21.4: Los Elementos del Grupo 16 (Los Calcógenos)

Objetivos de aprendizaje

• Comprender las tendencias en propiedades y reactividad del grupo 16 elementos: los calcógenos.

Los calcógenos son el primer grupo en el bloque p que no tiene elementos metálicos estables. Todos los isótopos de polonio (Po), el único metal del grupo 16, son radiactivos, y sólo un elemento del grupo, el telurio (Te), puede incluso describirse como semimetal. Al igual que en los grupos 14 y 15, el elemento más ligero del grupo 16, el oxígeno, se encuentra en la naturaleza como elemento libre.

Del grupo 16 elementos, solo el azufre se conocía en la antigüedad; los otros no fueron descubiertos hasta finales de los siglos XVIII y XIX. El azufre se encuentra frecuentemente como depósitos cristalinos amarillos de S ₈ esencialmente puro en áreas de intensa actividad volcánica o alrededor de aguas termales. Ya en el siglo XV a.C., el azufre se utilizó como fumigante en la Grecia homérica porque, cuando se quema, produce vapores SO ₂ que son tóxicos para la mayoría de los organismos, incluyendo las alimañas que se esconden en las paredes y debajo de los pisos de las casas. De ahí que las referencias al azufre sean comunes en la literatura antigua, frecuentemente en el contexto de la purificación religiosa. De hecho, la asociación del azufre con lo divino era tan penetrante que los prefijos tío- (que significa “azufre”) y theo- (que significa “dios”) tienen la misma raíz en el griego antiguo. Aunque se usa principalmente en la producción de ácido sulfúrico, el azufre también se usa para fabricar pólvora y como agente de reticulación para el caucho, lo que permite que el caucho mantenga su forma pero conserve su flexibilidad.

El grupo 16 es el primer grupo en el bloque p sin elementos metálicos estables.

El oxígeno no fue descubierto hasta 1771, cuando el farmacéutico sueco Carl Wilhelm Scheele encontró que los compuestos calefactores como KNO ₃, Ag ₂ CO ₃ y HgO producían un gas incoloro e inodoro que soportaba mejor la combustión que el aire. Los resultados no se publicaron de inmediato, sin embargo, por lo que la obra de Scheele permaneció desconocida hasta 1777. Desafortunadamente, esto fue casi dos años después de que se publicara un artículo del químico inglés Joseph Priestley, en el que se describía el aislamiento del mismo gas mediante el uso de una lupa para enfocar los rayos del sol en una muestra de HGo. El oxígeno se utiliza principalmente en la industria siderúrgica durante la conversión de hierro crudo en acero mediante el proceso Bessemer. Otro uso industrial importante del oxígeno es en la producción de TiO ₂, el cual se usa comúnmente como pigmento blanco en pinturas, papel y plásticos.

Figura\(\PageIndex{1}\): Un depósito de azufre cristalino. Este depósito de azufre se encuentra alrededor de un respiradero volcánico en Kilauea Crater, Hawai.

El telurio fue descubierto accidentalmente en 1782 por el químico austriaco Franz Joseph Müller von Reichenstein, el topógrafo jefe de minas en Transilvania quien también fue responsable del análisis de muestras de mineral. El metal blanco plateado tenía la misma densidad que el antimonio pero propiedades muy diferentes. Debido a que era difícil de analizar, Müller lo llamó metallum problematicum (que significa “metal difícil”). El nombre teluro (del latín tellus, que significa “tierra”) fue acuñado por otro químico austriaco, Martin Klaproth, quien demostró en 1798 que el “metal difícil” de Müller era en realidad un elemento nuevo. El telurio se utiliza para colorear vidrio y cerámica, en la fabricación de tapones de voladura, y en dispositivos termoeléctricos.

Jöns Jakob Berzelius (1779—1848)

Berzelius nació en una familia sueca bien educada, pero ambos padres murieron cuando él era joven. Estudió medicina en la Universidad de Uppsala, donde sus experimentos con la terapia de electrochoque provocaron que sus intereses volviesen a la electroquímica. Berzelius ideó el sistema de notación química que utilizamos hoy en día. Además, descubrió seis elementos (cerio, torio, selenio, silicio, titanio y circonio).

Figura\(\PageIndex{1}\): La Química de la Fotocopia. Debido a que el selenio amorfo es un semiconductor fotosensible, exponer a la luz una película de Se cargada electrostáticamente hace que la carga positiva sobre la película se descargue en todas las áreas que son blancas en el original. Las áreas oscuras en el original bloquean la luz y generan una imagen invisible, cargada positivamente. Para producir una imagen sobre papel, las partículas de tóner cargadas negativamente son atraídas hacia la imagen positiva, se transfieren a una hoja de papel en blanco cargada negativamente y se funden con el papel a alta temperatura para dar una imagen permanente.

El calcógeno más pesado, el polonio, fue aislado tras un extraordinario esfuerzo de Marie Curie. A pesar de que nunca pudo obtener cantidades macroscópicas del elemento, que nombró por su país natal, Polonia, demostró que su química requería que se asignara al grupo 16. Marie Curie fue galardonada con el segundo Premio Nobel de Química en 1911 por el descubrimiento de radio y polonio.

Preparación y Propiedades Generales del Grupo 16 Elementos

El oxígeno es, con mucho, el elemento más abundante en la corteza terrestre y en la hidrosfera (aproximadamente 44% y 86% en masa, respectivamente). El mismo proceso que se utiliza para obtener nitrógeno de la atmósfera produce oxígeno puro. El oxígeno también se puede obtener por la electrólisis del agua, la descomposición de peróxidos o superóxidos de metales alcalinos o alcalinotérreos, o la descomposición térmica de sales inorgánicas simples, como el clorato de potasio en presencia de una cantidad catalítica de MnO ₂:

\[\mathrm{2KClO_3(s)\overset{MnO_2(s)}{\underset{\Delta}\rightleftharpoons}2KCl(s)+3O_2(g)} \label{22.4.1}\]

A diferencia del oxígeno, el azufre no es muy abundante, pero se encuentra como azufre elemental en formaciones rocosas que recubren cúpulas de sal, que a menudo acompañan a los depósitos de petróleo (Figura\(\PageIndex{1}\)). El azufre también se recupera de H ₂ S y compuestos organosulfurados en petróleo crudo y carbón y de minerales de sulfuro metálico como la pirita (FeS ₂).

Pirita (FeS ₂). Debido a sus brillantes cristales cúbicos de color amarillo dorado, FeS ₂ a veces se confunde con oro, dando lugar a su nombre común “oro tonto”. El oro real, sin embargo, es mucho más denso que el FeS ₂, y el oro es blando y maleable en lugar de duro y quebradizo.

Debido a que el selenio y el teluro son químicamente similares al azufre, generalmente se encuentran como contaminantes menores en los minerales de sulfuro metálico y generalmente se recuperan como subproductos. Aun así, son tan abundantes en la corteza terrestre como la plata, el paladio y el oro. Una de las mejores fuentes de selenio y teluro es el “limo” depositado durante la purificación electrolítica del cobre. Ambos elementos son notorios por los malos olores de muchos de sus compuestos. Por ejemplo, cuando el cuerpo absorbe incluso trazas de teluro, se produce dimetilteluro [(CH ₃) ₂ Te] y se libera lentamente en la respiración y la transpiración, lo que resulta en un intenso olor a ajo que comúnmente se llama “aliento de telurio”.

Con sus configuraciones de electrones ns ² np ⁴, los calcógenos son dos electrones cortos de una capa de valencia llena. Así, en las reacciones con los metales, tienden a adquirir dos electrones adicionales para formar compuestos en el estado de oxidación −2. Esta tendencia es mayor para el oxígeno, el calcógeno con mayor electronegatividad. Los calcógenos más pesados y menos electronegativos pueden perder ya sea cuatro electrones np o cuatro electrones np y dos ns para formar compuestos en el estado de oxidación +4 y +6, respectivamente, como se muestra en la Tabla Figura\(\PageIndex{1}\). Al igual que con los otros grupos, el miembro más ligero del grupo, en este caso el oxígeno, difiere mucho de los demás en tamaño, energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica, por lo que su química es única. También como en los otros grupos, el segundo y tercer miembros (azufre y selenio) tienen propiedades similares debido a los efectos de blindaje. Solo el polonio es metálico, formando ya sea el ion Po ^{2 +} o Po ^{4 +} hidratado en solución acuosa, dependiendo de las condiciones.

Tabla\(\PageIndex{1}\): Propiedades seleccionadas del grupo 16 elementos

Propiedad	Oxígeno	Azufre	Selenio	Telurio	Polonio
*La configuración mostrada no incluye subcarcasas d y f rellenas.
^† Los valores citados para las hexacaciones son para iones de seis coordenadas y solo son valores estimados.
masa atómica (amu)	16.00	32.07	78.96	127.60	209
número atómico	8	16	34	52	84
radio atómico (pm)	48	88	103	123	135
símbolo atómico	O	S	Se	Te	Po
densidad (g/cm ^3) a 25°C	1.31 (g/L)	2.07	4.81	6.24	9.20
afinidad electrónica (kJ/mol)	−141	−200	−195	−190	−180
electronegatividad	3.4	2.6	2.6	2.1	2.0
primera energía de ionización (kJ/mol)	1314	1000	941	869	812
radio iónico (pm) ^†	140 (−2)	184 (−2), 29 (+6)	198 (−2), 42 (+6)	221 (−2), 56 (+6)	230 (−2), 97 (+4)
punto de fusión/punto de ebullición (°C)	−219/−183	115/445	221/685	450/988	254/962
estado (s) normal (s) de oxidación	−2	+6, +4, −2	+6, +4, −2	+6, +4, −2	+2 (+4)
producto de reacción con H 2	H 2 O	H 2 S	H 2 Se	ninguno	ninguno
producto de reacción con N 2	NO, NO 2	ninguno	ninguno	ninguno	ninguno
producto de reacción con O 2	—	SO 2	SeO 2	TeO 2	PoO 2
producto de reacción con X 2	O 2 F 2	SF 6, S 2 Cl 2, S 2 Br 2	SeF 6, SEx 4	TeF 6, TeX 4	PoF 4, POCl 2, PoBr 2
potencial de reducción estándar (E°, V) (E ^0 → H 2 E en solución ácida)	+1.23	+0.14	−0.40	−0.79	−1.00
tipo de óxido	—	ácido	ácido	anfótero	básico
configuración de electrones de valencia	2s ^2 2p ^4	3s ^2 3p ^4	4s ^2 4p ^4	5s ^2 5p ^4	6s ^2 6p ^4

Reacciones y Compuestos del Oxígeno

Al igual que en los grupos 14 y 15, el miembro más ligero del grupo 16 tiene la mayor tendencia a formar múltiples enlaces. Así, el oxígeno elemental se encuentra en la naturaleza como un gas diatómico que contiene un doble enlace neto: O=O Al igual que con el nitrógeno, la repulsión electrostática entre pares solitarios de electrones en átomos adyacentes impide que el oxígeno forme compuestos catenados estables. De hecho, a excepción del O ₂, todos los compuestos que contienen enlaces O-O son potencialmente explosivos. El ozono, los peróxidos y los superóxidos son potencialmente peligrosos en forma pura. El ozono (O ₃), uno de los oxidantes más potentes conocidos, se utiliza para purificar el agua potable porque no produce el sabor característico asociado al agua clorada. El peróxido de hidrógeno (H _{2 O 2}) es tan termodinámicamente inestable que tiende a sufrir descomposición explosiva cuando es impuro:

\[2H_2O_{2(l)} \rightarrow 2H_2O_{(l)} + O_{2(g)} \;\;\; ΔG^o = −119\; kJ/mol \label{1}\]

Al igual que en los grupos 14 y 15, el elemento más ligero en el grupo 16 tiene la mayor tendencia a formar enlaces múltiples.

A pesar de la fuerza del enlace O=O (\(D_\mathrm{O_2}\)= 494 kJ/mol),\(O_2\) es extremadamente reactivo, reaccionando directamente con casi todos los demás elementos excepto los gases nobles. Algunas propiedades del O ₂ y especies relacionadas, como los iones peróxido y superóxido, se encuentran en la Tabla\(\PageIndex{2}\). Con pocas excepciones, la química del oxígeno se restringe a estados de oxidación negativos debido a su alta electronegatividad (χ = 3.4). A diferencia de los otros calcógenos, el oxígeno no forma compuestos en el estado de oxidación +4 o +6. El oxígeno es superado solo por el flúor en su capacidad para estabilizar los estados de alta oxidación de los metales tanto en compuestos iónicos como covalentes. Por ejemplo, AgO es un sólido estable que contiene plata en el inusual estado Ag (II), mientras que OsO ₄ es un sólido volátil que contiene Os (VIII). Debido a que el oxígeno es tan electronegativo, el enlace O-H es altamente polar, creando un gran momento dipolar de enlace que hace que el enlace de hidrógeno sea mucho más importante para los compuestos de oxígeno que para compuestos similares de los otros calcógenos.

Tabla\(\PageIndex{2}\): Algunas propiedades de O ₂ y especies diatómicas relacionadas

Especies	Orden de Fianza	Número de desapareados e ^−	O—O Distancia (pm) *
*Fuente de datos: Lauri Vaska, “Complejos Dioxígeno-Metal: Hacia una visión unificada”, Cuentas de Investigación Química 9 (1976): 175.
O 2 ^+	2.5	1	112
O 2	2	2	121
O 2 ^−	1.5	1	133
O 2 ^2−	1	0	149

Los óxidos metálicos suelen ser básicos, y los óxidos no metálicos son ácidos, mientras que los óxidos de elementos que se encuentran sobre o cerca de la banda diagonal de los semimetales son generalmente anfóteros. Algunos óxidos, como CO y PbO ₂, son neutros y no reaccionan con agua, ácido acuoso o base acuosa. Los óxidos no metálicos son típicamente compuestos covalentes en los que los enlaces entre el oxígeno y el no metal están polarizados (E ^{δ +} —O ^δ−). En consecuencia, un par solitario de electrones en una molécula de agua puede atacar el átomo E parcialmente cargado positivamente para formar eventualmente un oxoácido. Un ejemplo es hacer reaccionar trióxido de azufre con agua para formar ácido sulfúrico:

\[H_2O_{(l)} + SO_{3(g)} \rightarrow H_2SO_{4(aq)} \label{2}\]

Los óxidos de los semimetales y de elementos como Al que se encuentran cerca de la línea divisoria metal/no metálica son anfóteros, como esperamos:

\[Al_2O_{3(s)} + 6H^+_{(aq)} \rightarrow 2Al^{3+}_{(aq)} + 3H_2O_{(l)} \label{3}\]

\[Al_2O_{3(s)} + 2OH^−_{(aq)} + 3H_2O_{(l)} \rightarrow 2Al(OH)^−_{4(aq)} \label{4}\]

Los óxidos de metales tienden a ser básicos, los óxidos de los no metales tienden a ser ácidos y los óxidos de elementos en o cerca de la banda diagonal de los semimetales son generalmente anfóteros.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

Para cada reacción, explique por qué se forman los productos dados.

1. Ga ₂ O ₃ (s) + 2OH ⁻ (aq) + 3H ₂ O (l) → 2Ga (OH) ₄ ⁻ (aq)
2. 3H ₂ O ₂ (aq) + 2MnO ₄ ⁻ (aq) + 2H ⁺ (aq) → 3O ₂ (g) + 2MnO ₂ (s) + 4H ₂ O (l)
3. KNO ₃ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) KNO (s) + O ₂ (g)

Dado: ecuaciones químicas balanceadas

Preguntado por: por qué se forman los productos dados

Estrategia:

Clasificar el tipo de reacción. Usando tendencias periódicas en propiedades atómicas, termodinámica y cinética, explicar por qué se forman los productos de reacción observados.

Solución

1. El galio es un metal. Esperamos que los óxidos de los elementos metálicos sean básicos y por lo tanto no reaccionen con base acuosa. Una mirada cercana a la tabla periódica, sin embargo, muestra que el galio está cerca de la línea diagonal de los semimetales. Además, el aluminio, el elemento inmediatamente superior al galio en el grupo 13, es anfótero. En consecuencia, predecimos que el galio se comportará como el aluminio (Ecuación\(\ref{4}\)).
2. El peróxido de hidrógeno es un oxidante que puede aceptar dos electrones por molécula para dar dos moléculas de agua. Con un oxidante fuerte, sin embargo, H _{2 O 2} también puede actuar como reductor, perdiendo dos electrones (y dos protones) para producir O ₂. Debido a que el otro reactivo es el permanganato, que es un potente oxidante, la única reacción posible es una reacción redox en la que el permanganato es el oxidante y el peróxido de hidrógeno es el reductor. Recordemos que la reducción de permanganato a menudo da MnO ₂, un sólido marrón insoluble. Reducir MnO ₄ ⁻ a MnO ₂ es una reducción de tres electrones, mientras que la oxidación de H ₂ O ₂ a O ₂ es una oxidación de dos electrones.
3. Esta es una reacción de descomposición térmica. Debido a que KNO ₃ contiene nitrógeno en su estado de oxidación más alto (+5) y oxígeno en su estado de oxidación más bajo (−2), es probable una reacción redox. La oxidación del oxígeno en nitrato a oxígeno atómico es un proceso de dos electrones por átomo de oxígeno. Es probable que el nitrógeno acepte dos electrones porque los oxoaniones de nitrógeno se conocen solo en los estados de oxidación +5 (NO ₃ ⁻) y +3 (NO ₂ ⁻).

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

Predecir el producto o productos de cada reacción y escribir una ecuación química equilibrada para cada reacción.

1. SiO ₂ (s) + H ⁺ (aq) →
2. NO (g) + O ₂ (g) →
3. SO ₃ (g) + H ₂ O (l) →
4. H ₂ O ₂ (aq) + I ^— (aq) →

Contestar

1. SiO ₂ (s) + H ⁺ (aq) → sin reacción
2. 2NO (g) + O ₂ (g) → 2NO ₂ (g)
3. SO ₃ (g) + H ₂ O (l) → H ₂ SO ₄ (aq)
4. H ₂ O ₂ (aq) + 2I ⁻ (aq) → I ₂ (aq) + 2OH ⁻ (aq)

Reacciones y compuestos de los calcógenos más pesados

Debido a que la mayoría de los calcógenos más pesados (grupo 16) y los pnicogenos (grupo 15) son no metales, a menudo forman compuestos similares. Por ejemplo, ambos elementos del tercer periodo de estos grupos (fósforo y azufre) forman compuestos catenados y forman múltiples alótropos. Consistente con las tendencias periódicas, la tendencia a catenar disminuye a medida que bajamos por la columna.

El azufre y el selenio forman una serie bastante extensa de especies catenadas. Por ejemplo, el azufre elemental forma anillos S ₈ empaquetados juntos en una compleja disposición de “cigüeñal” (Figura\(\PageIndex{2}\)), y el azufre fundido contiene largas cadenas de átomos de azufre conectados por enlaces S-S. Además, tanto el azufre como el selenio forman polisulfuros (S _n ²⁻) y poliselenidos (Se _n ²⁻), con n ≤ 6. El único alótropo estable del teluro es una sustancia blanca plateada cuyas propiedades y estructura son similares a las de uno de los alótropos de selenio. El polonio, en contraste, no muestra tendencia a formar compuestos catenados. La notable disminución de la complejidad estructural de azufre a polonio es consistente con la disminución en la resistencia de los enlaces simples y el aumento del carácter metálico a medida que bajamos del grupo.

Figura\(\PageIndex{2}\): Las estructuras de los fluoruros conocidos de azufre. Se conocen cinco fluoruros de azufre estables, que contienen azufre en estados de oxidación que van de +1 a +6. Todos son compuestos moleculares volátiles que varían enormemente en estabilidad y toxicidad. Aunque tanto SF ₆ como S ₂ F ₁₀ son muy estables, S ₂ F ₁₀ es tóxico y SF ₆ no lo es. Las otras tres son sustancias altamente reactivas.

Al igual que en el grupo 15, la reactividad de los elementos en el grupo 16 disminuye de la más ligera a la más pesada. Por ejemplo, el selenio y el teluro reaccionan con la mayoría de los elementos pero no tan fácilmente como lo hace el azufre. Como se esperaba para los no metales, el azufre, el selenio y el teluro no reaccionan con agua, ácido acuoso o base acuosa, sino que todos se disuelven en ácidos fuertemente oxidantes como HNO ₃ para formar oxoácidos como H ₂ SO ₄. A diferencia de los otros calcógenos, el polonio se comporta como un metal, disolviéndose en HCl diluido para formar soluciones que contienen el ion Po ^{2 +}.

Al igual que con los otros grupos, la tendencia a catenar, la fuerza de los enlaces simples y la reactividad disminuyen en el grupo.

El flúor reacciona directamente con todos los calcógenos excepto el oxígeno para producir los hexafluoruros (YF ₆), los cuales son compuestos extraordinariamente estables y no reactivos. Se conocen cuatro fluoruros estables adicionales de azufre; por lo tanto, los estados de oxidación del azufre varían de +1 a +6 (Figura\(\PageIndex{2}\)). En contraste, solo se conocen cuatro fluoruros de selenio (SeF ₆, SeF ₄, FSESef y SeSeF ₂) y solo tres de teluro (TeF ₄, TeF ₆ y Te ₂ F ₁₀).

La reacción directa de los calcógenos más pesados con oxígeno a temperaturas elevadas da los dióxidos (YO ₂), que exhiben un dramático rango de estructuras y propiedades. Los dióxidos se vuelven cada vez más metálicos en el grupo, como se esperaba, y el número de coordinación del calcógeno aumenta constantemente. Así SO ₂ es un gas que contiene moléculas en forma de V (según lo predicho por el modelo de repulsión de pares de electrones de valencia-concha), SeO ₂ es un sólido blanco con una estructura de cadena infinita (cada Se es de tres coordenadas), TeO ₂ es un sólido amarillo claro con una estructura de red en la que cada El átomo de Te tiene cuatro coordenadas, y PoO ₂ es un sólido iónico amarillo en el que cada ion Po ^{4 +} tiene ocho coordenadas.

Los dióxidos de azufre, selenio y teluro reaccionan con el agua para producir los oxoácidos dipróticos débiles (H ₂ YO ₃ —ácido sulfuroso, selenoso y telúrico, respectivamente). Tanto el ácido sulfúrico como el ácido selénico (H ₂ SeO ₄) son ácidos fuertes, pero el ácido telúrico [Te (OH) ₆] es bastante diferente. Debido a que el teluro es más grande que el azufre o el selenio, forma enlaces π más débiles al oxígeno. Como resultado, la estructura más estable para el ácido telúrico es Te (OH) ₆, con seis enlaces Te—OH en lugar de enlaces Te=O. Por lo tanto, el ácido telúrico se comporta como un ácido triprótico débil en solución acuosa, perdiendo sucesivamente los átomos de hidrógeno unidos a tres de los átomos de oxígeno. Como se esperaba para los compuestos que contienen elementos en su estado de oxidación más alto accesible (+6 en este caso), los ácidos sulfúrico, selénico y telúrico son oxidantes. Debido a que la estabilidad del estado de oxidación más alto disminuye con el aumento del número atómico, el ácido telúrico es un oxidante más fuerte que el ácido sulfúrico.

La estabilidad del estado de oxidación más alto de los calcógenos disminuye en la columna.

El azufre y, en menor medida, el selenio reaccionan con el carbono para formar una extensa serie de compuestos que son estructuralmente similares a sus análogos de oxígeno. Por ejemplo, CS ₂ y CSe ₂ son ambos líquidos volátiles que contienen enlaces C=S o C=Se y tienen la misma estructura lineal que CO ₂. Debido a que estos dobles enlaces son significativamente más débiles que el enlace C=O, sin embargo, CS ₂, CsE ₂ y compuestos relacionados son menos estables y más reactivos que sus análogos de oxígeno. Los calcógenos también reaccionan directamente con casi todos los metales para formar compuestos con una amplia gama de estequiometrías y una variedad de estructuras. Los calcogenuros metálicos pueden contener el ion calcogenuro simple (Y ²⁻), como en Na ₂ S y FeS, o iones policalcogenuro (Y _n ²⁻), como en FeS ₂ y Na ₂ S ₅.

Los dióxidos del grupo 16 elementos se vuelven cada vez más básicos, y el número de coordinación del calcógeno aumenta de manera constante en el grupo.

Los calcogenuros iónicos como Na ₂ S reaccionan con ácido acuoso para producir hidruros binarios como sulfuro de hidrógeno (H ₂ S). Debido a que la fuerza del enlace Y—H disminuye con el aumento del radio atómico, la estabilidad de los hidruros binarios disminuye rápidamente en el grupo. Quizás sea sorprendente que el sulfuro de hidrógeno, con su familiar olor a huevo podrido, sea mucho más tóxico que el cianuro de hidrógeno (HCN), el gas utilizado para ejecutar a los presos en la “cámara de gas”. El sulfuro de hidrógeno a concentraciones relativamente bajas amortigua los receptores olfativos en la nariz, lo que le permite alcanzar niveles tóxicos sin detección y lo hace especialmente peligroso.

Ejemplo\(\PageIndex{2}\)

Para cada reacción, explique por qué el producto dado se forma o no se produce ninguna reacción.

1. SO ₂ (g) + Cl ₂ (g) → SO ₂ Cl ₂ (l)
2. SF ₆ (g) + H ₂ O (l) → sin reacción
3. 2Se (s) + Cl ₂ (g) → Se ₂ Cl ₂ (l)

Dado: ecuaciones químicas balanceadas

Preguntado por: por qué se forman los productos dados (o no productos)

Estrategia:

Clasificar el tipo de reacción. Usando tendencias periódicas en las propiedades atómicas, termodinámica y cinética, explica por qué se forman los productos de reacción o por qué no ocurre ninguna reacción.

Solución

1. Uno de los reactivos (Cl ₂) es un oxidante. Si el otro reactivo puede oxidarse, entonces es probable una reacción redox. El dióxido de azufre contiene azufre en el estado de oxidación +4, que es 2 menos que su estado máximo de oxidación. También se sabe que el dióxido de azufre es un agente reductor suave en solución acuosa, produciendo ácido sulfúrico como producto de oxidación. De ahí que sea probable una reacción redox. La reacción más simple es la formación de SO ₂ Cl ₂ (cloruro de sulfurilo), que es una especie tetraédrica con dos enlaces S-Cl y dos S=O.

2. El hexafluoruro de azufre es un haluro no metálico. Dichos compuestos normalmente reaccionan vigorosamente con agua para producir un oxoácido del no metal y el correspondiente ácido hidrohalogenado. En este caso, sin embargo, tenemos una especie altamente estable, presumiblemente porque todos los orbitales disponibles de azufre son orbitales de unión. Por lo tanto, no es probable que SF ₆ reaccione con el agua.
3. Aquí tenemos la reacción de un calcógeno con un halógeno. El halógeno es un buen oxidante, por lo que podemos anticipar que se producirá una reacción redox. Solo el flúor es capaz de oxidar los calcógenos a un estado de oxidación +6, por lo que debemos decidir entre SecL ₄ y Se _{2 Cl 2} como producto. La estequiometría de la reacción determina cuál de las dos se obtiene: SecL ₄ o Se ₂ Cl ₂.

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

Predecir los productos de cada reacción y escribir una ecuación química equilibrada para cada reacción.

1. Te (s) + Na (s)\(\xrightarrow{\Delta}\)
2. SF ₄ (g) + H ₂ O (l) →
3. CH ₃ SESech ₃ (soln) + K (s) →
4. Li ₂ Se (s) + H ⁺ (aq) →

Contestar

1. Te (s) + 2Na (s) → Na ₂ Te (s)
2. SF ₄ (g) + 3H ₂ O (l) → H ₂ SO ₃ (aq) + 4HF (aq)
3. CH ₃ SESech ₃ (soln) + 2K (s) → 2KCH ₃ Se (soln)
4. Li ₂ Se (s) + 2H ⁺ (aq) → H ₂ Se (g) + 2Li ⁺ (aq)

Resumen

Los calcógenos no tienen elementos metálicos estables. La tendencia a catenar, la fuerza de los enlaces simples y la reactividad disminuyen desplazándose hacia abajo del grupo. Debido a que la electronegatividad de los calcógenos disminuye en el grupo, también lo hace su tendencia a adquirir dos electrones para formar compuestos en el estado de oxidación −2. El miembro más ligero, el oxígeno, tiene la mayor tendencia a formar múltiples enlaces con otros elementos. No forma compuestos catenados estables, sin embargo, debido a repulsiones entre pares solitarios de electrones en átomos adyacentes. Debido a su alta electronegatividad, la química del oxígeno generalmente se restringe a compuestos en los que tiene un estado de oxidación negativo, y sus enlaces a otros elementos tienden a ser altamente polares. Los óxidos metálicos suelen ser básicos y los óxidos no metálicos son ácidos, mientras que los óxidos de elementos a lo largo de la línea divisoria entre metales y no metales son anfóteros. La reactividad, la fuerza de múltiples enlaces al oxígeno y la tendencia a formar compuestos catenados disminuyen en el grupo, mientras que los números máximos de coordinación aumentan. Debido a que los enlaces Te=O son relativamente débiles, el oxoácido más estable del teluro contiene seis enlaces Te—OH. La estabilidad del estado de oxidación más alto (+6) disminuye en el grupo. Los dobles enlaces entre S o Se y los átomos de la segunda fila son más débiles que los enlaces C=O análogos debido a la superposición orbital reducida. La estabilidad de los hidruros binarios disminuye en el grupo.