EINSTENIOUNUNUNIUM

INTEGRANTES:

CAMPOS MARÍA DE LOURDES

ESQUIVEL PEÑA VICENTE

JUÁREZ HERNÁNDEZ MIRIAM

MONTIEL ROBLES MELISA

NAVARRO ZAYAS XIMENA

PERDOMO MARÍN ANA CRISTINA

SANTAMARÍA ÁLVALEZ FABIOLA N.

GRUPO 16

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 QuimicasDescripción

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 primerode 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 oxígeno1.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 cohetes4) Apoyo a la vida biológica y medicina5) Minería, producción y fabricación de productos de piedra y

vidrio.

Peroxidos1) 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

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 PoliazufreHidrogeno

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.- 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 ácidaUsos 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 SulfúricoLíquido 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.

SulfitosBlanqueador 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 SeNúmero Atómico 34

Masa Atómica 78,96Estructura electrónica [Ar] 3d10 4s2 4p4

Números de oxidación -2, +4, +6Electronegatividad 2,55

Energía de ionización (kJ.mol-1) 941Afinidad electrónica (kJ.mol-1) 195

Radio atómico (pm) 119Radio iónico (pm) (carga del

ion)198(-2), 69(+4)

Entalpía de fusión (kJ.mol-1) 5,1Entalpía de vaporización

(kJ.mol-1)26,32

Punto de Fusión (ºC) 221Punto de Ebullición (ºC) 685

Densidad (kg/m3) 4792 (gris); (20 ºC)

Volumen atómico (cm3/mol) 16,48Estructura 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).

TELURIO

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.

POLONIO

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/sinmarcos/elementos/se.html