Posição dos elementos do VI GRUPO principal na tabela periódica
Posicao dos elementos do VI Grupo pricncipal na tabela periodica
Os elementos do VI-Grupo principal também são
designados por calcogénios, sendo este grupo integrado pelos seguintes elementos:
oxigénio (O), enxofre (S), selénio (Se), telúrio (Te) e polónio (Po).
Tal como
observámos no grupo dos halogénios (VII-grupo A), as propriedades físicas e químicas destes elementos também
variam em função do aumento do número atómico. Os átomos dos elementos deste
grupo apresentam seis electrões na ultima camada, pelo que esses elementos
apresentam a valência máxima VI.
A tabela
seguinte apresenta algumas propriedades dos elementos do VI grupo.
|
Símbolo
|
Nº atómico
|
Estado
de agregação
|
Electronega-
tividade
|
Massa
atómica
|
Ponto
de ebulição
|
|
O
|
8
|
Gasoso
|
3,5
|
16
|
-183
|
|
S
|
16
|
Sólido
|
2,6
|
32
|
444,6
|
|
Se
|
34
|
Sólido
|
2,5
|
79
|
685
|
|
Te
|
52
|
Sólido
|
2,1
|
127,6
|
990
|
|
Po
|
84
|
Sólido
|
-
|
209
|
-
|
Com base na tabela acimas, é possível observar que o
número aumenta e os valores da electronegatividade diminuem do oxigénio ao polónio .
Ao longo do grupo, o oxigénio e o enxofre são
ametais, o selénio e o telúrio apresentam características metálicas e não
metálicas (são semimetais) e o polônio é radioactivo. Com excepção do oxigénio,
que apresenta apenas valência II, os
restantes elementos apresentam valências II,IV e VI.
Ocorrência dos
elementos do VI-grupo principal na natureza
Recordemos que o elemento oxigénio já foi estudado na 8ª
classe, sendo um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre, com acerca
de 20,9% volume .
É uma substância indispensivel á sobrivivência dos seres
vivos.
Na natureza, o enxofre encontra-se em grandes quantidades
nos jazigos subterrâneos e em áreas onde ocorrem erupções vulcânicas , tanto no
estado livre como no estado combinado.
No estado livre forma o enxofre elementar (S₈), molécula composta por oito átomos. No estado
combinado, existe em minérios valiosos, como por exemplo, os sulfuretos: a
pirite (FeS₂), a galera (PbS), a blenda (ZnS) e o
brilho de cobre (Cu₂S).
Estes minérios servem como fontes para obtenção dos respeitivos
metais. Também abundam na natureza o sulfato de cálcio (CaSO₄) e o sulfato de magnésio (MgSO₄).
O teor de enxofre na crosta terrestre é cerca de 0,1% de
massa. Os maiores jazigos de enxofre encontram-se nos EUA, na Rússia, na
Sicilia (Itália) e no Japão. O selénio
é pouco abundante na natureza. Oteor de
selénio na crosta terrestre equivale a cerca de 0,00006% de massa. Aparece na natureza junto com os
sulfuretos.
O telúrio
pertence aos elementos muito pouco abundantes. Na crosta terrestre o seu teor
apenas atinge 0,000001% de massa. O
telúrio é conhecido também sob a forma de mdificação amorfa e como cristais com
uma cor cizenta-clara com brilho metálico.
O polónio também é muito raro na naturteza. Trata-se de
um elemento radioactivo, possuindo meia-vida que varia desde 0,298
microssegundos até 102 anos, pelo que só ocorre por produçãolaboratorial
(artificial).
Obtenção industrial do enxofre
A maior parte do enxofre consumido no mundo provém dos
jazigos subterrâneos e dos terrenos vulcânicos. A extracção do enxofre livre
que se encontra em qualquer destas
fontes é realizada através do processo
de calcaroni e do processo de frash.
Processo de calcaroni
Trata-se de um processo muito usado na Sicilia, onde o
enxofre se encontra misturado com outros materiais á superficie, ou pequenas
profundidades, consistindo em fundir o enxofre (minério) por aquecimento e
utilizando o próprio enxofre como combustivel.
A massa fundida corre pelo terreno inclinado e é depois recolhida em moldes
cilindricos de madeira, onde solidifica. A principal vantagem deste processo é
o seu reduzido custo, mas também apresenta incoveniente, pois cerca de um terço
(
) do enxofre é desperdiçado na combustão. Para, além
disso, o enxofre obtido apresenta um elevado grau de impureza.
Processo de Frash
Trata-se de um processo muito utilizado nos EUA,
consistindo na introdução de tubos até ás camadas de enxofre (jazigos
subterrâneos), tal como está representado afigura abaixo:
Como podemos ver na figura, introduzem-se vapores de água
aquecida (160 a 180˚C) a pressão elevada
(6 atmosfera) pelo tubo mais externo (15 cm e 10 cm) com objectivo de fundir o
enxofre no jazigo. Pelo tubo mais interno injecta-se ao comprimido, o qual vai
borbulhar no enxofre fundido, levando á formação de uma espuma (enxofre, água e
o ar). Esta espuma leve sobe pelo outro lado tubo e é escolhida em caixotes de
madeira, onde o enxofre se modifica. O produto obtido tem apenas cerca de 0,5% de impurezas e não necessita,por
isso, de ser refinado.
O enxofre é um sólido amarelo, mais denso do que a água,
que apresenta um cheiro caracteristico, sendo quebradiço e inslúvel na água,
mas solúvel em outros solventes, como o sulfureto de carbono (CS₂), O benzeno (C₆H₆),etc. É mau
condotor do calor e da electricidade e apresenta duas variedades alotrópicas :
enxofre monoclinico e enxofre ortorrômbico ou rômbico.
Relembremos a alotropia
Os cristais de enxofre rômbico e monoclinico são
constituidos pelas mesmas moléculas (S₈). A
diferença nas propriedades das variedades alotrópicas é condicional pela
estrutura diferente dos cristais. Observa a figura abaixo:
O enxofre rômbico
é obtido através da evaporação dos liquidos que contêm enxofre, que fundem á
temperatura de 112,8˚C, sendo a sua desnsidade
de 2,07 g/cmᵌ. O sistema rômbico tem a forma de octaedro.
O enxofre
monoclinico obtém-se através do arrefecimento lento do enxofre fundido.
Este funde á temperatura de 119,3˚C, é estável apenas a temperaturas superiores
a 96˚C e
tem uma densidade de 1,96 g/cmᵌ.
A temperaturas
baixas, os cristais do enxofre monoclinico tornam-se mais
claros,transformando-se em enxofre rômbico.
A cadeia de
transformação do enxofre pode ser representada
da seguinte forma :
Enxofre sólido 1͢,5˚C
enxofre liquido 2͢60˚C enxofre viscoso 30͢0˚C
⁽ᵃᵐᵅʳᵉᴸᵒ⁾ ⁽ᵃᵐᵃʳᵉᴸᵒ⁾
Enxofre liquido 44͢5˚C vapor de
enxofre
₍vermelho-escuro)
• o enxofre reage com o hidrogѐnio, formando o sulfureto
de hidrogѐnio:
H₂₍g₎ + S₍g₎ → H₂S₍g₎
• Por simplificação, na escrita da equação quimica a
substância elementar enxofre ѐ representada por “S”.
• O enxofre, ao reagir com, metais, forma
compostoschamados sulfuretos, como por exemplo: Fe₍s₎ + S₍S₎ → FeS₍S₎
Q= - 94,2 Kj
• o enxofre reage com o oxigѐnio formando o diόxido de enxofre (SO₂) e o triόxido de enxofre (SO₃).
O enxofre ѐ largamente utilizado no fabrico de ácido
sulfurico, sulfatos e sulfuretos, bem como no fabrico de fόsforos, elementos
pirotѐcnicos e na vulcanização da borracha. O processo de vulcanização confere
á borracha maior dureza e resistência ao calor.
Na agricultura, ѐ
usado no fabrico de insecticidade que combatem os fungos que atacam as culturas
de algodão e as videiras, por exemplo.
Na mediscina, o enxofre emprega-se no fabrico de pό
sulfidrico e de pomadas usadas no tratamento de doenças de pele, como ppor
exemplo a sarna, a tinha, etc.
Compostos de enxofre
o enxofre forma dois όxidos: SO₂ e SO₃. O diόxido
de enxofre (SO₂) ѐ um gás
incolor, com cheiro sufocante que provoca tosse, sendo mais denso do que o ar.
Este όxido pode ser obtido pela oxidação (combustão)
directa do enxofre, de acordo com a seguinte equação:
S₍g₎ + O₂ → SO₂₍g₎
Tambѐm pode ser obtido pela ustulação (calcinação) da
pirite (FeS₂). Ao aquecer a pirite na presença de oxigѐnio obtѐm-se
SO₂, entre outros produtos, tal como ѐ ilustrado na equação
da reação quimica:
4FeS₂₍g₎ + 11O₂₍g₎ → 8SO₂₍g₎ + 2Fe₂O₃₍g₎ Q= -3441,5 Kj
As duas reacções
de obteção de diόxido de enxofre são reaçoÕes redox, isto ѐ, ocorrem com
avariação dos nÚmeros de oxidação de átomos de
pelomenos dois elementos que participam na reacção.
O diόxido de
enxofre reagem com a água, formando ácido fulfuroso (H₂SO₃). Este ácido ѐ muito instável, decompondo-se facilmente em
SO₂ e H₂O.
SO₂₍g₎ + H₂O₍ℓ₎ → H₂SO₃₍ag₎
O diòxido de enxofre ѐ usado na produção do ácido
sulfurico e tambѐm como desifectante e agente branqueador de tecidos de seda e
lã, devido ao facto de combinar facilmente com corantes.
O triόxido de
enxofre (SO₃) ѐ um gás incolor com cheiro penetrante e
veneneso, sendo soluvel em água. Este όxido ѐ obtido apartir da reacção entre o
diÒxido de enxofre com oxigѐnio.
2SO₂₍g₎ + O₂₍g₎ → 2SO₃₍g₎ Q= -189,2 Kj
Note: o significado das duas setas será explicado na unidade
seguinte.
O triόxido de enxofre reage com água, libertando uma
grande quantidade de calor e formando ácido sulfurico.
SO₃₍g₎ + H₂O₍ℓ₎ → H₂SO₄₍aq₎
Q= -88 Kj
O ácido sulfúrico ѐ um liquido incolor, inodoro,
oleoso, muito denso (atingindo uma densidade de 1,8 g/cmᵌ), e bem solúvel em
agua. Ao dissolver-se em água liberta grande quantidade de calor, pelo que o
processo deve ser feito com muito cuidado.
Ѐ também muito corrosivo e causa queimaduras graves
na pele.
Na produção de acido sulfúrico, recorre-se
actualmente ao método de contacto.
As principais fases deste processo são:
● produção de dióxido de enxofre pela combustão de
enxofre ou de sulfuretos (FeS₂):
S₍g₎ + O₂₍g₎ → SO₂₍g₎
● oxidação do dióxido de enxofre:
V₂O₅
SO₂₍g₎ + O₂₍g₎ → 2SO₃₍g₎
Q= - 189,2 Kj
●combinação do trióxido de enxofre com agua:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄ Q= - 88
Kj
Esta reação ѐ extremamente exotérmica, libertando
calor suficiente para decompor o acido sulfúrico formado.
Em virtude de
a dissolução directa do SO₃ em agua ser muito energética e provocar perdas de
ácidos sulfúrico ,dissolve-se o SO₃ acido sulfúrico
concentrando, permitindo a formação do
acido sulfúrico fumegante ou oteum (H₂S₂O₇), O qual reage com
agua, formando acido sulfúrico a 98%:
SO₃₍g₎ + H₂SO₄₍conc₎ → H₂S₂O₇₍ℓ₎
H₂S₂O₇₍ℓ₎ + H₂O₍ℓ₎ → 2H₂SO₄₍CONC₎
O ácido
sulfúrico reage com metais activos, com bases e com óxidos básicos( óxidos
metálicos), formando sais:
● reação com metais activo:
H₂SO₄₍dil.₎ + Mg₍g₎ → MgSO₄₍aq₎ + H₂₍g₎↑
● reação com óxido metálico:
H₂SO₄₍dil.₎ + Na₂O₍s₎ → Na₂SO₄₍aq₎ + H₂O₍ℓ₎
● reação com base:
H₂SO₄₍aq₎ + 2KOH₍aq₎ → ↓K₂SO₄₍aq₎ + 2H₂O₍ℓ₎
Grande parte da produção mundial de ácido sulfúrico ѐ utilizado
na indústria de fertilizantes. Para além, disso, esta substancia ѐ igualmente
aplicada na produção de tintas, papel, corante, detergentes, plásticos e
explosivos. Na indústria metalúrgica ѐ utilizado para remover a ferrugem,
bem como na preparação de soluções para
baterias de automóveis, entre outras
Aplicações.
O sulfureto de hidrogenio pode ser obtido no
laboratόrio apartir da reação entre o sulfureto de ferro e o acido cloridrico,
de acordo com a seguinte equação:
FeS₍g₎ + 2HCl₍aq₎ → FeCl₂₍aq₎ + H₂S₍g₎
O sulfureto de hidrogѐnio, que ѐ uma sustância gasosa, dissolve-se
em água, formando a solução aquosa denominada acido sulfídrico.
H₂S₍g₎ + H₂O₍ℓ₎ → H₂S₍aq₎
Sulfureto acido
De hidrogenio sulfidrico
O carácter acido da solução obtida pode ser
identificada através de indicadores, o acido sulfídrico em solução aquosa
dissocia-se em iões hidrogênio (H⁺) e iões
sulfuretos (S²¯). Os iões sulfureto podem ser identificados a partir da
reação com iões de chumbo (Pb²⁺), formando um precipitado de cor preta, de acordo
com a equação:
Pb²⁺₍aq₎ + S²¯₍aq₎ → PbS↓
Precipitado
De
cor preta
O sulfureto de hidrogênio ѐ um gás que ocorre na natureza nos gases
vulcânicos e nas águas fontes minerais, formando-se também durante a
decomposição de proteínas de animais e plantas mortos e durante a putrefacção
de alimentos.
O sulfureto de hidrogênio ѐ um gás incolor,
extremamente tóxico, com um cheiro característico, que faz lembrar ovos podres.
Ѐ mais denso que o ar e muito venenoso, pois a respiração prolongada do ar
contaminado por esse gás provoca intoxicação graves, ao ser exposto ao ar, o
sulfureto de hidrogênio arde com uma chama azul, produzindo dióxido de enxofre
e vapores de aguas, segundo a equação química seguinte:
2H₂S₍g₎ + 3O₂₍g₎ → 2SO₂₍g₎ + 2H₂O₍g₎
● o acido sulfidrico reage com todos os metais, excepto o
ouro (Au) e a platina (Pt), formando sais denominados sulfuretos que apresntam várias cores, de acordo com as seguintes equações químicas:
₂+
Cu₍aq₎ + H₂S₍aq₎ → CuS↓ + H₂ ↑
Precipitado
De
cor escura
₂+
Sb₍aq₎ + H₂S₍aq₎ → SbS↓ + H₂↑
Precipitado
De
cor laranja
A seta virada para
baixo, á direita do composto (CuS↓), indica que se formou um precipitado. A
seta para cima, também á direita do composto (H₂↑),indica que a
substância que se formou ѐ um gás que se liberta.
● reage com sais, formando sulfuretos insolúveis
(precipitados), geralmente corados:
H₂S₍aq₎ + Zn(NO₃)₂₍aq₎ → 2HNO₃₍aq₎ + ZnS↓
Precipitado
De
cor branca
H₂S₍aq₎↓ + CdCl₂₍aq₎↓→ HCl₍aq₎↓ + CdS↓
Precipitado
De
cor amarela
Tal como já estudamos na unidade 1, os
sais são compostos formados por um catião metálico e um radical ácido.
Os sais do acido sulfúrico denominam-se sulfatos e
os sais do acido sulfídrico denominam-se sulfuretos. Os sais do acido sulfuroso
denominam-se sulfitos.
A seguir, apresentam-se os sais mais importantes:
●sulfatos: NaSO₄; K₂SO₄;CaSO₄;CuSO₄;(NH₄)₂SO₄;
● Sulfuretos:Na₂S;CaS;K₂S, entre outros;
Sulfitos: Na₂SO₃; CaSO₃; K₂SO₃, entre outros.
O sulfato de sódio (Na₂SO₄) ѐ usado no fabrico de
vidro, e o sulfato de potássio (K₂SO₄) ѐ usado como adubo.
O sulfato de cálcio (CaSO₄) ѐ muito abundante na
natureza, sendo utilizado no fabrico de cimento, como adubo e, na medicina,
como gesso.
O sulfato de cobre(CuSO₄) ѐ usado no fabrico
de tintas, na preparação de outros compostos de cobre e também como fungicida.
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