kemi af Iltog svovl

Kemi afilt

ilt er det mest rigelige element på denne planet. Jordens skorpe er 46,6% ilt efter vægt, oceanerne er 86% ilt efter vægt, og atmosfæren er 21% ilt efter volumen. Denname ilt kommer fra de græske stængler oksys,”syre,” og gennan, “at danne orgenerate.”Således betyder ilt bogstaveligt” syretidligere.”Dette navn blev introduceret af Lavoisier, som bemærkedeat forbindelser, der er rige på ilt,såsom SO2 og P4O10, opløses i vand for at give syrer.

elektronkonfigurationen af et iltatom 2s22p4antyder, at neutrale iltatomer kan opnå en oktet af valenselektroner ved at dele to par afelektroner til dannelse af en o=o dobbeltbinding, som vist i figuren nedenunder.

ifølge denne livsstruktur er alle elektronerne i theO2-molekylet parret. Forbindelsen bør derfor være diamagnetisk det skal afstødes af amagnetisk felt. Eksperimentelt viser O2 sig at være paramagnetisk det ertiltrukket et magnetfelt. Dette kan forklares ved at antageat der er to uparrede elektroner i O2-molekylets * antibondingmolekylære orbitaler.

Ved temperaturer under-183oc, O2kondenserer til dannelse af en væske med en karakteristisk Lyseblå farveder skyldes absorption af lys med en bølgelængde på630 nm. Denne absorption ses ikke i gasfasen og er relativt svag selv i væsken, fordi den kræver, at treorganer to O2-molekyler og en foton kolliderer samtidigt, hvilket er et meget sjældent fænomen, selv i den flydende fase. O2-molekylet er ikke den eneste elementære form afilt. I nærvær af lyn eller en anden kilde til aspark dissocieres O2-molekyler for at danne iltatomer.

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

whose Lewis struktur er vist i figurennedenfor.

ilt (O2) og O3) er eksempleraf allotroper (fra den græske betydning”på en anden måde”). Per definition er allotroper forskelligeformer for et element. Fordi de har forskellige strukturer,har allotroper forskellige kemiske og fysiske egenskaber (seetable nedenfor).

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. (Denkarakteristisk ren lugt forbundet med sommer tordenvejr erPå grund af dannelsen af små mængder O3.)

eksponering for O3 ved højere koncentrationer fører tilhoste, hurtig hjerteslag, brystsmerter og generellekrop smerter. Ved koncentrationer over 1 ppm er det giftigt.

en af de karakteristiske egenskaber ved osomon er dens evneat absorbere stråling i den ultraviolette del af spektret (> 300 nm) og derved tilvejebringe et filter, der beskytter os modeksponering for højenergi ultraviolet stråling udsendt af solen.Vi kan forstå betydningen af dette filter, hvis vi tænker påhvad sker der, når stråling fra solen absorberes af vores hud.

elektromagnetisk stråling i det infrarøde, synlige oglavenergi dele af ultraviolet spektrum ( < 300 nm)bærer nok energi til at ophidse en elektron i et molekyle til enhøjere energi orbital. Denne elektron falder til sidst tilbage iden orbital, hvorfra den var spændt, og energi afgives tildet omgivende væv i form af varme. Enhver, der harlidt af solskoldning, kan sætte pris på de smertefulde konsekvenseraf store mængder af denne stråling.

stråling i højenergidelen af ultraviolet spektrum ( 300 nm) har en anden effekt, når den absorberes.Denne stråling bærer nok energi til at ionisere atomer ellermolekyler. Ionerne dannet i disse reaktioner har et ulige antalaf elektroner og er ekstremt reaktive. De kan forårsage permanentskader på cellevævet og inducere processer, der til sidst resulterer i hudkræft. Relativt små mængder af denne strålingkan derfor have drastiske virkninger på levende væv.

i 1974 påpegede Molina og Røland, atchlorfluorcarboner,såsom CFCl3 og CF2Cl2, der var blevet brugt som kølemidler og som drivmidler i aerosolcans, begyndte at ophobes i atmosfæren. I estratosfæren, i højder fra 10 til 50 km over jordens overflade, nedbrydes chlorfluorcarboner til dannelse af CL-atomer ogchlorilte, såsom ClO, når de absorberer sollys. Cl-atomerog ClO-molekyler har et ulige antal elektroner, som vist i nedenstående figur.

som følge heraf er disse stoffer usædvanligt reaktive. I teatmosfæren reagerer de med osomon eller med de iltatomer, der er nødvendige for at danne osomon.

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 ultraviolet stråling.

ilt som anoksidiserende middel

fluor er det eneste element, der er mere elektronegativt endilt. Som følge heraf får ilt elektroner i stort set alle sinekemiske reaktioner. Hvert O2-molekyle skal vinde fireelektroner for at tilfredsstille oktetterne af de to iltatomer udendelingselektroner, som vist i nedenstående figur.

ilt ilter derfor metaller til dannelse af salte, hvoriilt atomer er formelt til stede som O2 – ioner. Rustformer, for eksempel når jern reagerer med ilt i tilstedeværelsenaf vand for at give et salt, der formelt indeholder Fe3+og O2 – ionerne, med et gennemsnit på tre vandmolekylerkoordineret til hver Fe3+ ioner i dette faste stof.

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

ilt er det perfekte eksempel på et Iltningsmiddelfordi det øger iltningstilstanden for næsten ethvert stof, hvormed det reagerer. I løbet af dets reaktioner er iltreduceret. De stoffer, det reagerer med, reducerer derforagenter. det tager fire elektroner at reducere et O2-molekyle tilet par O2-ioner. Hvis reaktionen stopper, efter at O2molekylet kun har fået to elektroner, produceres O22-ion vist i nedenstående figur.

denne ion har to elektroner mere end et neutralt O2molekyle, hvilket betyder, at iltatomerne kun skal dele somet enkelt par bindingselektroner for at opnå en oktet af valenselektroner. O22-ion kaldes peroksidion, fordi forbindelser, der indeholder denne ion, er usædvanligt rige påilt. De er ikke bare oksider de er (hy -) peroksider.

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. Men detteori kan ikke forudsige, om de fire atomer skal ligge i det samme plan, eller om molekylet skal visualiseres som at ligge i to skærende planer. Den eksperimentelt bestemmedestruktur af H2O2 er vist i figurennedenfor.

h-o-o bindingsvinklen i dette molekyle er kun lidt størreend vinklen mellem et par tilstødende 2P atomicorbitals på iltatomet og vinklen mellem planerneder danner molekylet er lidt større end tetrahedralanglen.

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.

denne reaktion er imidlertid relativt langsom i fravær af acatalyst, såsom støv eller en metaloverflade. De vigtigste anvendelser afh2o2 drejer sig om dets iltning ability.It anvendes i fortyndede (3%) opløsninger som desinfektionsmiddel. I merekoncentrerede opløsninger (30%) bruges det som blegemiddel tilhår, pels, læder eller træmasse, der bruges til at fremstille papir. I meget koncentrerede løsninger er H2O2 blevet brugt som raketbrændstof på grund af den lethed, hvormed den nedbrydes tilgiv 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.

Kemi afsvovl

fordi svovl er direkte under ilt i det periodiske system,har disse elementer lignende elektronkonfigurationer. Som et resultat danner svovl mange forbindelser,der er analoger af iltforbindelser, som vist i nedenstående tabel. Eksempler i denne tabel viser, hvordanpræfiks thio-kan bruges til at angive forbindelser, hvorisvovl erstatter et iltatom. Thiocyanatet (SCN-)ion er for eksempel den svovlholdige analog af cyanatet(OCN -) ion.

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

der er fire hovedforskelle mellem kemi afsvovl og ilt.

1. O = o dobbeltbindinger er meget stærkere end S=S dobbeltbindinger.

2. S – s-enkeltbindinger er næsten dobbelt så stærke som o-o-enkeltbindinger.

3. Svovl (EN = 2,58) er meget mindre elektronegativend ilt (EN = 3,44).

4. Svovl kan udvide sin valensskal til at rumme mere end otteelektroner, men ilt kan ikke.

disse tilsyneladende mindre forskelle har vigtige konsekvenserfor kemi af disse elementer.

effekten afforskelle i styrken af bindinger

radius af et svovlatom er omkring 60% større end det afet iltatom.

som et resultat er det sværere for svovlatomer at komme tæt pånok sammen til dannelse af bindinger. S = s dobbeltbindinger er derformeget svagere end o=o dobbeltbindinger.

dobbeltbindinger mellem svovl og ilt eller carbonatomer kan værefundet i forbindelser som SO2 og CS2 (seefigure nedenfor). Men disse dobbeltbindinger er meget svagere endækvivalente dobbeltbindinger til iltatomer i O3 eller CO2.Bindingsdissociationsenthalpi for en c=s dobbeltbinding er for eksempel 477kJ/mol, hvorimod bindingsdissociationsenthalpi for aC=o dobbeltbinding er 745 kJ/mol.

elementært ilt består af O2 molekyler, hvorHvert atom fuldender sin oktet af valenselektroner ved at dele topar af elektroner med et enkelt naboatom. Fordi svovl ikke danner stærke s=s dobbeltbindinger, består elementært svovl normaltbestår af cykliske S8 molekyler, hvor hvert atom fuldender sin oktet ved at danne enkeltbindinger til to naboatomer, som vist i nedenstående figur.

S8 molekyler kan pakke for at danne mere end enkrystal. Den mest stabile form for svovl består af orthorhombicskrystaller af S8 molekyler, som ofte findes i nærhedenvulkaner. Hvis disse krystaller opvarmes, indtil de smelter, ogmolten svovl afkøles derefter, dannes en allotrop af svovl bestående af monokliniske krystaller af S8-molekyler. Disse monokliniske krystaller transformerer sig langsomt ind i den mere stabile orthorhombiske struktur over en periodetid.

et elements tendens til at danne bindinger til sig selv kaldes catenation(fra den latinske catena, “kæde”). Fordisvovl danner usædvanligt stærke S – S enkeltbindinger, det er bedre atcatenation end noget element undtagen kulstof. Som følge heraf er teorethorhombiske og monokliniske former for svovl ikke de enesteallotroper af elementet. Allotroper af svovl eksisterer også detafviger i størrelsen af de molekyler, der danner krystallen. Cykliskmolekyler, der indeholder 6, 7, 8, 10 og 12 svovlatomer, er kendt.

svovl smelter ved 119,25 oC for at danne en gul væskedet er mindre viskøst end vand. Hvis denne væske opvarmes til 159oc, bliver den til en mørk rød væske, der ikke kan hældes fra densbeholder. Viskositeten af denne mørkerøde væske er 2000 gangestørre end smeltet svovl, fordi de cykliske S8molekyler åbner sig og forbinder sig sammen for at danne lange kæder af asmange som 100.000 svovlatomer.

når svovl reagerer med et aktivt metal, kan det dannessulfidion, s2-.

Dette er dog ikke det eneste produkt, der kan opnås. En række polysulfidioner med en ladning på -2 kan produceresder adskiller sig i antallet af svovlatomer i kæden.

effekten afforskelle i Elektronegativiteterne af svovl og ilt

fordi svovl er meget mindre elektronegativt end ilt, er detmere sandsynligt at danne forbindelser, hvori det har et positivtoksidationsnummer (se tabel nedenfor).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

i teorien kan svovl reagere med ilt for at danne enten so2eller SO3, hvis skæve strukturer er angivet i figurennedenfor.

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 shouldreact med O2 at danne SO3, satsen for denne reaktion er meget langsom. Konverteringshastigheden for SO2into SO3 kan øges kraftigt ved at tilføje en passende katalysator.

enorme mængder SO2 produceres af industrienhvert år og derefter konverteret til SO3, som kan bruges til at producere svovlsyre, H2SO4. I teorien kan svovlsyre fremstilles ved at opløse SO3 gas ivand.

i praksis er dette ikke praktisk. I stedet absorberes SO3 i 98% H2SO4, hvor den reagerer med vandet for at danne yderligere h2so4molekyler. Vand tilsættes derefter efter behov for at holde koncentrationen af denne opløsning mellem 96% og 98% H2SO4 efter vægt.

svovlsyre er langt den vigtigste industriellekemisk. Det er endda blevet hævdet, at der er en direkteforhold mellem mængden af svovlsyre et landforbruger og dens levestandard. Mere end 50% afsvovlsyre produceret hvert år bruges til at lave gødning. Therest bruges til at fremstille papir, syntetiske fibre og tekstiler,insekticider, rengøringsmidler, fodertilsætningsstoffer, farvestoffer, stoffer,frostvæske, maling og emaljer, linoleum, syntetisk gummi,trykfarver, cellofan, fotografisk film, sprængstoffer,bilbatterier og metaller såsom magnesium, aluminium, jern og stål.

svovlsyre dissocierer i vand for at give HSO4-ion, som er kendt som hydrogensulfat eller bisulfat, ion.

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.

svovlsyre og svovlsyre er begge eksempler på en klasseaf forbindelser kendt som iltsyrer, fordi de erbogstaveligt syrer, der indeholder ilt. Fordi de er negativioner (eller anioner), der indeholder ilt, er SO32-og SO42 – ionerne kendt som iltning.Det er en af de mest almindelige typer svovl, der bruges til at danne ilt eller ilt, der findes i tabellen nedenfor.

en af disse iltninger fortjener særlig omtale. Denne ion, der er kendt som thiosulfationen, dannes ved reaktionenmellem svovl og sulfit (SO32-) ion.

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.

selvom denne notation viser ligheden mellemkonfigurationer af de to elementer, skjuler den en vigtigforskel, der gør det muligt for svovl at udvide sin valensskal til at holdemere end otte elektroner.

ilt reagerer med fluor til form AF2.

reaktionen stopper på dette tidspunkt, fordi ilt kun kan holdeotte elektroner i dens valensskal, som vist i figurennedenfor.

svovl reagerer med fluor til dannelse af SF4 og SF6,vist i nedenstående figur, fordi svovl kan udvide sin valenceshell til at holde 10 eller endda 12 elektroner.