- (ac)
Los óxidos neutros no presentan carácter acido ni básico
2.1.2 Peróxidos.
Se clasifican en peróxidos iónicos y covalentes.
Se conocen peróxidos iónicos del grupo 1 (Na2O2) y del grupo 2 (BaO2), que se
caracterizan por la presencia del ión peróxido (O22-), donde el número de oxidación del
oxígeno es -1. Reaccionan con el agua para dar peróxido de hidrógeno y el hidróxido del
metal correspondiente, ya que el ion peróxido se comporta como una base de Brønsted.
Na2O2 (ac) + 2 H2O (l)
H2O2 (ac) + 2 NaOH (ac)
Los peróxidos covalentes como el peróxido de hidrógeno, H2O2, es un líquido azul
pálido más denso que el agua (1,44 g/mL a 25 ºC), pero en sus otras propiedades físicas es
muy similar al agua: su punto de fusión es -0,4 ºC y su punto de ebullición es 152 ºC. Sin
embargo, químicamente, actúan de forma muy diferente. El peróxido de hidrógeno puede
actuar como oxidante en solución ácida o básica:
2 I- (ac) + H2O2(ac) + 2 H+(ac)
I2 (ac) + 2 H2O(l)
+3
2 Cr (ac) + 3 H2O2(ac) + 10 OH ((ac)
2 CrO42-(ac) + 8 H2O(l)
También puede actuar como reductor tanto en medio ácido como básico:
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2 MnO4-(ac) + 5 H2O2(ac) + 6 H+(ac)
Cl2(g) + H2O2(ac) + 2 OH-(ac)
2 Mn2+(ac) + 8 H2O(l) + 5 O2(g)
2 Cl -(ac) + 2 H2O(l) + O2(g)
El peróxido de hidrógeno es muy inestable y se descompone por acción del calor, de
la luz y en presencia de trazas de metales de transición según:
2 H2O2(ac)
2 H2O(ac) + O2(g)
∆H= -196 kJ/mol
El peróxido de hidrógeno es un agente decolorante que también se emplea como
antiséptico generalmente en solución acuosa al 3% P/V conocida como agua oxigenada.
La concentración de soluciones de peróxido de hidrógeno también puede expresarse
en “volúmenes”, que indican el volumen en litros de oxígeno liberados en condiciones
normales de presión y temperatura, a partir de 1 litro de solución de peróxido de hidrógeno.
2.1.3 Superóxidos.
El superóxido metálico más conocido es el superóxido de potasio, KO2, que
contiene el ión superóxido (O2-) en el que el oxígeno presenta un estado de oxidación –0,5.
Reacciona con el agua según:
2 KO2(ac) + 2 H2O(l)
O2(g) + H2O2(ac) + 2 KOH(ac)
2.2 Hidruros del grupo 16.
A excepción del agua, el resto de los hidruros del grupo 16, H2E, son gases tóxicos,
de olor nauseabundo. Su carácter ácido al disolverse en agua aumenta desde el H2S hasta el
H2Te, es decir a medida que aumenta el número atómico.
3 Compuestos del azufre.
3. 1 Sulfuros.
La mayoría de los sulfuros de metales son poco solubles, con excepción de los
sulfuros de metales del grupo 1 y 2.
El sulfuro de hidrógeno es un ácido diprótico débil,
H2S (ac) + H2O (l)
HS- (ac) + H2O (l)
H3O+ (ac) + HS-(ac) Ka 9 x 10-8
H3O+ (ac) + S2-(ac) Ka 1x 10-19
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Por lo tanto, el sulfuro, su base conjugada, presenta basicidad de hidrólisis.
S2- (ac) + H2O (l)
HS- (ac) + OH-(ac)
3.2 Óxidos y oxoácidos.
Los óxidos y oxoácidos más importantes del azufre son el dióxido y el trióxido y los
ácidos correspondientes: sulfuroso y sulfúrico.
El dióxido de azufre (SO2) es un gas incoloro, sofocante y tóxico. Se encuentra en la
atmósfera como resultado de la actividad volcánica, de la combustión de hidrocarburos
ricos en azufre y del uso industrial de sulfuros minerales. El sulfuro de hidrógeno formado
naturalmente se oxida a dióxido de azufre al entrar en contacto con el oxígeno atmosférico:
2 H2S(g) + 3 O2(g)
2 SO2(g) + 2 H2O(g)
El dióxido de azufre es un óxido ácido que reacciona en agua para dar el acido
sulfuroso del cual provienen los hidrógenosulfitos (o bisulfitos HSO3- ) y los sulfitos SO32SO2(g) + H2O(l)
H2SO3(ac)
El número de oxidación del azufre en el dióxido de azufre y en los sulfitos es +4 por
lo tanto, estos compuestos pueden actuar como reductores o como oxidantes.
La reacción más importante del dióxido de azufre es su oxidación para dar trióxido
de azufre:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
El trióxido de azufre producido, puede reaccionar con el agua de la atmósfera para
dar ácido sulfúrico:
SO3(g) + H2O(l)
H2SO4(ac)
El ácido sulfúrico así formado, junto con el ácido nítrico producido por la
disolución de óxidos de nitrógeno, constituyen la llamada “lluvia ácida”.
A temperaturas ordinarias, el trióxido de azufre es un líquido volátil compuesto por
moléculas SO3 planas trigonales. El ácido sulfúrico es un líquido incoloro, corrosivo,
aceitoso. Tiene tres propiedades químicas importantes: es un ácido, es un agente
deshidratante y un agente oxidante.
El ácido sulfúrico es un ácido fuerte ya que su primera ionización en solución
acuosa es completa:
H2SO4(ac) + H2O(l)
HSO4-(ac) + H3O+(ac)
Sin embargo, su base conjugada, el HSO4- , se comporta como un ácido débil:
HSO4-(ac) + H2O(l)
SO42-(ac) + H3O+(ac)
Ka2 = 1,2 x 10-2
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Una clara demostración del poder deshidratante del ácido sulfúrico es lo que ocurre
cuando la sacarosa (C12O22H11), se pone en contacto con el ácido y se produce una
espumosa masa negra de carbono:
C12O22H11(s)
12 C (s) + 11 H2O (v)
El ácido sulfúrico concentrado es un agente oxidante y se reduce a dióxido de
azufre.
2 H2SO4(ac) + Cu (s)
SO2 (g) + SO42- (ac) + 2 H2O (ac) + Cu 2+
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