Elemento -Símbolo -Configuração -Nox
Elemento
OXIGÊNIO
ENXOFRE
SELÊNIO
TELÚRIO
POLÔNIO
Símbolo
O8
S16
Se34
Te52
Po84
Configuração
2s2 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
ambiente
enxofre- 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 H2O
SO2 + 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 aqueles
que 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 QUÍMICAS
• 5.1 - ENXOFRE
-2
N0X +6 : H2SO4, SO4 , SO3
-2
NOX +4: H2SO3, SO3 , SO2
NOX -1: Na2S2, FeS2,
NOX -2: 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
PROCESSO
FRASCH
APARTIR DO GÁS
NATURAL E
PETRÓLEO
REATIVIDADE 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 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 TERLÚRIO
ESTADOS DE OXIDAÇÃO
NOX +6:
NOX +4:
NOX -2:
-2
H2SeO4, SeO4 , SeF6, TeO3, H6TeO6, TeF6
-2
H2SeO3, SeO3 , SeO2 , SeCl4, TeO2, TeCl4
-2
H2Se, H2Te, Se
NOX 0: Selênio e Telúrio elementares
Selênio:
•Se2
•Selênio cinzento
•Selênio vítreo ou preto
•Selênio monoclínico
Telúrio: apenas uma forma cristalina igual a
do selênio cinzento
REATIVIDADE
• A tendência a reação com os outros elemento químicos
diminui do enxofre para o polônio, porém apresentam
propriedades químicas semelhantes ao enxofre.
APLICAÇÕES
O Selênio é utilizado para descolorir vidros, em
fotocopiadoras, pilhas de selênio.
O telúrio é utilizado principalmente na preparação de
ligas metálicas com o ferro.
6- PRINCIPAIS COMPOSTOS
6.1- HIDRETOS
H2S, H2Se, H2Te
São tóxicos com odor
desagradável
São considerados ácidos fracos
Comparando com a molécula de H2O
Ângulo próximo a 105, sugere
O
H
H  hibridização sp3
H2S, H2Se, H2Te  Ângulo próximo a 90, sugere
que nas ligações com os átomos
de hidrogênio, os orbitais envolvidos
são p quase puros.
H2S
SULFETO 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 APLICAÇÕES
Laboratório de química analítica (análise de
metais)
Obtenção de ácido bromídrico e iodídrico
Obtenção de sulfetos
6.2- ÓXIDOS
A) Dióxidos
SO2, SeO2, TeO2, PoO2
Estruturalmente
são diferentes
SO2
Formado por moléculas discretas
mesmo no estado sólido
SeO2
Sólido na temperatura ambiente,
formado por cadeias não planas
O O O
O
Se
Se
Se
O
O
TeO2
PoO2
Sólidos cristalinos
SO2
Gás incolor, extremamente
estável 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
Trióxido de enxofre
Preparado através do processo de contato
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 trigonal
plana
B) No estado sólido
Na temperatura ambiente
é um sólido incolor
O
Existe em 3 formas diferentes:
(SO3)3, na forma de um trímero,
com estrutura semelhante a do gelo
O
O
O
O
S
S
O
O O
S
O
As outras duas formas constituídas por
cadeias
Interligadas formando camadas
helicoidais
O
O
O
S O S O S
O
O
O
O SO3 é um poderoso agente oxidante,
principalmente quando aquecido
2HBr + SO3
Br2 + H2SO3
APLICAÇÕES
Preparação do H2SO4
Sulfonação de alquilbenzenos de cadeia longa
Preparação do ácido sulfâmico (NH2SO3H)
Utilizado na limpeza
das instalações de usinas
de refino de açúcar e de
cervejarias
Sólido na
temperatura
ambiente
Oxiácidos do Enxofre
Série do ácido sulfuroso
HO
S
O
HO
SO3
-2
Íons sulfitos formam sólidos estáveis
São insolúveis ou pouco solúveis:
CaSO3 ; BaSO3 ; Ag2SO3.
Solúveis: sulfitos do grupo 1 e amônio.
Em soluções diluídas predominam os íons
HSO3
-
Íon hidrogenossulfito (bissulfitos)
Na2SO3
Sulfito de sódio é usado como
alvejante, branqueador de
polpa da madeira na indústria
do papel e celulose.
H2O + Na2CO3 + 2SO2
2NaHSO3 + Na2CO3
+4
+4
-2
SO3 e HSO3
2NaHSO3 + CO2
2Na2SO3 + H2O + CO2
São agentes redutores
moderadamente fortes.
O
Série do ácido sulfúrico
O
H2SO4
S OH
OH
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
-2
+ SO4
HSO4- - íon hidrogenossulfato
SO4- - íon sulfato
K2 é parcial
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 + 2H2SO4CONC
CuSO4 + SO2 + 2H2O
Não reage com ácidos, pois está abaixo do H na
série eletroquímica.
2NaBr + H2SO4
-
Na2SO4 + 2HBr
Ação oxidante
do H2SO4
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
provocando até a carbonização:
Carboidratos
carbono elementar
C6H12O6 + H2SO4
orgânicos,
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
conc
NO2
+
+
+ H3O
+ 2HSO4
Preparação do H2SO4
O processo industrial mais importante é o
Onde o SO2 é oxidado a SO3 pelo ar, na
superfície de um catalisador.
-
Etapas
1º) Fonte de SO2 : Enxofre elementar (no Brasil, quase
todo importado)
Ustulação : aquecimento em presença de ar
PIRITA : FeS2 ; outros sulfetos
BLENDA DE ZINCO (Metalurgia do zinco) : ZnS
2FeS2 + 11/2 O2
Fe2O3 + 4SO2
(s)
ZnS (s) + 3/2 O2(g)
2º) Oxidação do SO2 :
Catalisador : V2O5
(g)
ZnO(s) + SO2 (g)
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.
SO3 + H2SO4
(g)
(l)
H2S2O7
(l)
+ H2O
H2S3O10 + 2H2O
(l)
3H2SO4
H2S2O7
(l)
2H2SO4
(aq)
O excesso é retirado e
o restante volta para o
sistema.
* 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...