Conoce los seis calcógenos y compara sus compuestos con ejemplos de fórmulas, cargas, reacciones y propiedades.
Qué es la familia del oxígeno
La familia del oxígeno, también llamada calcógenos, ocupa el grupo 16 de la tabla periódica, antiguamente VIA. Está entre el grupo 15, familia del nitrógeno, y el 17, halógenos.
Sus seis elementos son oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y livermorio. Comparten el patrón electrónico externo ns²np⁴: seis electrones en la última capa. Esto ayuda a explicar semejanzas químicas, pero no obliga a todos a ganar dos electrones ni a tener siempre estado de oxidación −II.
El oxígeno y el azufre se encuentran en minerales y en compuestos de los seres vivos. Al bajar por el grupo cambian las propiedades: no todos sus elementos son gases, no metales o nutrientes. Las clasificaciones fronterizas de Se y Po varían entre textos; aquí se distinguen sus propiedades concretas.
Los seis elementos y sus propiedades
Los seis elementos del grupo 16
Elemento
Z
Período
Características
Configuración del átomo neutro
Oxígeno (O)
8
2
No metal
[He] 2s² 2p⁴
Azufre (S)
16
3
No metal
[Ne] 3s² 3p⁴
Selenio (Se)
34
4
No metal; gris semiconductor
[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
Telurio (Te)
52
5
Metaloide
[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴
Polonio (Po)
84
6
Elemento de carácter metálico
[Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴
Livermorio (Lv)
116
7
Sintético; metal predicho
[Rn] 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7s² 7p⁴ (predicha)
Z indica el número de protones. El átomo neutro tiene Z electrones; un ion puede tener más o menos. La configuración del Lv es predicha.
Datos físicos para comparar
La masa atómica relativa no lleva unidad. Los valores entre corchetes son números másicos de isótopos de referencia, no masas atómicas estándar. Datos de RSC, salvo la densidad del oxígeno gaseoso, tomada de Air Products con sus condiciones explícitas.
Propiedades físicas de referencia
Elemento
Masa atómica relativa
Densidad (g/cm³)
Fusión (°C)
Ebullición (°C)
O
15,999
0,00133 (gas, 20 °C y 1 atm)
−218,79
−182,962
S
32,06
2,07 (rómbico)
115,21
444,61
Se
78,971
4,809 (gris)
220,8
685
Te
127,60
6,232
449,51
988
Po
[209]
9,20
254
962
Lv
[293]
Desconocida
Desconocida
Desconocida
Las densidades de sólidos corresponden a formas de referencia cerca de temperatura ambiente. En el azufre, 2,07 g/cm³ corresponde a la forma rómbica; su calentamiento puede implicar transiciones de alótropo antes de fundir. No se deben aplicar los mismos datos a todas las formas de S o Se. Las temperaturas del O₂ se refieren a presión atmosférica. El O₂ líquido en ebullición a 1 atm tiene densidad aproximada de 1,141 g/cm³, muy diferente de la del gas.
Ejemplos y aplicaciones de cada elemento
Oxígeno (O)
En condiciones ambientales, el oxígeno elemental más abundante es O₂, un gas incoloro e inodoro que aporta cerca del 21 % del volumen del aire seco. Es comburente: favorece la combustión, pero no es un combustible. El oxígeno medicinal se suministra con equipos que regulan el caudal y mediante dispositivos indicados para cada paciente. El elemento también está combinado en el agua, minerales, carbohidratos, numerosos lípidos y familias orgánicas como alcoholes, aldehídos, ácidos carboxílicos, éteres y ésteres.
Óxidos distintos: FeO es óxido de hierro(II), oscuro; Fe₂O₃ es óxido de hierro(III). No todos los óxidos de hierro tienen el mismo color. N₂O₅ y SO₃ son ejemplos de óxidos ácidos, tradicionalmente llamados anhídridos; no todos los óxidos no metálicos se comportan así. Descripción de FeO · Propiedades y usos de O₂.
El azufre aparece tanto libre como combinado en sulfuros y sulfatos. El azufre rómbico y el ortorrómbico son el mismo alótropo; el monoclínico es otro, y también existen formas no cristalinas. Los sólidos rómbico y monoclínico habituales contienen anillos S₈. Se utiliza para fabricar ácido sulfúrico y vulcanizar caucho. El sulfato puede aportar azufre a las plantas, y el elemento forma parte de aminoácidos de las proteínas. La densidad y las transiciones térmicas dependen del alótropo: una cifra no describe todas sus formas.
La pirita es FeS₂, con brillo metálico y color amarillo latón: de ahí «oro de los tontos». No es FeS. Los sulfuros también aparecen en yacimientos de otros metales. Ficha de la pirita.
La tostación de sulfuros puede producir SO₂; su oxidación catalítica genera SO₃, que se utiliza en la fabricación de H₂SO₄. La ecuación global SO₃ + H₂O → H₂SO₄ no describe una operación de mezcla directa: la absorción industrial se realiza en ácido concentrado y con control térmico. El ácido sulfúrico en disolución es el electrolito de baterías de plomo-ácido. Proceso industrial.
La sal de Epsom, MgSO₄·7H₂O, aporta Mg y S y se utiliza en algunas aplicaciones agrícolas; el sulfato de magnesio también aparece en formulaciones cosméticas. La presencia del ingrediente no acredita por sí sola un efecto exfoliante de cualquier producto. Identidad del heptahidrato · Usos cosméticos.
El selenio puede presentarse gris y cristalino, rojo en distintas formas o negro vítreo. La forma gris es semiconductora. Se emplea en vidrio, pigmentos y aplicaciones fotoeléctricas. En los alimentos está combinado químicamente: cereales, legumbres, huevos, pescados y carnes pueden aportar selenio, con cantidades variables según el alimento y su origen. Es un oligoelemento esencial para las personas; esto no convierte al selenio elemental ni a todos sus compuestos en productos comestibles.
En algunas formulaciones anticaspa se emplea sulfuro de selenio, expresado como SeS₂. Se distingue del elemento y de SeS; una etiqueta identifica el ingrediente y sus indicaciones, no una propiedad de todos los compuestos de selenio. Etiqueta del producto · Selenio en alimentos.
El telurio tiene aspecto gris plateado y comportamiento semiconductor. Puede encontrarse en minerales como la calaverita, AuTe₂, un telururo de oro. El telururo de cadmio, CdTe, se utiliza como material semiconductor en celdas solares de película delgada. También se emplea en aleaciones. Su masa atómica relativa es mayor que la del yodo del grupo siguiente: la tabla periódica se ordena por número atómico, no por masa creciente.
CdTe como material fotovoltaico. En los ejemplos se comparan Te(−II) en H₂Te, Te(+II) en TeCl₂, Te(+IV) en TeO₂ y Te(+VI) en Te(OH)₆.
El polonio es radiactivo: no tiene isótopos estables. El Po-210 forma parte de la serie de desintegración del uranio-238 y emite partículas alfa al transformarse en plomo-206. La duración depende del isótopo; el período de semidesintegración del Po-210 es de unos 140 días. No debe confundirse volatilización —paso a la fase gaseosa— con desintegración nuclear. Su radiación se ha aprovechado en dispositivos antiestáticos; supone un riesgo especialmente grave si entra en el organismo. Las hojas de tabaco pueden concentrar Po-210.
Los estados +II y +IV son habituales en la química del Po; la lista de estados de S o Se no debe trasladarse automáticamente a este elemento. [209] identifica un isótopo de referencia y no implica que todos los átomos de Po tengan 209 nucleones.
El livermorio completa el grupo 16. Es sintético y solo se han producido cantidades de pocos átomos para investigación. No hay una muestra macroscópica que permita atribuirle una densidad o temperaturas de fusión y ebullición medidas. La configuración electrónica se presenta como predicción. [293] es el número másico del isótopo elegido por RSC como referencia, no una masa atómica estándar.
Treinta casos para comparar óxidos, hidruros, oxoácidos, sales y haluros. Algunos son materiales comunes; otros requieren precisar fase, medio o alcance de la fórmula. Un registro químico no basta para deducir todas las propiedades de una sustancia.
La proporción 2:3 equilibra Fe(+III) y S(−II). Se usa aquí para practicar nomenclatura; el registro de la fórmula no acredita que cualquier mezcla de Fe y S forme un sólido puro y estable con esa composición.
El ácido ortotelúrico es Te(OH)₆, con Te(+VI) y estructura caracterizada. H₂TeO₄ es la fórmula meta usada en formulación; no se debe intercambiar con H₆TeO₆ como si describieran la misma molécula.
Detectado en pequeña proporción en fase gaseosa durante estudios de TeI₄; la fase y las demás especies importan.
Una distinción útil: SeCl₂ y SeBr₂ se han estudiado en disolución; SeI₂ cuenta con evidencia espectroscópica en un medio concreto; TeCl₂, TeBr₂ y TeI₂ tienen estudios en fase gaseosa. Esas observaciones no autorizan a intercambiar fórmulas ni a suponer la misma estabilidad para todos.
14 ejemplos explicados paso a paso
Catorce casos que cubren configuración, iones, estados de oxidación, fórmulas, hidratos, densidad, balance e isótopos.
EJEMPLO 1
Seis electrones externos
S: [Ne] 3s² 3p⁴ → 2 + 4 = 6
El azufre neutro tiene 16 electrones. Diez se abrevian con [Ne] y seis están en la última capa.
El grupo 16 no significa que tenga 16 electrones de valencia.
Si N₀ representa la cantidad inicial de átomos de un isótopo radiactivo, tras un período queda N₀/2 y tras dos queda N₀/4. Para Po-210, usando unos 140 días por período, dos equivalen a unos 280 días.
Es un modelo de desintegración nuclear; no describe evaporación ni eliminación biológica del organismo.
Una burbuja contiene gas, pero su aspecto no identifica su composición.Formas amarillas alargadas en un recipiente transparente.Superficie rocosa de colores y texturas distintos.Superficie brillante con estrías radiales.La casilla Po identifica al polonio en la tabla periódica; la fotografía no muestra una muestra identificada de ese elemento.
Errores frecuentes
Olvidar al livermorio. El grupo 16 tiene seis elementos.
Aplicar −II sin excepciones. En peróxidos el O tiene −I; en OF₂ tiene +II.
Escribir FeS para la pirita. La pirita es FeS₂; FeS es otro compuesto.
Contar rómbico y ortorrómbico como dos alótropos. Son dos nombres de la misma forma cristalina del azufre.
Confundir SeS con el ingrediente anticaspa. Las formulaciones citadas identifican sulfuro de selenio como SeS₂.
Ignorar el agua de cristalización. MgSO₄ y MgSO₄·7H₂O no tienen la misma composición ni masa molar.
Tratar todos los haluros como sales ordinarias. La fase, el disolvente y los equilibrios deben acompañar a los casos especiales.
Confundir volatilización y radiactividad. La primera cambia la fase; la segunda transforma núcleos.
Equiparar número másico con masa atómica relativa. [209] y [293] señalan isótopos de referencia, no promedios isotópicos estándar.
Ocho ejercicios para practicar
1. Nombra los seis elementos del grupo 16.
Ver respuesta
Oxígeno, azufre, selenio, telurio, polonio y livermorio: O, S, Se, Te, Po y Lv.
2. ¿Cuántos electrones tiene S²⁻ si Z = 16?
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18 electrones: 16 + 2. Conserva 16 protones.
3. Calcula la oxidación del O en H₂O₂.
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2(+1) + 2x = 0; x = −1 para cada O.
4. ¿Qué diferencia hay entre FeS y FeS₂?
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FeS es sulfuro de hierro(II). FeS₂ es la fórmula de la pirita; se interpreta con el grupo disulfuro S₂²⁻, no con dos S²⁻ independientes.
5. Cuenta los átomos en CaSO₄·2H₂O.
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Ca: 1; S: 1; O: 4 + 2 = 6; H: 2 × 2 = 4.
6. Calcula la masa de 2 L de O₂ a 20 °C y 1 atm, con ρ = 1,33 kg/m³.
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2 L = 0,002 m³; m = 1,33 × 0,002 = 0,00266 kg = 2,66 g.
7. ¿Por qué H₂TeO₄ no puede sustituir sin explicación a H₆TeO₆?
Ver respuesta
Ambas cuentas formales dan Te(+VI), pero las proporciones son diferentes. El ácido ortotelúrico caracterizado es Te(OH)₆, H₆TeO₆.
8. ¿Qué fracción queda tras tres períodos de semidesintegración?
Ver respuesta
(1/2)³ = 1/8 de los átomos iniciales del isótopo; el resto se ha transformado por desintegración.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Colección y ejercicios desarrollados por Editorial Ejemplode. Datos elementales de RSC; fuentes específicas para compuestos, fases, aplicaciones y radiactividad.
