Elementi del gruppo 16

Gli elementi del gruppo 16 della tavola periodica o elementi del gruppo dell'ossigeno sono: ossigeno (O), zolfo (S), selenio (Se), tellurio (Te), e polonio (Po, radioattivo). Anche il livermorio (Lv) appartiene al gruppo 16, ma ne è stato prodotto solo qualche atomo e le sue proprietà fondamentali sono ancora sconosciute.^[1]

Nella nomenclatura chimica precedente il gruppo 16 era denominato VIB o VIA. Questi elementi sono anche chiamati calcogeni, nome caduto in disuso nella lingua italiana, mentre in altre lingue è usato comunemente. L'origine del termine calcogeno è piuttosto oscuro, e sono state proposte varie etimologie.^[2][3] Il termine nasce dalla combinazione tra la parola greca khalkόs (χαλκός) seguita dalla radice greca ghen- (γεν-), che indica generazione. Khalkόs può significare rame, bronzo/ottone, qualsiasi metallo in senso poetico, minerale o moneta.^[4] Calcogeno potrebbe quindi significare generatore di ottone, generatore di minerali di rame, generatore di minerali. Di queste etimologie, solo generatore di minerali si adatta al contesto del gruppo 16 della tavola periodica, dato che quasi tutti i minerali importanti da cui si estraggono metalli sono ossidi o solfuri.^[3] Inoltre, più del 99% dei minerali comuni sono ossidi, solfuri, seleniuri o tellururi.^[5]

I calcogeni più leggeri nella forma elementare in genere non sono tossici e sono spesso essenziali per la vita, mentre i calcogeni più pesanti in genere sono tossici. Il selenio è un nutriente essenziale in piccola quantità (in media un uomo ne contiene 14 mg), ma per quantità maggiori diventa tossico.^[1] Il tellurio non ha ruoli biologici; in forma elementare è poco tossico ma produce alitosi e un odore corporale sgradevole; i suoi composti sono più tossici.^[1] Il polonio è estremamente pericoloso per la sua radioattività, che produce danni molto maggiori della sua tossicità.

L'ossigeno viene estratto dall'aria, che ne contiene circa il 21%. Lo zolfo si ottiene dalla desolforazione dei combustibili fossili petrolio e gas naturale. Selenio e tellurio si ricavano come sottoprodotti della raffinazione elettrolitica del rame. Polonio e livermorio si ottengono in genere da acceleratori di particelle. L'ossigeno è usato principalmente dall'industria siderurgica per la fabbricazione dell'acciaio. La maggior parte dello zolfo viene convertita in acido solforico, composto di primaria importanza nell'industria chimica.^[1] L'applicazione principale del selenio è nella fabbricazione del vetro. Il tellurio è usato in composti per dischi ottici, apparecchiature elettroniche e celle fotovoltaiche. Il polonio è usato in ricerche scientifiche come sorgente di particelle alfa.^[1]

Alcune proprietà degli elementi del gruppo sono raccolte nella tabella successiva (il livermorio non è stato considerato).

In tutti gli elementi del gruppo 16 la configurazione elettronica del livello più esterno è ns²np⁴, e mancano quindi solo due elettroni per raggiungere la configurazione del gas nobile successivo. Gli stati di ossidazione più comuni sono –2 per l'ossigeno, e –2, +2, +4 e +6 per i congeneri più pesanti.^[8]

Scendendo lungo il gruppo cresce il carattere metallico dell'elemento. Ossigeno e zolfo sono non metalli isolanti, Se e Te sono semiconduttori, e Po è un metallo.^[7] Altre proprietà come le dimensioni e l'elettronegatività cambiano in modo sostanzialmente regolare, come atteso.

Analogamente a quanto si osserva nei gruppi 13-16, in generale le proprietà chimiche del primo elemento (ossigeno) sono notevolmente diverse dagli altri elementi del gruppo, mentre il secondo (zolfo) ha proprietà chimiche più simili ai congeneri più pesanti. Queste differenze possono essere razionalizzate con varie considerazioni:^[6][8]

• L'ossigeno può fare facilmente doppi legami di tipo pπ–pπ con sé stesso, con il carbonio e con l'azoto, come ad esempio nella molecola O₂ o nei chetoni, R₂C=O. I congeneri superiori hanno difficoltà a fare legami pπ–pπ, perché la maggior dimensione dell'atomo rende difficile la sovrapposizione tra orbitali p di atomi vicini. Questo impedimento diventa sempre maggiore scendendo lungo il gruppo. Tuttavia a partire dallo zolfo si possono utilizzare gli orbitali d per fare legami multipli dπ–pπ.
• A partire dallo zolfo gli orbitali d possono essere usati anche per espandere l'ottetto. Si possono così formare specie come SF₆ e Te(OH)₆. L'ossigeno invece può arrivare normalmente a tre legami covalenti, come ad esempio in H₃O⁺.
• Zolfo e congeneri superiori hanno un'elettronegatività molto minore dell'ossigeno, e di conseguenza formano composti con un minore carattere ionico.
• Scendendo lungo il gruppo cala drasticamente l'importanza del legame a idrogeno. In condizioni normali H₂S è un gas mentre H₂O è liquida.
• Lo zolfo ha una grande tendenza alla catenazione, superato in questo solo dal carbonio. Per questo può formare composti che non hanno analoghi negli altri elementi del gruppo. Esempi sono gli ioni polisolfuro, S_n^2–, gli ioni politionato, [O₃S–S_n–SO₃]^2–, i polisolfani, HS_nH, e i loro derivati.

• (EN) L. Brown (a cura di), The New Shorter Oxford English Dictionary, Oxford University Press, 1993, ISBN 978-0-19-861134-9.
• F. A. Cotton, G. Wilkinson e P. L. Gaus, Principi di chimica inorganica, Milano, Casa Editrice Ambrosiana, 1991.
• (EN) J. Emsley, Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New ed.), New York, Oxford University Press, 2011, ISBN 978-0-19-960563-7.
• (EN) N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
• (EN) C. E. Housecroft e A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
• (EN) W. B. Jensen, A Note on the Term “Chalcogen” (PDF), in J. Chem. Educ., vol. 74, n. 9, 1997, pp. 1063-4. URL consultato il 12 dicembre 2015 (archiviato dall'url originale il 29 ottobre 2013).
• (EN) C. Klein e C. S. Hurlburt, Manual of Mineralogy: After James D. Dana, 21ª ed., John Wiley & Sons, 1998, ISBN 978-0-471-31266-6.
• Calcogeno, su Dizionario delle Scienze Fisiche, Treccani, 1996. URL consultato il 3 dicembre 2015.

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