EINSTENIO
UNUNUNIUM
INTEGRANTES:
CAMPOS
MARÍA DE LOURDES
ESQUIVEL
JUÁREZ
PEÑA VICENTE
HERNÁNDEZ MIRIAM
MONTIEL
ROBLES MELISA
NAVARRO
PERDOMO
ZAYAS XIMENA
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.

OXÍGENO
•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.
Propiedades Físicas y Quimicas
Descripción
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 primero
de 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 oxígeno
1.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
como superóxido.
, se conoce
•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

1)
2)
3)
4)
5)
Las principales aplicaciones del oxígeno en orden de importancia
son:
Fundición, refinación y fabricación de acero y otros metales;
Manufactura de productos químicos por oxidación controlada;
Propulsión de cohetes
Apoyo a la vida biológica y medicina
Minería, producción y fabricación de productos de piedra y vidrio.
Peroxidos
1)
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 Poliazufre
Hidrogeno
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
Monoclínica
Polimorfas
Rómbica
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.
Sabor ácido:
Reacción en la lengua:
Lluvia ácida
Usos 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 Sulfúrico
Líquido denso y aceitoso.
Obtención industrial:
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.
Electrólito (sustancia que se usa como fuente de iones) en pilas y
baterías, muy comúnmente usado en las baterías de los automóviles.
Refinamiento
del crudo de petróleo.
.
Agente desecante, principalmente de sustancias gaseosas, en los
laboratorios de síntesis.
Para producir sulfato de amonio:
Sulfitos
Blanqueador en el proceso Kraff para la producción de papel.
Conservador de frutas.
Fabricación de
tiosulfato de sodio.
Sistema de almacenamiento de calor.
Titulaciones redox.
Tetrationato.
Revelado fotográfico.
Sulfatos.
Solubles.
• 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.
Otras compuestos con azufre…
Cebolla, ajo y zorrillo. C-S-O Factor lacrimógeno.
Etanotiol:
Vulcanización del caucho.
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
Se
Número Atómico
34
Masa Atómica
78,96
Estructura electrónica [Ar] 3d10 4s2 4p4
Números de oxidación
-2, +4, +6
Electronegatividad
2,55
Energía de ionización (kJ.mol-1)
941
Afinidad electrónica (kJ.mol-1)
195
Radio atómico (pm)
119
Radio iónico (pm) (carga del 198(-2), 69(+4)
ion)
Entalpía de fusión (kJ.mol-1)
5,1
Entalpía de vaporización
26,32
-1
(kJ.mol )
Punto de Fusión (ºC)
221
Punto de Ebullición (ºC)
685
Densidad (kg/m3) 4792 (gris); (20
ºC)
Volumen atómico (cm3/mol)
16,48
Estructura 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/sin
marcos/elementos/se.html

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