Chemie Oxygenand Síry

Chemie ofOxygen

Kyslík je nejrozšířenější prvek na této planetě. Zemská kůra je 46,6% hmotnostních kyslíku, oceány jsou 86% hmotnostních kyslíku a atmosféra je 21% objemových kyslíku. Název kyslík pochází z řeckých stonků oxys, „acid“ a gennan, “ za vzniku orgenerátu.“Kyslík tedy doslova znamená“ kyselinuformátor.“Toto jméno představil Lavoisier, který si všimlaže sloučeniny bohaté na kyslík, jako jsou SO2 a P4O10, se rozpouštějí ve vodě za vzniku kyselin.

elektronové konfigurace atomu kyslíku 2s22p4 naznačuje, že neutrální atomy kyslíku canachieve oktet ve valenční elektrony sdílením dva páry ofelectrons tvořit O=O dvojné vazby, jak je znázorněno v figurebelow.

podle této Lewisovy struktury jsou všechny elektrony v molekule theO2 spárovány. Sloučenina by proto měla být diamagnetická měla by být odpuzována amagnetickým polem. Experimentálně se zjistí, že O2 je paramagnetickýje přitahován k magnetickému poli. To lze vysvětlit předpokládánímže v * antibondingmolekulárních orbitálech molekuly O2 jsou dva nepárové elektrony.

Při teplotách pod -183oC, O2condenses tvořit tekutina s charakteristickou světle modrá colorthat výsledky z absorpce světla s vlnovou délkou of630 nm. Tato absorpce není vidět v plynné fázi a isrelatively slabé i na tekutiny, protože to vyžaduje, aby threebodies dvě molekuly O2 a foton collidesimultaneously, což je velmi vzácný jev, a to i v theliquid fáze.

chemie molekuly O2 není jedinou elementární formou kyslíku. V přítomnosti blesku nebo jiného zdroje Asparku se molekuly O2 disociují za vzniku atomů kyslíku.

These O atoms can react with O2 molecules to formozone, O3,

whose Lewis struktura je znázorněna na obrázkuníže.

Kyslík (O2) a ozonu (O3) jsou examplesof nanostruktur (z řeckého smyslu „jiném způsobu“). Podle definice jsou alotropy odlišnéformy prvku. Protože mají různé struktury,mají alotropy různé chemické a fyzikální vlastnosti (viz níže).

Properties of Allotropes of Oxygen

Ozone is an unstable compound with a sharp, pungent odor thatslowly decomposes to oxygen.

At low concentrations, ozone can be relatively pleasant. (Charakteristický čistý zápach spojený s letními bouřkami jekvůli tvorbě malého množství O3.

expozice O3 ve vyšších koncentracích vede kkašel, rychlý tlukot srdce, bolest na hrudi a obecnébolest těla. Při koncentracích nad 1 ppm je ozon toxický.

Jednou z charakteristických vlastností ozonu je jeho schopnost absorbovat záření v ultrafialové části spektra (> 300 nm), čímž se filtr, který nás chrání fromexposure k high-energie, ultrafialové záření vyzařované sluncem.Můžeme pochopit důležitost tohoto filtru, pokud o tom přemýšlímeco se stane, když je záření ze slunce absorbováno naší kůží.

Elektromagnetické záření v infračervené, viditelné, nejlépe zhodnotit-energetické části ultrafialového spektra ( < 300 nm)nese dost energie k excitaci elektronů v molekule do ahigher energie orbitalu. Tento elektron nakonec padá zpět do orbitalu, ze kterého byl nadšený a energie je uveden na okolní tkáň ve formě tepla. Každý, kdo trpěl spálením sluncem, může ocenit bolestivé důsledkynadměrného množství tohoto záření.

záření ve vysokoenergetické části ultrafialového záření ( 300 nm) má jiný účinek, když je absorbováno.Toto záření nese dostatek energie k ionizaci atomů nebomolekul. Ionty vytvořené v těchto reakcích mají liché početelektronů a jsou extrémně reaktivní. Mohou způsobit trvalé poškození buněčné tkáně a vyvolat procesy, které nakonec vyústí v rakovinu kůže. Relativně malé množství tohoto zářenímůže proto mít drastické účinky na živou tkáň.

V roce 1974 Molina a Rowland poukázal na to, thatchlorofluorocarbons, jako CFCl3 a CF2Cl2,které byly používány jako chladiva a jako hnací plyny v aerosolcans, se začínají hromadit v atmosféře. V thestratosféře, v nadmořských výškách 10 až 50 km nad zemským povrchem, se chlorfluoruhlovodíky rozkládají za vzniku atomů Cl a oxidů chlorinu, jako je ClO, když absorbují sluneční světlo. Atomy Cl a molekuly ClO mají lichý počet elektronů, jak je znázorněno na obrázku níže.

v důsledku toho jsou tyto látky neobvykle reaktivní. Vatmosféře reagují s ozonem nebo s atomy kyslíku, kteréjsou potřebné k vytvoření ozonu.

Molina and Rowland postulated that these substances wouldeventually deplete the ozone shield in the stratosphere, withdangerous implications for biological systems that would beexposed to increased levels of high-energy ultrafialové záření.

kyslík jako anoxidizační činidlo

fluor je jediný prvek, který je více elektronegativní nežkyslík. Výsledkem je, že kyslík získává elektrony prakticky ve všech jehochemické reakce. Každá molekula O2 musí získat čtyřielektrony, aby uspokojily oktety dvou atomů kyslíku bez sdílení elektronů, jak je znázorněno na obrázku níže.

kyslík proto oxiduje kovy za vzniku solí, ve kterých jsou atomy kyslíku formálně přítomny jako O2-ionty. Rustforms, například, když železo reaguje s kyslíkem v presenceof vody dát soli, který formálně obsahuje Fe3+a O2 – ionty, s průměrem tří vody moleculescoordinated každé Fe3+ iontů v této pevné.

Oxygen also oxidizes nonmetals, such as carbon, to formcovalent compounds in which the oxygen formally has an oxidationnumber of -2.

Kyslík je dokonalý příklad oxidační agentbecause zvyšuje oxidační stav téměř žádné substancewith, které reaguje. V průběhu reakcí je kyslíksnížena. Látky, se kterými reaguje, se proto snižují.

peroxidy

trvá čtyři elektrony, aby se snížila molekula O2 na pár iontů O2. Pokud se reakce zastaví poté, co O2molekula získala pouze dva elektrony, vytvoří se O22-ion znázorněný na obrázku níže.

Tento ion má dva více elektronů než neutrální O2molecule, což znamená, že atomy kyslíku musí sdílet jen jeden pár vazebné elektrony k dosažení oktetu valenceelectrons. O22-ion se nazývá peroxideion, protože sloučeniny, které obsahují tento iont, jsou neobvykle bohatékyslík. Nejsou to jen oxidy Jsou to (hy-)peroxidy.

The easiest way to prepare a peroxide is to react sodium orbarium metal with oxygen.

When these peroxides are allowed to react with a strong acid,hydrogen peroxide (H2O2) is produced.

The Lewis structure of hydrogen peroxide contains an O-Osingle bond, as shown in the figure below.

The VSEPR theory predicts that the geometry around each oxygenatom in H2O2 should be bent. Tato teorie však nedokáže předpovědět, zda by měly čtyři atomy ležet v rovině, nebo zda by molekula měla být vizualizována jako ležící ve dvou protínajících se rovinách. Experimentálně stanovená struktura H2O2 je znázorněna na obrázkuníže.

H-O-Ó, pouto úhel v této molekule je pouze mírně větší než úhel mezi dvojicí sousedních 2p atomicorbitals na atom kyslíku, a úhel mezi planesthat tvoří molekula je o něco větší než tetrahedralangle.

The oxidation number of the oxygen atoms in hydrogen peroxideis -1. H2O2 can therefore act as anoxidizing agent and capture two more electrons to form a pair ofhydroxide ions, in which the oxygen has an oxidation number of-2.

Or, it can act as a reducing agent and lose a pair ofelectrons to form an O2 molecule.

Reactions in which a compound simultaneously undergoes bothoxidation and reduction are called disproportionationreactions. The products of the disproportionation of H2O2are oxygen and water.

The disproportionation of H2O2 is anexothermic reaction.

Tato reakce je relativně pomalý, nicméně, v nepřítomnosti acatalyst, jako je prach nebo kovový povrch. Hlavní použití H2O2 se točí kolem jeho oxidace ability.It používá se ve zředěných (3%) roztocích jako dezinfekční prostředek. Ve vícekoncentrovaných roztocích (30%) se používá jako bělící činidlo provlasy, kožešiny, kůže nebo dřevní buničina používaná k výrobě papíru. Ve velmi koncentrovaných řešeních se H2O2 používá jako raketové palivo kvůli snadnosti, s jakou se rozkládá na O2.

Methods ofPreparing O2

Small quantities of O2 gas can be prepared in anumber of ways.

1. By decomposing a dilute solution of hydrogen peroxide withdust or a metal surface as the catalyst.

2. By reacting hydrogen peroxide with a strong oxidizingagent, such as the permanganate ion, MnO4-.

3. By passing an electric current through water.

4. By heating potassium chlorate (KClO3) in thepresence of a catalyst until it decomposes.

Chemie ofSulfur

Protože síra je přímo pod kyslík v periodické tabulce,tyto prvky mají podobné elektronové konfigurace. Výsledkem je, že síra tvoří mnoho sloučenin, které jsou analogy kyslíkových sloučenin, jak je uvedeno v následující tabulce. Příklady v této tabulce ukazují, jakprefix thio-může být použit k označení sloučenin, ve kterých jesíra nahrazuje atom kyslíku. Na thiokyanát (SCN-)ion, například, je sirných analog kyanatan(OCN-) iontů.

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

k Dispozici jsou čtyři hlavní rozdíly mezi chemie ofsulfur a kyslíku.

1. O = o dvojné vazby jsou mnohem silnější než s = s dvojné vazby.

2. S-s jednoduché vazby jsou téměř dvakrát tak silné jako O-O singlebonds.

3. Síra (EN = 2,58) je mnohem méně elektronegativnínež kyslík (EN = 3,44).

4. Síra může rozšířit svou valenční skořápku o více než osmelektronů, ale kyslík nemůže.

tyto zdánlivě drobné rozdíly mají důležité důsledky pro chemii těchto prvků.

Vlivrozdíly v síle vazeb X – X a X=x

poloměr atomu síry je asi o 60% větší než poloměr atomu kyslíku.

v důsledku toho je pro atomy síry těžší přiblížit se k sobě a vytvořit vazby. S = s dvojné vazby jsou proto mnohem slabší než o=o dvojné vazby.

dvojné vazby mezi atomy síry a kyslíku nebo uhlíku lze nalézt ve sloučeninách, jako jsou SO2 a CS2 (viz obrázek níže). Ale tyto dvojné vazby jsou mnohem slabší nežekvivalentní dvojné vazby na atomy kyslíku v O3 nebo CO2.Disociační entalpie vazby pro dvojnou vazbu C=S je například 477 kJ / mol, zatímco disociační entalpie vazby pro dvojnou vazbu aC=O je 745 kJ / mol.

Elementární kyslík tvoří molekuly O2 v whicheach atom dokončí svůj oktet ve valenční elektrony sdílení twopairs elektronů s jedním sousedním atomu. Protože sulfurdoes netvoří silný S=S manželskou dluhopisy, elementární síra usuallyconsists cyklické molekuly S8, v nichž každý atomcompletes svůj oktet, se kterým tvoří jeden dluhopisů na dva neighboringatoms, jak je znázorněno na obrázku níže.

molekuly S8 se mohou zabalit a vytvořit více než jednokrystal. Nejstabilnější forma síry se skládá z orthorhombickýchkrystaly molekul S8, které se často nacházejí poblížvolkány. Pokud se tyto krystaly zahřívají, dokud se neroztaví a roztavená síra se poté ochladí, vytvoří se allotrop síry sestávající z monoklinických krystalů molekul S8. Tyto monoklinické krystaly se pomalu transformujíve stabilnější orthorhombické struktuře po určitou dobu.

tendence prvku vytvářet vazby k sobě se nazývá katenace(z latiny catena, „řetězec“). Protože síra vytváří neobvykle silné s-s jednotlivé vazby, je lepší atcatenation než jakýkoli prvek kromě uhlíku. V důsledku toho teorthorhombické a monoklinické formy síry nejsou jedinéallotropy prvku. Alotropy síry také existujíliší se velikostí molekul, které tvoří krystal. Cyklickymolekuly, které obsahují 6, 7, 8, 10 a 12 atomů síry, jsouznámý.

síra se taví při 119,25 oC za vzniku žluté kapalinykterá je méně viskózní než voda. Pokud se tato kapalina zahřeje na 159 ° C, změní se na tmavě červenou kapalinu, kterou nelze nalít z níkontejner. Viskozita tohoto tmavě červená kapalina je 2000 timesgreater než roztavené síry, protože cyklické S8molecules otevřít a propojit dohromady tvoří dlouhé řetězce jakomnoho jako 100 000 atomů síry.

Když se síra reaguje s aktivní kov, to může tvořit thesulfide ion, S2-.

Toto není jediný produkt, který lze získat, nicméně. Lze vyrobit rozmanitost polysulfidových iontů s nábojem -2které se liší počtem atomů síry v řetězci.

Efekt ofDifferences v Electronegativities Síry a Kyslíku

Protože síra je mnohem méně elektronegativní než kyslík, nové pravděpodobné, že tvoří sloučeniny, v nichž má positiveoxidation číslo (viz tabulka níže).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

V teorii, síry může reagovat s kyslíkem za vzniku buď SO2or SO3, jehož Lewis struktury jsou uvedeny v figurebelow.

In practice, combustion of sulfur compounds gives SO2,regardless of whether sulfur or a compound of sulfur is burned.

Although the SO2 formed in these reactions měli bychom jednat s O2 na vytvoření SO3, rychlost této reakce je velmi pomalá. Rychlost konverze SO2into SO3 může být značně zvýšena přidáním vhodného katalyzátoru.

Obrovské množství SO2 je produkován industryeach rok, a pak převeden na SO3, který může být použito vyrábět kyselina sírová, H2SO4. Teoreticky může být kyselina sírová vyrobena rozpuštěním plynu SO3VODY.

V praxi to není vhodné. Místo toho So3je absorbován v 98% H2SO4, kde reaguje s vodou za vzniku dalších H2so4molekul. Poté se podle potřeby přidá voda, aby se udrželakoncentrace tohoto roztoku mezi 96% a 98% H2SO4 hmotnostních.

kyselina sírová je zdaleka nejdůležitější průmyslovouchemickou látkou. Dokonce se tvrdilo, že existuje přímý vztah mezi množstvím kyseliny sírové v zemi a její životní úrovní. Více než 50% kyseliny sírové vyrobené každý rok se používá k výrobě hnojiv. Zbytek se používá k výrobě papíru, syntetických vláken a textilií,insekticidy, detergenty, doplňkových látek, barviv, léků,nemrznoucí směsi, barvy a laky, linoleum, syntetický kaučuk,tisk, inkousty, fólie, fotografický film, výbušniny,automobilové baterie a kovy jako hořčík, hliník,železo a ocel.

kyselina sírová se disociuje ve vodě za vzniku iontu HSO4, který je známý jako iont síranu nebo bisulfátu.

10% of these hydrogen sulfate ions dissociate further to givethe SO42-, or sulfate, ion.

A variety of salts can be formed by replacing the H+ions in sulfuric acid with positively charged ions, such as theNa+ or K+ ions.

Sulfur dioxide dissolves in water to form sulfurous acid.

Sulfurous acid doesn’t dissociate in water to as great extentas sulfuric acid, but it is still possible to replace the H+ions in H2SO3 with positive ions to formsalts.

kyseliny Sírové a sirné kyseliny jsou oba příklady – sloučeniny známé jako oxyacids, protože oni jsou litterally kyselin, které obsahují kyslík. Protože se jedná o negativní ionty (nebo anionty), které obsahují kyslík, jsou ionty SO32 a SO42 známé jako oxyaniony.Lewisovy struktury některých oxidů síry, které tvoříkyseliny nebo oxyaniony, jsou uvedeny v následující tabulce.

jeden z těchto oxyanionů si zaslouží zvláštní zmínku. Ion,který je známý jako thiosíranu ion, je tvořen reactionbetween síra a siřičitany (SO32-) iontů.

The Effect ofDifferences in the Abilities of Sulfur and Oxygen to Expand TheirValence Shell

The electron configurations of oxygen and sulfur are usuallywritten as follows.

i když tento zápis ukazuje podobnost mezi theconfigurations ze dvou prvků, skrývá na rozdíl důležité, že umožňuje síry rozšířit jeho valence shell holdmore než osm elektronů.

kyslík reaguje s fluorem za vzniku OF2.

reakce Se zastaví v tomto bodě, protože kyslík může držet onlyeight elektrony ve své valenční, jak je uvedeno v figurebelow.

Síra reaguje s fluorem tvořit SF4 a SF6,je znázorněno na obrázku níže, protože síra může rozšířit své valenceshell držet 10 nebo 12 elektronů.