VI gruppo (16) H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn

Transcript

1 VI gruppo (16) H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba Tl Pb Bi Po At Rn Configurazione elettronica: ns 2 np 4

2 VI gruppo O e S sono non metalli; Se e Te hanno comportamento non metallico e proprietà semimetalliche allo stato elementare; Po ha caratteristiche metalliche Elevata elettronegavità Elevati valori di energia di prima ionizzazione VI gruppo O S Se Te Po Z Elettronegatività 3,46 2,44 2,48 2,01 1,76 Raggio atomico (pm) Raggio ionico 2- (pm) Numeri di ossidazione -2, -1 +6, +4, -2 +6, +4, -2 +6, +4, -2 +4, +2 T fus ( C) T eb ( C)

3 Sostanze elementari O è un gas costituito da molecole biatomiche O 2 ; O elementare si trova anche in forma di molecole triatomiche, O 3, chiamato ozono. O 3 è instabile nei confronti dell O 2 : 3O 2 2O 3 ; comunque non si decompone per motivi cinetici. La decomposizione termica avviene in due stadi: O 3 O 2 + O O + O 3 2O 2 O 2 è un gas solubile in H 2 O e in molti solventi organici. O 2 è una sostanza paramagnetica: O = O

4 Gli altri elementi esistono in diverse forme allotropiche, tutte solide a T amb. S rombico Se grigio O si ottiene per distillazione frazionata dell aria. S si trova in giacimenti di solfo. Viene prodotto industrialmente durante la raffinazione del petrolio. Se e Te sono ricavati dai processi di raffinazione del Cu. Po è il prodotto di decadimento del Ra.

5 Reattività O reagisce, in varie condizioni, con moltissimi altri elementi dando ossidi. Ancora più reattivo è l ozono. Gli altri elementi del gruppo reagiscono con O dando i biossidi e con molti elementi metallici per dare composti binari. Reagiscono con gli alogeni. Proprietà dei composti Composti covalenti o composti ionici X 2- O forma generalmente solo 3 legami O-O due atomi S-S e Se-Se catene estese

6 Composti con H O Sali idrati H H Formano composti covalenti molecolari di formula H 2 X, H 2 X 2, H 2 X n. H 2 X hanno struttura non lineare. L angolo di legame diminuisce passando da H 2 O a H 2 Te. T eb e T fus aumentano passando da H 2 S a H 2 Te. In H 2 O liquida ciascuna molecola è legata ad almeno altre 2 o 3 molecole mediante legami a H. La struttura dell H 2 O solida è determinata dalla direzionalità dei legami a H. H 2 S è un gas che si ottiene ogni volta che si attacca un solfuro con H + : FeS + 2H + Fe 2+ + H 2 S

7 E estremamente velenoso; solubile in H 2 O, si comporta da acido debole biprotico. Con ioni metallici forma idrogeno-solfuri e solfuri, molti dei quali sono presenti in natura: Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Mo Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te W Os Pt Hg Tl Pb Bi Po I solfuri dei metalli alcalini e alcalino-terrosi sono solubili [ H ] [S ] 20 [H S] 2 = 1,1 10 Precipitazione selettiva Fondendo insieme solfuri e S si ottengono i polisolfuri, che contengono catene anioniche di atomi di S legati fra loro. Si decompongono: S n 2- +2H + S n-1 +H 2 S

8 2H2O2 2H2O + O2 In eccesso di HCl formano solfani, H 2 S n. H 2 X 2 contengono X X. H 2 O 2 è un liquido formato da molecole discrete di struttura non planare. Può essere preparato per ossidazione di O (a n.o. -2) o per riduzione di O 2. E miscibile con H 2 O in tutte le proporzioni. H 2 O 2 è instabile rispetto alla reazione di dismutazione, che è tuttavia lenta in assenza di catalizzatori. E un forte ossidante, ma può agire da riducente svolgendo O 2. Nei confronti dell H 2 O si comporta da acido debole: H 2 O 2 + H 2 O H 3 O + + HO 2 - H 2 X n sono dati facilmente solo da S.

9 Ossidi I II III IV V VI VII Li 2 O BeO B 2 O 3 CO 2, CO N 2 O 5, NO 2, N 2 O 3, NO, N 2 O Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10, P 4 O 6 SO 2, SO 3 Cl 2 O 7, ClO 2, Cl 2 O K 2 O CaO Ga 2 O 3 GeO 2 As 4 O 6, As 2 O 5 SeO 2 Br 2 O, BrO 2 Rb 2 O SrO In 2 O 3 SnO 2 (SnO) Sb 2 O 5, Sb 2 O 3 TeO 2 I 2 O 5 Cs 2 O BaO Tl 2 O PbO 2 (PbO) Bi 2 O 3 ionici (rosso), polimeri (verde), molecolari (blu) Gli ossidi degli elementi del I e del II gruppo e di alcuni del III possono essere considerati ionici e contenere lo ione O 2- : Na 2 O + H 2 O 2Na + + 2OH - Gli ossidi con non metalli più elettronegativi sono molecolari mentre quelli con non-metalli di

10 elettronegatività intermedia possono essere sia molecolari che polimeri. Gli ossidi molecolari hanno proprietà tipicamente acide nei confronti dell'acqua. Gli ossidi polimeri hanno proprietà acido-base intermedie e spesso sono anfoteri. Idrossidi acidi e idrossidi basici I II III IV V VI VII LiOH Be(OH) 2 H 3 BO 3 H 3 CO 3 HNO 3, HNO 2 NaOH Mg(OH) 2 Al(OH) 3 H 4 SiO 4 H 3 PO 4, H 3 PO 3 H 3 PO 2 KOH Ca(OH) 2 Ga(OH) 3 H 4 GeO 4 H 3 AsO 4 H 3 AsO 3 RbOH Sr(OH) 2 In(OH) 3 Sn(OH) 2 Sb(OH) 3 CsOH Ba(OH) 2 Tl(OH) 3, TlOH ionici (rosso), polimeri (verde), molecolari (blu) Pb(OH) 2 Bi(OH) 3 H 2 SO 4 H 2 SO 3 H 2 SeO 4 H 2 SeO 3 H 6 TeO 6 H 2 TeO 3 HClO 4, HClO 3 HClO 2, HClO HBrO 4, HBrO 3 HBrO H 5 IO 6, HIO 3 HIO

11 Composti con O SO 2 è un gas, costituito da molecole discrete non lineari. La sua reazione più importante è: SO 2 + ½ O 2 SO 3 SeO 2 e TeO 2 sono solidi polimeri. SO 3 esiste in varie modificazioni. La forma più comune è liquida a T amb, formata da molecole trimere (SO 3 ) 3. Altre forme sono polimere.

12 SeO 3 è formato da molecole tetramere, mentre TeO 3 è polimera. S forma numerosi ossoacidi; il principale è H 2 SO 4. Liquido, formato da molecole discrete di geometria tetraedrica. La sua reazione con H 2 O è fortemente esotermica. Viene preparato industrialmente per idratazione di SO 3. Soluzioni diluite hanno potere debolmente ossidante, mentre a caldo (e più concentrate) sono energiche. Da esso derivano idrogenosolfati e solfati. Questi ultimi contengono lo ione SO 4 2- ; sono sali generalmente solubili in H 2 O, eccetto quelli alcalino-terrosi e del Pb. H 2 SeO 4 è un ossidante energico. H 2 SO 3 non esiste come tale, mentre esistono i suoi sali. H 2 SeO 3 e H 2 TeO 3 sono isolabili allo stato solido.

13 Gli altri ossoacidi formati da S derivano formalmente da SO 3 o SO 2 con H 2 O, H 2 O 2, H 2 S e H 2 S n. Composti con alogeni X S X X X Formano composti binari con alogeni, spesso instabili e reattivi. O forma composti con F del tipo OF 2, O 2 F 2 e O 4 F 2, che contengono O a numero di ossidazione > 0, mentre con gli altri forma ossidi. S, Se e Te formano per sintesi diretta gli esafluoruri, gassosi e poco reattivi. Solo TeF 6 si idrolizza in H 2 O. I tetraalogenuri con F e Cl (e Br) si formano per sintesi diretta. Po dà solo PoX 2.