GRUPO 16.

Apresentação em tema: "GRUPO 16."— Transcrição da apresentação:

1 GRUPO 16

2 Elemento -Símbolo -Configuração -Nox

3 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.

4 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

5 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.

6 O S possui mais formas alotrópicas que qualquer outro elemento.
DESCOBERTA E OBTENÇÃO DO Po 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. ESTRUTURA E ALOTROPIA DOS ELEMENTOS 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.

7 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

8 OBTENÇÃO E USO DOS ELEMENTOS
ENXOFRE Há diversos métodos para a obtenção do S : Recuperação a partir do gás natural % Mineração (Processo Frasch) % A partir das piritas % Recuperação de gases de ustulação % Mineração como S mineral % Obtido a partir do CaSO ,03% Grandes quantidades de S são obtidos a partir do gás natural. 2H2S O SO H2O SO H2S H2O S

9 Está presente nos AMINOÁCIDOS, CISTINA, CISTEÍNA E METIONINA.
USOS DE ENXOFRE 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.

10 Essa reação é importante no processo de VULCANIZAÇÃO da borracha.
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.

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

12 Ocorre na forma combinada como sulfetos e sulfatos.
ABUNDÂNCIA DOS ELEMENTOS 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

13 O SO2 é usado para a obtenção de ácido sulfúrico.
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 FeS O 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 SO2 + 2CaO + CO2 O gás sulfuroso é usado para a fabricação de ácido sulfúrico pelo processo de CONTATO.

14 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

15 5-PROPRIEDADES QUÍMICAS
5.1 - ENXOFRE N0X +6 : NOX +4: NOX -1: NOX -2:

16 Principais formas alotrópicas:
NOX 0: ENXOFRE ELEMENTAR Apresenta uma ampla variedade de formas alotrópicas Principais formas alotrópicas: 1) Molécula diatômica 2) Cadeias abertas: Sn, enxofre fibroso ou polimérico 3) Cadeias fechadas: S6, S7, S8, S9, S10, S11, S12, S13, S18, S20, S21 S25 S30

17 OBTENÇÃO E EXTRAÇÃO DO ENXOFRE
PROCESSO FRASCH APARTIR DO GÁS NATURAL E PETRÓLEO

18 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

19 PRINCIPAIS APLICAÇÕES DO ENXOFRE
Fabricação do ácido sulfúrico Preparação do SO2, CS2, sulfitos, bissulfitos Vulcanização da borracha Indústrias do papel, inseticidas preparação da pólvora

20 5.2 - SELÊNIO E TERLÚRIO ESTADOS DE OXIDAÇÃO NOX +6: NOX +4: NOX -2:

21 NOX 0: Selênio e Telúrio elementares
Selênio cinzento Selênio vítreo ou preto Selênio monoclínico Telúrio: apenas uma forma cristalina igual a do selênio cinzento

22 REATIVIDADE APLICAÇÕES
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.

23 6- PRINCIPAIS COMPOSTOS
São tóxicos com odor desagradável 6.1- HIDRETOS H2S, H2Se, H2Te São considerados ácidos fracos Comparando com a molécula de H2O 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 envolvidos são p quase puros.

24 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.

25 PRINCIPAIS APLICAÇÕES
Laboratório de química analítica (análise de metais) Obtenção de ácido bromídrico e iodídrico Obtenção de sulfetos

26 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

27 SO2 TeO2 Sólidos cristalinos PoO2 Gás incolor, extremamente
estável e facilmente liquefeito.

28 OBTENÇÃO A) Reação Direta B) Oxidação de Sulfetos metálicos C) No laboratório

29 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

30 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

31 SO3 B) Trióxido 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

32 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

33 Na temperatura ambiente é um sólido incolor
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 Interligadas formando camadas helicoidais

34 O SO3 é um poderoso agente oxidante, principalmente quando aquecido
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

35 Série do ácido sulfuroso
Oxiácidos do Enxofre Série do ácido sulfuroso Íons sulfitos formam sólidos estáveis São insolúveis ou pouco solúveis: Solúveis: sulfitos do grupo 1 e amônio. Em soluções diluídas predominam os íons Íon hidrogenossulfito (bissulfitos)

36 Obtenção São agentes redutores moderadamente fortes.
Sulfito de sódio é usado como alvejante, branqueador de polpa da madeira na indústria do papel e celulose. Obtenção São agentes redutores moderadamente fortes.

37 Série do ácido sulfúrico
É o ácido mais importante para a indústria química em geral. Líquido incolor,oleoso,P.E.=340ºc,relativamente barato Produto Comercial Ácido sulfúrico - 98% Solução de SO3 em H2SO4 (Óleum) Bateria - 33% Fertilizantes - 50%, 97%

38 É um ácido forte K1 muito grande, a 1ª ionização é quase completa
K2 é parcial HSO íon hidrogenossulfato SO íon sulfato

39 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 = -267,9 kcal/mol) Na ausência de H2O não reage com os metais para formar H2

40 H2SO4 concentrado H2SO4 concentrado é um agente oxidante forte Br2
Não reage com ácidos, pois está abaixo do H na série eletroquímica. Ação oxidante do H2SO4 Br2

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

42 Também desidrata HNO3 formando o íon NO2+ (íon nitrônio).
Usado nas reações de nitração de compostos orgânicos Preparação do H2SO4 O processo industrial mais importante é o Processo de Contato Onde o SO2 é oxidado a SO3 pelo ar, na superfície de um catalisador.

43 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 2º) Oxidação do SO2 : Catalisador : V2O5

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

45 OBSERVAÇÕES * 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.

46 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.

47 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...