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GRUPO 16 OU FAMÍLIA 6A DA TABELA PERIÓDICA

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GRUPO 16 OU FAMÍLIA 6A DA TABELA PERIÓDICA 
 
 
Também chamados de calcogênios, que vêm do grego “khalkos” que 
significa cobre e “genos” que quer dizer de origem nobre, ou seja, que vem do cobre. 
Essa família é composta dos seguintes elementos: Oxigênio, enxofre, Selênio, 
Telúrio e o Polônio. 
 
 
 
 
Todos os elementos desse grupo apresentam configuração eletrônica 
terminada em s2p4 e podem atingir a configuração de um gás nobre recebendo 
2é (elétrons), através de ligação iônica ou formando ligações covalentes 
através do compartilhamento de elétrons. 
 
ABUNDÂNCIA DOS ELEMENTOS 
 
Dos cinco elementos da família 6A da tabela periódica, o oxigênio (O) é 
o mais abundante de todos. Ele existe de forma livre na atmosfera através de 
moléculas de O2 e que grande parte foi produzida através da fotossíntese feita 
pelas plantas. Pode ser também encontrado em minérios, carbonatos, sulfatos, 
nitratos, boratos e até mesmo nos oceanos, através das moléculas de água. 
 
O enxofre (S), é um elemento muito abundante, que pode ser 
encontrado na forma de sulfetos e sulfatos ou na forma elementar, através da 
erupção de vulcões. O selênio está distribuído nas rochas e solos com uma 
abundância de 0,1 à 0,2 ppm (partes por milhão) como selenides de elementos 
pesados. O telúrio é pouco abundante na crosta terrestre com concentração de 
1g para cada 1000 toneladas de solo, e na maioria das vezes é encontrado na 
forma de minérios de ouro como o AuTe2 (cavalerite), CuTe3 (ricardite), PbTe 
(altaíte), além da forma de óxido (TeO2). 
 
O polônio (Po) é um elemento raro na natureza, sendo encontrado em 
minérios de Urânio e é o único elemento radioativo do grupo, considerado 
tóxico. O oxigênio pode ser obtido pela eletrólise da água ou pelo aquecimento 
de substâncias que possuem oxigênio como o permanganato de potássio, 
através da equação química abaixo: 
 
2 KMnO4  K2O + 2 MnO2 + 3/2 O2 
 
Ele possui uma coloração azulada e pela ação da luz ultravioleta 
origina um alótropo de fórmula O3 (ozônio) o qual é responsável pela retenção 
das radiações solares através da camada de ozônio. É utilizado nas industrias 
do aço para a queima do carbono e também no corte de chapas metálicas 
alimentando a combustão do acetileno, entre outros, além da nossa respiração. 
 
Grande parte do enxofre é obtido através de refinarias de petróleo e é 
muito utilizado em sulfitos e sulfatos, compostos que são constantemente 
utilizados por nós no dia a dia, como em estampagem de tecidos, fixador de 
fotografias, fertilizantes, explosivos e também na conservação de alimentos. O 
selênio é utilizado em fotocélulas e em industrias do vidro. O telúrio é obtido 
pela dissolução de sulfetos que contém ácido clorídrico (HCl), tratando com o 
SO2 para faze-lo precipitar e o polônio é utilizado comercialmente e apresenta-
se como uma fina película sobre um disco de aço para uso científico. 
 
DIFERENÇA ENTRE O OXIGÊNIO E OS DEMAIS ELEMENTOS 
 
A diferença entre o oxigênio e os demais elementos da família se dá 
por tratar-se do elemento mais eletronegativo, possuindo uma característica 
mais iônica que os demais. É capaz de formar ligações duplas covalentes, 
bastante forte devido ao seu pequeno raio, lembrando que todos os outros 
também formam esse tipo de ligação, mais devido ao aumento do raio, essa 
ligação é mais fraca. 
 
Todos os elementos reagem com o oxigênio para formar óxidos e 
podem ser classificados em normais, peróxidos. Nos óxidos normais, o número 
de oxidação pode ser deduzido pela fórmula empírica MxOy, tendo o oxigênio 
um nos -2, como exemplo temos: H2O, MgO e Al2O3. Nos peróxidos teremos 
uma quantidade de oxigênio bem maior, podendo encontrar eles de natureza 
iônica assim como os metais dos grupos 1A e 2A e na sua natureza covalente 
(H2O2). Os óxidos podem assumir uma classificação como ácidos, básicos, 
anfóteros ou neutros, dependendo do produto formado. 
 
 Óxidos ácidos – são óxidos formados por elementos não metálicos e que 
normalmente são covalentes, podendo ser encontrados em moléculas de 
CO2, SO2, apresentando baixos pontos de fusão e ebulição, possuindo 
assim um caráter ácido, mostrado nas reações abaixo: 
 
N2O5 + H2O  2 HNO3 
 
SO3 + H2O  H2SO4 
 
Existem alguns que não reagem com a água como o SiO2, mas que 
reagem com o NaOH, definindo assim suas características ácidas. 
Podemos encontrar elementos que possuirão mais de um estado de 
oxidação como o SO2 e o SO3, em que o elemento encontra-se com o 
NOX mais alto é o mais ácido, sendo assim, quanto maior o estado de 
oxidação, atraindo elétrons para si, deixando a ligação entre o oxigênio e 
o hidrogênio fraca. 
 
 Óxido básico – ocorre entre elementos metálicos e terão características 
iônicas com o íon O-2 e com a presença de metais eletropositivos, 
assumindo característica básica. Eles são formados por compostos com 
elevada energia reticular para compensar o consumo de energia. Com 
isso têm-se elevados pontos de fusão e não irão reagir com a água, mais 
reagem com ácidos para a formação de sais. Como podem existir vários 
estados de oxidação, e o que possui um número de oxidação menor será 
o mais básico. Entre esses compostos temos: Cr2O3, CrO3, PbO e o 
PbO2. 
 
 Óxidos anfóteros – ocorre entre metais que formarão óxidos que irão 
reagir com ácidos ou bases fortes como o BeO, Al2O3 e o ZnO. 
 
Al2O3 + 6 HCl  2 Al
3+ + 6 Cl- + 3 H2O 
Al2O3 + 2 OH- + 3 H2O  2 [Al(OH)4]
- 
 
 Óxido neutro – são aqueles que não apresentam nem caráter ácido nem 
básico. Além de reações com água, os óxidos podem reagir com outros 
óxidos. Se eles fossem organizados do mais ácido para o mais básico, 
mais estável seria o composto formado se analisado do ponto de vista 
das variações energéticas. 
 
Encontraremos também os óxidos de outros elementos da família 6A. 
Podemos ter o dióxido de enxofre que é produzido em grandes quantidades 
pelas industrias, seja pela combustão enxofre ou pela queima de carvão. Se 
trata de um gás incolor, mais que tem um cheiro que pode causar asfixia e que 
é bastante solúvel em água e quando dissolvido encontra-se na forma de 
várias moléculas hidratadas ( SO2 . 6 H2O), um causador da chuva ácida. 
 
Grande parte do SO2 produzido nas industrias é utilizado para fabricar 
o ácido sulfúrico (H2SO4). Mas antes da produção do ácido sulfúrico o SO2 é 
oxidado para produzir o SO3, onde se trata de uma reação exotérmica onde 
podemos encontrar uma molécula de O2 na reação. 
 
2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) ∆H = - 98 KJ.mol
-1 
 
Além dos dióxidos também iremos encontrar os trióxidos, mais o único 
que terá destaque será o SO3 que reage violentamente com a água e libera 
uma grande quantidade de calor para poder formar o ácido sulfúrico. A 
molécula de SO3 apresenta uma estrutura trigonal plana e ele em sua 
temperatura ambiente é um sólido encontrado em três formas cristalinas: ϒ-
SO3, (SO3)3 e o β-SO3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OXOÁCIDOS 
 
O ácido cujo tem sua nomenclatura terminada em “oso” têm enxofre no 
seu estado de oxidação +4, formando sais que terminam seus nomes em “ito” e 
os ácido que terminam seu nome em “ico”, forma sais com nomenclatura final 
“ato”, como mostra a tabela abaixo: 
 
Nome do Ácido Nome do Sal 
OSO ITO 
ICO ATO 
ÍDRICO ETO 
 
 
Os oxoânions de enxofre possuem fortes ligações duplas e apresentam 
características para formação de polímeros, ou seja, longas cadeias. Com isso 
os ácidos foram agrupados em 4 séries: sulfuroso, sulfúrico e os peroxoácidos. 
 
 Ácido Sulfuroso – Pode ser encontrado em poucas quantidades nas 
soluções mesmo que a solução seja ácida. Pode formar compostos 
estáveis, que não são solúveis em água, como o CaSO3 e o BaSO3. Mas 
Figura 1 - Estrutura do Trióxido 
de Enxofre 
temos também aqueles que são solúveis em água e formarão os 
bissulfitos, lembrando que os sulfitos (SO3)
-2 são seus sais retratados pelaestrutura abaixo: 
 
 
 
 
 
Os sulfitos liberam SO2 quando tratados com ácidos: 
 
Na2SO3 + 2 HCl  2 NaCl + SO2 + H2O 
 
Sempre possuirão um NOX +4, caracterizados também como fortes 
agentes redutores. 
 
 Ácido Sulfúrico – o ácido sulfúrico de fórmula H2SO4 é um dos ácidos 
mais utilizados na indústria e seu principal uso é na conversão do fosfato 
de cálcio em superfosfato, que é utilizado como fertilizante e catalizador na 
fabricação de combustíveis de alta octanagem, tendo um grande 
importância na aplicação eletroquímica, pois é utilizado como eletrólito das 
baterias de chumbo. 
 
Ele tem um ponto de fusão igual a 10,5 ºC, que forma um líquido viscoso. 
Contém fortes ligações de hidrogênio e na ausência de água não reagem 
com metais para a produção de hidrogênio. Se mistura com água liberando 
grande quantidade de calor que chega a 880 KJ.Mol-1. Se trata de um ácido 
bastante forte que desidrata até mesmo o HNO3, formando íon nitrônio pela 
reação abaixo: 
 
HNO3 + 2 H2SO4  NO
2- + H3O
+ + 2 HSO4- 
 
 Peroxoácidos – temos dois peroxoácidos de enxofre, o H2SO6 e o H2S2O8. 
Esse último é um solido incolor com o ponto de fusão igual a 65 ºC, obtido 
através da eletrolise de sulfatos, sendo solúvel em água. 
 
OXO-HALETOS 
 
Apenas dois compostos são capazes de formar oxo-haletos, são o S e 
o Se, que passam a ser chamados de haletos de tionila e selenila. Existem 
alguns conhecidos como o cloreto de tionila SOCl2, liquido incolor com ponto 
de ebulição -78 ºC utilizado pelos químicos orgânicos, convertendo ácidos 
carboxílicos em cloretos de acila, sendo obtido pela reação: 
 
PCl5 + SO2  SOCl2 + POCl3 
 
HIDRETOS 
 
Todos os elementos dessa família irão formar hidretos como o H2Se, 
H2Te e H2Po, mais todos serão gasosos e poder ser obtidos a partir dos 
elementos, através de reações de ácidos minerais com sulfetos, ou pela 
hidrólise, como nas reações abaixo: 
 
FeS + H2SO4  H2S + FeSO4 
 
FeSe + 2 HCl  H2Se + FeCl2 
 
Al2Se3 + 6 H2O  3 H2Se + 2 Al(OH)3 
 
Al2Te3 + 6 H2O  3 H2Te + 2 Al(OH)3 
 
Esses hidretos queimam ao ar livre com um chama de coloração azul e 
são todos solúveis em água. Os hidretos se dissociam variavelmente, formando 
íons H+ e todos são ácidos fracos, tendo apenas um variação para o H2Te, 
devido a diferença de eletronegatividade. Quanto mais ácido o átomo de 
hidrogênio for, mais estável serão os compostos formados a partir deles, como 
os óxidos, sulfetos e selenetos.

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