Este documento proporciona información sobre varios elementos químicos como oxígeno, azufre, selenio, teluro y polonio. Describe sus propiedades, formas de preparación, reacciones y usos. También cubre compuestos como el agua, peróxido de hidrógeno y diversos óxidos de azufre.

1. Unidad 5
Grupo 16 (VI A)
8
O
Oxígeno
16
S
Azufre
34
Se
Selenio
52
Te
Teluro
84
Po
Polonio

2. Elementos
Azufre Selenio Teluro Polonio
Atmósfera ≈21 % de O2 mucha cantidad en minerales, lagos, rios y mares.
El O2 líquido es celeste paramagnético
Muy poco disociado, a 2300 ºC solo 1 % disociado en O atómico.
El ozono O3 la atmósfera a nivel del mar contiene 0,05 ppm
3/2 O2  O3 ΔH = + 142.7 kJ
Es un gas incoloro a –112 ºC líquido azul oscuro. Absorbe intensamente las
radiaciones de 290 nm de longitud de onda (UV). Es un oxidante fuerte. se
usa como esterilizante, pero una exposición prolongada irrita los ojos y vías
respiratorias pudiendo ocasionar un edema pulmonar.
O.
O
O
..
.
.
+
.
.. ..
.._
116º

3. Azufre
El Azufre se presenta en varias formas alotrópicas, las que se detallan a continuación:
Azufre: a (Ortorrómbico), b (Monoclínico), además g, d, j, q, z, h, l, m, h, plástivo
Aparece
libre en yacimientos: Italia, Islandia, Japón, Grecia, etc. y en emanaciones volcánicas.
Combinado: blenda = ZnS, galena = PbS, cinabrio = HgS, pirita = FeS2 (disulfuro ferroso), baritina =
BaSO4, y yeso = CaSO4.2 H2O.
También en la materia orgánica, proteínas que contienen aminoácidos azufrados como cisteína o metionina.
S
S
S
S
S
S
S
S
azufre octaatómico
Monoclínico Ortorrombico
S
SO2
O2
MHNO3

f f
 NaOH
MSH2SO4
S
-2
+S2O3
-2

4. • El selenio ortorrómbico, monoclínico y una variedad
metálica conductora que no tiene semejante en el
azufre
• El teluro es un sólido plateado muy poco abundante,
se conoce el telururo de plata aúrico (AuAgTe2 ).
• El Polonio aparece en minerales de U y Th como
producto de la desintegración radiactiva.
• La “Pechblenda” U3O8 contiene < 0,1 mg Po/ton
• Se prepara bombardeando bismuto-209 con neutrones
decae con una vida media de 138,4 días por emisión β.
209Bi + n → 210Bi → 210Po + e−

5. Preparación
• OXÍGENO
• En el laboratorio:
HgO → Hg + ½ O2 KClO3 → KCl + 3/2 O2 BaO2 → BaO + ½ O2
• Industrialmente: destilación fraccionada del aire y electrólisis del agua acidulada:
• En el ánodo (+) ocurre: 2 OH− H2O + ½ O2 + 2e
• AZUFRE, SELENIO Y TELURO
• El azufre se extrae de los yacimientos, bombeando aire y vapor calientes a presión, el
azufre funde y la presión lo obliga a ascender hacia la superficie. Se purifica por
destilación.
• También puede recuperarse azufre de los gases de combustión de chimeneas industriales:
SO2 + C → S + CO2
• El selenio se prepara por reducción de ácido selenioso con SnCl2 o Zn:
H2SeO3 + 4 H+ + 4e  Seº + 3 H2O
• teluro oxidando el telururo con PbO2, con MnO2:
Te−2  Teº + 2e

6. Extracción del azufre
Método de Frash

7. Agua (Oxano)
• El agua es el compuesto importante por lo abundante y por
su significación para el desarrollo de la vida,
• Líquido incoloro, inodoro, insípido,
• Congela a 0 ºC hierve a 100 ºC,
• Dens. máx a 4 ºC 0,999972 g/cm3
y a 25 ºC vale 0,997048 g/cm3.
• Anfiprótico: 2 H2O  H3O+ + OH−
• Forma complejos: [Fe(H2O)6]3+  [Fe(H2O)5OH]2+ + H+
O
H H
104º
.. ..

8. Peróxido de hidrógeno
Puro, líquido celeste, hierve a 152ºC congela a –0,43ºC ρ = 1,463 g/cm3 a 0ºC.
Se prepara industrialmente por electrólisis de soluciones de (NH4)2SO4 en
H2SO4 electrodos de Pt con 1 A/dm2 a –20ºC:
• En el ánodo (+) ocurre: 2 HSO4
−  S2O8
= + 2 H+ + 2e−
• Y con agua se hidroliza S2O8
= + 2 H+ + 2 H2O  H2O2 + 2 H2SO4
• Se separa por destilación a presión reducida, se llega hasta 28-35 %, luego
se concentra por sucesivos fraccionamientos hasta 90 o 99 %
estabilizándola con acetanilida, pirofosfatos o estannatos y guardándola en
recipientes de aluminio puro.
• La concentración de sus soluciones se expresa comercialmente en
“volúmenes” de O2 que produce la descomposición completa de 1 volumen
de agua oxigenada.
• En el laboratorio BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

9. Peroxido de hidrógeno
El oxígeno tiene estado de oxidación - 1 lo que le confiere un fuerte carácter oxidante, debido a su
tendencia a pasar a su número de oxidación - 2, oxida Fe2+
a Fe3+
, Sn2+
a Sn4+
, SO3
2-
a SO4
2-
, etc.
Carácter oxidante en medio ácido H2O2 + 2 H+
+ 2e D 2 H2O
Carácter oxidante en medio básico H2O2 + 2e D 2 OH-
También puede ser reductor cuando se oxida a O2 frente a oxidantes fuertes como MnO4
-
:
Carácter reductor en medio ácido H2O2 D O2 + 2 H+
+ 2e
Carácter reductor en medio básico H2O2 + 2 OH-
D O2 + 2 H2O + 2e
Caracter débilmente ácido: H2O2 D H+
+ HO2
-
pKa = 11,62
El O2
-2
aparece en peroxiácidos: H2SO5 (Ácido peroximonosulfúrico) H2S2O8 (ác. Peroxidisulfúrico)
Motor-cohete Walter HWK 509-A-2
bipropulsor que quemaba peróxido de
hidrogeno concentrado mezclado con
hidracina-metanol ...

10. óxidos (O=), peróxidos (O2
=) y superóxidos (O2
−).
• OXIDOS
• Básicos: K2O, CaO, FeO, CuO,…
• Ácidos: B2O3, CO2, SiO2, N2O5,…
• Anfóteros: ZnO, SnO, SnO2, PbO,…
• PERÓXIDOS
• Na2O2, K2O2, MgO2, CaO2, BaO2,…
• SUPERÓXIDOS
• NaO2, KO2, RbO2, CsO2,….

11. HIDRUROS
• Con exc.de aire: 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O
• con poco aire: 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O
• Se obtienen de sus sales, FeS, FeSe y ZnTe con ácidos:
• ME + 2 H+ → H2E + M2+
Gases inflamables H2E, olor desagradable relativamente solubles en agua,
donde forman los hidrácidos correspondientes, todos ellos débiles.
El H2S es tóxico: provoca fatiga, afecta ojos y vías respiratorias a altas conc.
inconciencia convulsiones y la muerte
La tendencia para la fuerza ácida es: H2Te > H2Se > H2S
Son reductores: H2E  Eº + 2 H+ + 2e− (medio ácido)
E=  Eº + 2e − (medio básico)
Se verifica un mayor poder reductor en medio alcalino.
Poder reductor H2Te > H2Se > H2S y también Te= > Se= > S=

12. Polianiones del S, Se y Te
El S forma: Sn
2 − n = 2,…,6 por ej K2S4, Cs2S6
La estructura es en cadena
El Se forma Sen
2− n = 2,…,11
hasta n=9 cadenas para n > 9 anillos Se11
2−
El Te también forma Ten
2− de estructuras complejas.
Se
Se
Se
Se
Se
Se
Se
Se
SeSe
Se
2- Te
Te
Te
Te
Te
Te
Te
2-

13. ÓXIDOS DELAZUFRE
dióxido de azufre SO2,
gas sofocante e inflamable, condensa a –10ºC en un líquido incoloro de densidad 1,5 g/cm3
.
Muy soluble en agua, a 0ºC se disuelve 17,7 % y a 25ºC un 8,5 %.
Irritante para los ojos, nariz y garganta y provoca bronco espasmo.
Se usa como desinfectante en fábricas y como blanqueador de telas en la industria textil.
El líquido se usa como solvente, disuelve resinas, fósforo, azufre, yodo, etc..

14. OXIDOS DELAZUFRE
• El H2SO3 no existe como molécula. Las
soluciones acuosas tienen composición:
SO2.7H2O por lo que su disociación se escribe:
SO2 + H2O  H+ + HSO3
−
HSO3
−  H+ + SO3
−2
• Reductor típico, en medio básico pasa a sulfito:
SO2 + 2 OH−  SO3
= + H2O
• SO2 + 2 H2O  SO4
= + 4 H+ + 2e
• SO3
= + 2 OH−  SO4
= + H2O + 2e
• Reduce MnO4
−, Cr2O7
=, Fe3+, Sn4+, etc.

15. PREPARACIÓN
1) Quemando el elemento: S + O2 → SO2
2) A partir de sulfitos: SO3
= + 2 H+ → SO2 + H2O
3) De H2SO4 concentrado y caliente: Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2
H2O
4) Por tostación de sulfuros: MS + 3/2 O2 → SO2 + MO
SO3 se obtiene industrialmente por oxidación catalítica de SO2 a 400-665
ºC, usando catalizador: Pt, o V2O5, Cr2O3, o WO3, Fe, etc.
• SO2 + ½ O2  SO3
• Es irritante y corrosivo para las membranas mucosas. Se usa para
fabricar sulfúrico, en sulfonaciones (química orgánica) y en la
manufactura de explosivos.

16. ÓXIDOS DEL Se, Te
SeO2
Sólido blanco, sublima a 315°C es un polímero (SeO2)x se usa en
síntesis orgánica para producir dicetonas vecinales.
SeO3
Es menos estable que sus pares y que el TeO2 y es un sólido blanco
higroscópico que sublima a 100°C.
TeO3
Aparece como sólido amarillo y Se prepara deshidratando:
H6TeO6 → TeO3 + 3 H2O
TeO2 Telurita

17. Contaminación ambiental
SO3

18. HALUROS DELAZUFRE
2 isómeros Fluoruros de azufre
Lo mismo con los cloruros.
El Se forma SeX4 (X= F, Cl, Br) y el Te TeX4 (X= F, Cl, Br, I)
Forman SeF6 y TeF6 además el Se forma Se2F10

19. OXOÁCIDOS ELAZUFRE
ácido sulfúrico H2SO4 Líq. aceitoso, conc. al 96 % p/p densidad 1,84 g/cm3.
El calor de dilución es enorme, muy peligroso para diluir. Se recomienda añadir
muy lentamente el ácido sobre el agua y no a la inversa.
Es un ácido fuerte en su primer protón y bastante fuerte en su segundo protón:
H2SO4 → H+ + HSO4
- HSO4
-  H+ + SO4
= Ka2 = 1,023.10-2
Es un agente deshidratante poderoso, por ello carboniza papel, madera,
muchos compuestos orgánicos y en contacto con la piel provoca graves
quemaduras. Concentrado y caliente es un agente oxidante, ataca al Cu, oxida
I− a I2, Br− a Br2
SO4
= + 2e + 4 H+  SO2 + 2 H2O
El disulfúrico H2S2O7 tiene: pKa1= -12 pKa2= -8

20. Preparación del H2SO4: métdo de contacto
Preparación de SO2:
S + O2 → SO2
MS + O2 → MO + SO2
Conversión a trióxido:
SO2 + ½ O2 → SO3
a 450°C y V2O5 (catalizador)
Absorción sobre sulfúrico:
SO3 + H2SO4 → H2S2O7
Dilución
H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4

21. OXOÁCIDOS DELAZUFRE
Ácido disulfúrico
H2S2O6 H2S2O7
H2SO5
H2S2O8

22. Tiosulfato y Peroxidisulfato
• Inestables a pH < 7 precipitando lentamente azufre
coloidal
S2O3
= + 2 H+  SO2 + Sº + H2O
• Se oxida a tetrationato 2 S2O3
=  S4O6
= + 2e
• Buen ligando disuelve haluros de plata:
• AgX + 2 S2O3
=  [Ag(S2O3)2
−3] + X− X=Cl, Br, I
Llamado “persulfato” importante oxidante de laboratorio
S2O8
2− + 2e− → 2 SO4
2− E° = +1,96 V
oxida Mn2+ a MnO4
− usando Ag+como catalizador.