Elemento -Símbolo -Configuração -Nox

ElementoOXIGÊNIOENXOFRESELÊNIOTELÚRIOPOLÔNIO

SímboloO8S16Se34Te52Po84

Configuração2s2 2p4

3s2 3p4

3d10 4s2 4p4

4d10 5s2 4p4

4f14 5d10 6s26p4

Nox-2 , (-1)+2 , +4 , +6+2 , +4 , +6+2, +4 , +6+2, + 4

Todos os elementos do Grupo 16 tem configuração eletrônica s2p4

Eles podem atingir a configuração de gás nobre ou recebendo dois elétrons ou compartilhando.

O Oxigênio é o segundo elemento mais eletronegativo, perdendo apenas para o F.

O estado de oxidação do oxigênio é -2.Os demais podem apresentar estados de oxidação -2 e +4

e +6 sendo estes mais estáveis.

PROPRIEDADES GERAIS• O ácido sulfúrico é o

produto mais importante da indústria química.

• Os elementos apresentam a tendência normal de aumento no caráter metálico, ao se descer pelo grupo.

• S, Se e Te são moderadamente reativos e queimam ao ar

PROPRIEDADES GERAIS

• Os quatro primeiros elementos desse grupo são não-metais

• São elementos conhecidos como formadores de MINÉRIOS.

• Diversos produtos químicos contendo os elementos desse grupo tem importância econômica.

O Po foi descoberto por Marie Curie, pelo processamento de grandes quantidades de minerias do Tório e de Urânio e

separação dos produtos de decaimento.

Todos os elementos desse grupo, exceto o Te, são POLIMORFOS (pode ser obtidos em mais de uma

variedades alotrópica).O S possui mais formas alotrópicas que qualquer

outro elemento.Essas formas diferem no grau de polimerização do S e

na estrutura cristalina.

As duas formas cristalinas são :enxofre - ou rômbico, que é estável a temperatura

ambienteenxofre- ou monoclínico, que é estável acima de

95,5 •C.Estas duas formas se interconvertem quando aquecidos

ou resfriados lentamente.O Srômbico ocorre naturalmente na forma de grandes

cristais amarelos em áreas vulcânicas.Todos são solúveis em CS2

Há diversos métodos para a obtenção do S :Recuperação a partir do gás natural ...................48%Mineração (Processo Frasch)..............................19%A partir das piritas ..............................................17%Recuperação de gases de ustulação.....................12%Mineração como S mineral..................................4%Obtido a partir do CaSO4 .............................. 0,03%Grandes quantidades de S são obtidos a partir do gás natural.2H2S + 3 O2 2 SO2 + 2 H2OSO2 + 2 H2S 2 H2O + 3S

O S é um constituinte essencial, embora menos frequente, de certas proteínas

Está presente nos AMINOÁCIDOS, CISTINA, CISTEÍNA E METIONINA.

S + O2

2SO2 + O2 SO3 + H2O

Cerca de 60 % de ácido sulfúrico produzida é empregada na fabricação de fertilizantes.

O restante dá origem a SULFITOS, HIDROGENOSSULFITOS e gás sulfuroso, são importantes como ALVEJANTES.

10% da produção do S que não são consumidos na produção de ácido sulfúrico são empregados na forma de S elementar.

Parte é usada na fabricação de CS2 que por sua vez é usada na fabricação do CCl4 e VISCOSE.

O enxofre reage com ALCENOS formando LIGAÇÕES CRUZADAS entre as moléculas.

Essa reação é importante no processo de VULCANIZAÇÃO da borracha.

O S e o Se desidrogenam hidrocarbonetos saturados.O S é usado também na fabricação de fingicidas, inseticidas e

pólvora.A pólvora é KNO3 -75 %, C -15%e 10 % de S.

O Se e o Te ocorrem associados aos minérios do grupo dos SULFETOS.

São obtidos na forma concentrada a partir dos depósitos ou sedimentos anódicos do processo de refino eletrolítico do

cobre.A maior parte do Se é usada para descolorir o VIDRO.

O Se é usado em fotocopiadoras do tipo xerox, no fotorreceptor destinado a receber a imagem.

Tanto os compostos de Se como os de Te são absorvidos pelo organismo humano e são eliminados pelo suor, na

forma de compostos orgânicos de mau cheiro.

O Oxigênio é o mais abundante, perfazendo 20,9 % em volume e 23 % em peso da atmosfera.

CO2 + 6 H2O + energia C6H12O6 + 6 O2

O Enxofre é o 16o elemento mais abundante e constitui 0,034 % em peso da crosta.

Ocorre na forma combinada como sulfetos e sulfatos.Em muitos lugares, o S elementar pode ser obtido de

fontes vulcânicas

O S é extraído desses depósitos subterrâneos pelo processo FRASCH, fornecendo S de elevado grau de pureza.

O SO2 é extrraído, obtido como SUBPRODUTO da extração de metais a partir dos minérios do grupo dos SULFETOS

4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 O2

O SO2 é usado para a obtenção de ácido sulfúrico.A grande quantidade de S na forma, de sulfatos dissolvidos

nas águas dos oceanos e também na forma de depósitos minerais, como por exemplo de sulfato de cálcio.

CaSO4 + C 2SO2 + 2CaO + CO2

O gás sulfuroso é usado para a fabricação de ácido sulfúrico pelo processo de CONTATO.

S, Se e Te não são atacados por ÁCIDOS exceto aquelesque são AGENTES OXIDANTES.

O Po tem propriedades metálicas, pois se dissolve em ácido sulfúrico, fluorídrico,clorídrico e nítrico.

O Po é fortemente radiativo e as partículas alfa emitidas decompõem a água.

O Oxigênio apresenta diversas diferenças em relação aos demais elementos do grupo.

Estas diferenças estão relacionadas ao seu menor tamanho,, sua maior eletronegatividade, e à falta de orbitais d.

O Enxofre possui uma maior tendência de formar cadeias e ciclos que os demais elementos do grupo.

O Enxofre forma uma extensa e incomum variedade de compostos com o N2

5-PROPRIEDADES QUÍMICAS5-PROPRIEDADES QUÍMICAS• 5.1 - ENXOFRE5.1 - ENXOFREN0X +6 :

NOX +4:

NOX -1:

NOX -2:

H2SO4, SO4-2, SO3

H2SO3, SO3-2, SO2

Na2S2, FeS2,

Na2S, FeS

NOX 0: ENXOFRE ELEMENTAR

• Apresenta uma ampla variedade de formas alotrópicas

•Principais formas alotrópicas:

1) Molécula diatômica S2, S S, instável

2) Cadeias abertas: Sn, enxofre fibroso ou polimérico

3) Cadeias fechadas: S6, S7, S8, S9, S10, S11, S12, S13, S18, S20, S21 S25 S30

OBTENÇÃO E EXTRAÇÃO DO ENXOFRE OBTENÇÃO E EXTRAÇÃO DO ENXOFRE

PROCESSOFRASCH APARTIR DO GÁS

NATURAL E PETRÓLEO

REATIVIDADE DO ENXOFREREATIVIDADE DO ENXOFRE

Reage com metais, não metais, ácidos oxidantes

Reage com íon sulfeto resultando nos íons polissulfetos

Reage com os íons sulfitos originando os íons tiossulfatos

PRINCIPAIS APLICAÇÕES DO ENXOFREPRINCIPAIS APLICAÇÕES DO ENXOFRE

• Fabricação do ácido sulfúrico

• Preparação do SO2, CS2, sulfitos, bissulfitos

•Vulcanização da borracha

•Indústrias do papel, inseticidas

•preparação da pólvora

5.2 - SELÊNIO E TERLÚRIO5.2 - SELÊNIO E TERLÚRIO

ESTADOS DE OXIDAÇÃO

NOX +6:

NOX +4:

NOX -2:

H2SeO4, SeO4-2, SeF6, TeO3, H6TeO6, TeF6

H2SeO3, SeO3-2, SeO2, SeCl4, TeO2, TeCl4

H2Se, H2Te, Se-2

NOX 0: Selênio e Telúrio elementares

Telúrio: apenas uma forma cristalina igual a do selênio cinzento

Selênio:•Se2

•Selênio cinzento

•Selênio vítreo ou preto

•Selênio monoclínico

REATIVIDADEREATIVIDADE

• A tendência a reação com os outros elemento químicos diminui do enxofre para o polônio, porém apresentam propriedades químicas semelhantes ao enxofre.

APLICAÇÕESAPLICAÇÕESO Selênio é utilizado para descolorir vidros, em fotocopiadoras, pilhas de selênio.

O telúrio é utilizado principalmente na preparação deligas metálicas com o ferro.

6- PRINCIPAIS COMPOSTOS6- PRINCIPAIS COMPOSTOS

6.1- HIDRETOS

H2S, H2Se, H2TeSão tóxicos com odor

desagradável

São considerados ácidos fracosComparando com a molécula de H2O

OH H

Ângulo próximo a 105, sugere hibridização sp3

H2S, H2Se, H2Te Ângulo próximo a 90, sugere que nas ligações com os átomos de hidrogênio, os orbitais envolvidossão p quase puros.

H2S SULFETO DE HIDROGÊNIOSULFETO DE HIDROGÊNIO

• É solúvel em água, formando uma solução fracamente ácida

•Reage com a maioria dos metais formando os sulfetos

•Reage com bases forte formando os sulfetos normais ou hidrogenosulfetos

•Reage como agente redutor de ácidos e óxidos

•Reage com sais solúveis de certos metais formando precipitados (sulfetos metálicos) com cores características.

PRINCIPAIS APLICAÇÕESPRINCIPAIS APLICAÇÕES

Laboratório de química analítica (análise de metais)

Obtenção de ácido bromídrico e iodídrico

Obtenção de sulfetos

6.2- ÓXIDOS6.2- ÓXIDOS

A) Dióxidos SO2, SeO2, TeO2, PoO2

Estruturalmentesão diferentes

SO2 Formado por moléculas discretasmesmo no estado sólido

SeO2 Sólido na temperatura ambiente, formado por cadeias não planas

SeO

O

SeOO

SeO

O

TeO2

PoO2

Sólidos cristalinos

SO2

Gás incolor, extremamenteestável e facilmente liquefeito.

OBTENÇÃO

A) Reação Direta

B) Oxidação de Sulfetos metálicos

C) No laboratório

PROPRIEDADES QUÍMICAS

A) Dissolve-se em água formando moléculas hidratadas do óxido

B) Com soluções básicas forma os sulfitos normais ou hidrogenossulfitos

C) Com soluções de carbonatos alcalinos forma os sulfitos e libera CO2

APLICAÇÕES

Obtenção do H2SO4

Obtenção do Ca(HSO3)2

Alvejante (farinha, lã, acúcar, palha)

Destruição de fungos e bactérias

No estado líquido é um importante solvente industrial

B) Trióxido

SO3

Preparado através do processo de contato

Trióxido de enxofre

A reação é favorecida:•baixas temperaturas•pressões elevadas•excesso de O2 e retirada de SO3

Catalisadores: Pt, V2O5

O SO3 reage violentamente com a H2O,liberando grande quantidade de calor e formando H2SO4

Estrutura do SO3

A) No estado gasoso

Estrutura trigonalplana

SO

O

SO

O

O

OS

O

O

O

B) No estado sólido

Na temperatura ambiente é um sólido incolor

Existe em 3 formas diferentes:(SO3)3, na forma de um trímero, com estrutura semelhante a do gelo

As outras duas formas constituídas por cadeias

helicoidaisInterligadas formando camadas

S O

O

O

S O S

O

O

O

O

O SO3 é um poderoso agente oxidante, principalmente quando aquecido

2HBr + SO3 Br2 + H2SO3

APLICAÇÕESAPLICAÇÕESPreparação do H2SO4

Sulfonação de alquilbenzenos de cadeia longa

Preparação do ácido sulfâmico (NH2SO3H)

Sólido na temperaturaambiente

Utilizado na limpezadas instalações de usinasde refino de açúcar e de cervejarias

Oxiácidos do EnxofreOxiácidos do Enxofre

Série do ácido sulfuroso

Íons sulfitos formam sólidos estáveisSão insolúveis ou pouco solúveis:

Solúveis: sulfitos do grupo 1 e amônio.

Em soluções diluídas predominam os íons

SHO

HOO

SO3-2

CaSO3 ; BaSO3 ; Ag2SO3.

HSO3- Íon hidrogenossulfito (bissulfitos)

Sulfito de sódio é usado como alvejante, branqueador de polpa da madeira na indústria do papel e celulose.

Na2SO3

H2O + Na2CO3 + 2SO2 2NaHSO3 + CO2

2NaHSO3 + Na2CO3 2Na2SO3 + H2O + CO2

SO3-2 e HSO3

-+4 +4São agentes redutores moderadamente fortes.

Série do ácido sulfúricoS OHOH

O

O

H2SO4 É o ácido mais importante para a indústria química em geral.

Líquido incolor,oleoso,P.E.=340ºc,relativamente barato

Ácido sulfúrico - 98%Solução de SO3 em H2SO4 (Óleum)Bateria - 33%Fertilizantes - 50%, 97%

É um ácido forte

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4-

K1 muito grande, a 1ª ionização é quase completa

HSO4- + H2O H3O+ + SO4

-2 K2 é parcial

HSO4- - íon hidrogenossulfato

SO4- - íon sulfato

Reação com a água

O H2SO4 se dissolve em água liberando grande quantidade de calor, devido, principalmente, a elevada energia de hidratação dos íons H+ (Hhidratação= -267,9 kcal/molH+) formados durante a reação de ionização do ácido

H+ + H2O H3O+ (H = -267,9 kcal/mol)

Na ausência de H2O não reage com os metais para formar H2

H2SO4 concentrado

H2SO4 concentrado é um agente oxidante forte

Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2OCONC

Não reage com ácidos, pois está abaixo do H na série eletroquímica.

2NaBr + H2SO4 Na2SO4 + 2HBr-

Ação oxidante Ação oxidante do Hdo H22SOSO44

Br2

H2SO4 conc. É um agente desidratante, devido a sua facilidade de reagir com a água.

É usado na secagem de gases e líquidos que não reagem quimicamente com ele.

Também pode desidratar compostos orgânicos, provocando até a carbonização:Carboidratos carbono elementar

C6H12O6 + H2SO4 6C + H2SO4.6H2O GLICOSE

Carboniza a madeira, amido e fibras de algodão e lã.

Também desidrata HNO3 formando o íon NO2

+ (íon nitrônio). Usado nas reações de nitração de compostos orgânicos

HNO3 + 2H2SO4 NO2+ + H3O+ + 2HSO4

-

conc

Preparação do HPreparação do H22SOSO44

O processo industrial mais importante é o

Onde o SO2 é oxidado a SO3 pelo ar, na superfície de um catalisador.

Etapas1º) Fonte de SO2 : Enxofre elementar (no Brasil, quase todo importado)

BLENDA DE ZINCO (Metalurgia do zinco) : ZnS PIRITA : FeS2 ; outros sulfetos

Ustulação Ustulação : aquecimento em presença de ar

2FeS2 + 11/2 O2 Fe2O3 + 4SO2(s) (g)

ZnS + 3/2 O2 ZnO + SO2(s) (g) (s) (g)

2º) Oxidação do SO2 :

Catalisador : VV22OO55

SO2 + 1/2 O2 SO3

3º) Absorção do SO3 :O SO3 formado é absorvido por H2SO4 (98,5 - 99%) formando o ácido sulfúrico fumegante ou óleum, o qual tratado com água produz o ácido sulfúrico.

H2S2O7 + H2O 2H2SO4(l) (l) (aq)

SO3 + H2SO4 H2S2O7(g) (l) (l)

O excesso é retirado e o restante volta para o sistema.

H2S3O10 + 2H2O 3H2SO4

* No conjunto as reações de obtenção do H2SO4 liberam grande energia. A partir S8 (s) são liberados aproximadamente 600kJ/mol de ácido produzido. Esta energia é utilizada para gerar eletricidade, em geral mais do que suficiente para a operação da fábrica.

* As grandes instalações industriais brasileiras produzem cerca de 1000 ton/dia de ácido. A maior planta brasileira é a da Fosfértil, em Uberaba-MG, com capacidade para produzir 2300 ton/dia.

As usinas que queimam enxofre são as mais baratas e simples, todo o calor desprendido é recuperado na forma de vapor de água com temperatura elevada, que é usado para gerar energia em outro ponto da fábrica, além de ser usado para difundir o enxofre. Quando se usa sulfeto metálico é necessária a purificação, então menor quantidade de energia é recuperada.

Aplicações do H2SO4

• Maior parte destinada à indústria de fertilizantes – Conversão de fosfato de cálcio a superfosfato

• Em indústrias químicas em geral- metalurgia

- indústria do papel

- refino do petróleo

etc...