De Chemie van zuurstof en zwavel

de chemie van zuurstof

zuurstof is het meest voorkomende element op deze planeet. De aardkorst is 46,6% zuurstof in gewicht, de oceanen 86% zuurstof in gewicht, en de atmosfeer is 21% zuurstof in volume. De naam zuurstof komt van de Griekse stengels oxys, “zuur,” en gennan, ” om te vormen orgenerate.”Zuurstof betekent dus letterlijk” zuurvormer.”Deze naam werd geïntroduceerd door Lavoisier, die opmerkte dat verbindingen die rijk zijn aan zuurstof, zoals SO2 en P4O10,oplossen in water om zuren te geven.

de elektronenconfiguratie van een zuurstofatoom 2s22p4 suggereert dat neutrale zuurstofatomen een octet valentie-elektronen kunnen bereiken door twee paren elektronen te delen om een O=O dubbele binding te vormen, zoals weergegeven in de figuur hieronder.

volgens deze Lewis-structuur zijn alle elektronen in het theO2-molecuul gekoppeld. De verbinding moet daarom diamagnetisch zijn Het moet worden afgestoten door een magnetisch veld. Experimenteel blijkt O2 paramagnetisch te zijnhet wordt aan een magnetisch veld onttrokken. Dit kan worden verklaard door aan te nemen dat er twee ongepaarde elektronen in de * antibondende moleculaire orbitalen van het O2-molecuul zitten.

bij temperaturen beneden-183oC wordt O2 gecondenseerd tot een vloeistof met een karakteristieke lichtblauwe kleurdie het resultaat is van de absorptie van licht met een golflengte van 630 nm. Deze absorptie wordt niet waargenomen in de gasfase en is zelfs in de vloeistof relatief zwak omdat het vereist dat drie lichamen twee O2-moleculen en een foton gelijktijdig botsen, wat een zeer zeldzaam verschijnsel is, zelfs in de vloeibare fase.

De Chemie van Ozone

Het O2-molecuul is niet de enige elementaire vorm van zuurstof. In aanwezigheid van bliksem of een andere bron van aspark, scheiden O2 molecules om zuurstofatomen te vormen.

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

whose Lewis structuur wordt weergegeven in de figuur hieronder.

Zuurstof (O2) en ozon (O3) zijn voorbeelden van allotropen (van de Griekse betekenis “op een andere manier”). Allotropen zijn per definitie verschillende vormen van een element. Omdat ze verschillende structuren hebben,hebben allotropen verschillende chemische en fysische eigenschappen (zie hieronder).

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. (De kenmerkende schone geur geassocieerd met zomeronweer is het gevolg van de vorming van kleine hoeveelheden O3.)

blootstelling aan O3 in hogere concentraties leidt tot ruw worden, snel kloppen van het hart, pijn op de borst en algemene pijn in het lichaam. Bij concentraties boven 1 ppm is Ozon giftig.

een van de karakteristieke eigenschappen van ozon is zijn vermogen om straling in het ultraviolette gedeelte van het spectrum te absorberen (> 300 nm), waardoor een filter ontstaat dat ons beschermt tegen blootstelling aan ultraviolette straling die door de zon wordt uitgezonden.We kunnen het belang van dit filter begrijpen als we nadenken over wat er gebeurt als straling van de zon wordt geabsorbeerd door onze huid.

elektromagnetische straling in het infrarode, zichtbare en lage-energiegedeelte van het ultraviolette spectrum ( < 300 nm)draagt voldoende energie om een elektron in een molecuul op te wekken in een hogere energiebaan. Dit elektron valt uiteindelijk terug in de orbitaal waaruit het werd opgewekt en energie wordt afgegeven aan het omringende weefsel in de vorm van warmte. Iedereen die door de zon is verbrand, kan de pijnlijke gevolgen van overmatige hoeveelheden van deze straling begrijpen.

straling in het hoge-energetische gedeelte van het ultravioletspectrum ( 300 nm) heeft een ander effect wanneer het wordt geabsorbeerd.Deze straling draagt genoeg energie om atomen of moleculen te ioniseren. De in deze reacties gevormde ionen hebben een oneven aantal elektronen en zijn extreem reactief. Zij kunnen permanente schade aan het celweefsel veroorzaken en processen veroorzaken die eventuallyresult in huidkanker. Relatief kleine hoeveelheden van deze straling kunnen daarom drastische effecten hebben op levend weefsel. in 1974 wezen Molina en Rowland erop dat chloorfluorkoolwaterstoffen, zoals CFCl3 en CF2Cl2,die als koelmiddel en drijfgas in aërosols werden gebruikt, zich in de atmosfeer beginnen op te hopen. In de atmosfeer, op een hoogte van 10 tot 50 km boven het aardoppervlak, ontleden chloorfluorkoolstoffen om Cl-atomen en chlooroxiden zoals ClO te vormen wanneer zij zonlicht absorberen. CL atomen en ClO moleculen hebben een oneven aantal elektronen, zoals getoond in de figuur hieronder.

hierdoor zijn deze stoffen ongewoon reactief. In de biosfeer reageren ze met ozon of met de zuurstofatomen die nodig zijn om ozon te vormen.

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.

zuurstof als anoxidizer

fluor is het enige element dat elektronegatiever is dan zuurstof. Als gevolg daarvan, zuurstof wint elektronen in vrijwel alle itschemische reacties. Elk O2 molecuul moet fourelectrons bereiken om de octetten van de twee zuurstofatomen te bevredigen zonder deelende elektronen, zoals getoond in onderstaande figuur.

zuurstof oxideert daarom metalen tot zouten waarin de zuurstofatomen formeel aanwezig zijn als O2-ionen. Roestvorming, bijvoorbeeld, wanneer ijzer reageert met zuurstof in de aanwezigheid van water om een zout dat formeel bevat de Fe3+en O2 – ionen, met een gemiddelde van drie watermoleculen gecoördineerd om elke Fe3+ ionen in deze vaste stof te geven.

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

Zuurstof is het perfecte voorbeeld van een oxiderende agentbecause het verhoogt de mate van oxidatie van bijna elke substancewith waarop het reageert. In de loop van zijn reacties wordt zuurstof verminderd. De stoffen waarmee het reageert zijn daarom reductiemiddelen.

peroxiden

Er zijn vier elektronen nodig om een O2 – molecuul te reduceren tot een paar O2-ionen. Als de reactie stopt nadat de O2molecule slechts twee elektronen heeft gekregen, wordt het O22-ion getoond in onderstaande figuur geproduceerd.

Dit ion heeft twee elektronen meer dan een neutraal O2molecuul, wat betekent dat de zuurstofatomen slechts één paar bindingselektronen moeten delen om een octet valenceelekronen te bereiken. Het O22-ion wordt de peroxideion genoemd omdat de verbindingen die dit ion bevatten ongewoon rijk inoxygen zijn. Het zijn niet alleen oxiden het zijn (hy-)peroxiden.

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. Maar deze theorie kan niet voorspellen of de vier atomen in hetzelfde vlak zouden moeten liggen of dat het molecuul zou moeten worden gevisualiseerd als liggend in twee elkaar kruisende vlakken. De experimenteel bepaalde structuur van H2O2 is weergegeven in onderstaande figuur.

De H-O-O bindingshoek in dit molecuul is slechts iets groter dan de hoek tussen een paar aangrenzende 2P atomicorbitalen op het zuurstofatoom, en de hoek tussen de Planes waaruit het molecuul bestaat is iets groter dan de tetraëderhoek.

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.

deze reactie is echter relatief traag bij afwezigheid van acatalyst, zoals stof of een metaaloppervlak. Het belangrijkste gebruik van H2O2 draait rond zijn het oxideren ability.It wordt gebruikt in verdunde (3%) oplossingen als ontsmettingsmiddel. In meer geconcentreerde oplossingen (30%) wordt het gebruikt als bleekmiddel voor haar, bont, leer of de houtpulp die wordt gebruikt om papier te maken. In zeer geconcentreerde oplossingen wordt H2O2 als raketbrandstof gebruikt vanwege het gemak waarmee het ontleedt om O2 te geven.

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.

De Chemie ofSulfur

Omdat zwavel is direct onder de zuurstof in de periodieke tabel,deze elementen hebben een vergelijkbare electron configuraties. Als gevolg hiervan vormt zwavel veel verbindingen die analogen zijn van zuurstofverbindingen, zoals weergegeven in de onderstaande tabel. De voorbeelden in deze tabel tonen hoe de prefix thio – kan worden gebruikt om samenstellingen aan te geven waarin zwavel een zuurstofatoom vervangt. Het thiocyanaat (SCN-)ion is bijvoorbeeld het zwavelhoudende analoog van het cyanaat(OCN-) ion.

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

Er zijn vier belangrijke verschillen tussen de chemie van zwavel en zuurstof.

1. O = o dubbele bindingen zijn veel sterker dan S = S dubbele bindingen.

2. S-S enkelvoudige bindingen zijn bijna twee keer zo sterk als O-O enkelvoudige bindingen.

3. Zwavel (en = 2,58) is veel minder elektronegativethan zuurstof (en = 3,44).

4. Zwavel kan zijn valentieschaal uitbreiden tot meer dan achtelektronen, maar zuurstof niet.

deze schijnbaar kleine verschillen hebben belangrijke consequenties voor de chemie van deze elementen.

Het Effect van verschillen in de sterkte van X-X en X=X Bindingen

De straal van een zwavelatoom is ongeveer 60% groter dan die van een zuurstofatoom.

daardoor is het moeilijker voor zwavelatomen om dicht bij elkaar te komen om bindingen te vormen. S = S dubbele bindingen zijn daarom veel zwakker dan o = o dubbele bindingen.

dubbele bindingen tussen zwavel-en zuurstof-of koolstofatomen kunnen voorkomen in verbindingen zoals SO2 en CS2 (zie hieronder). Maar deze dubbele bindingen zijn veel zwakker dan de equivalente dubbele bindingen met zuurstofatomen in O3 of CO2.De binding dissociatie-enthalpie voor een C=S dubbele binding is bijvoorbeeld 477kJ / mol, terwijl de binding dissociatie-enthalpie voor aC = o dubbele binding 745 kJ/mol is.

elementair zuurstof bestaat uit O2-moleculen waarin elk atoom zijn octet valentie-elektronen voltooit door tweepairs elektronen te delen met één naburig atoom. Omdat zwavel geen sterke dubbele S = S-bindingen vormt, bestaat elementair zwavel meestal uit cyclische S8-moleculen waarin elk Atom zijn octet voltooit door enkelvoudige bindingen te vormen met twee naburige atomen, zoals weergegeven in de onderstaande figuur.

S8-moleculen kunnen meer dan één kristal vormen. De meest stabiele vorm van zwavel bestaat uit orthorhombickristallen van S8 moleculen, die vaak worden gevonden in de buurt vanvolkanen. Als deze kristallen worden verwarmd tot ze smelten en de gesmolten zwavel wordt dan gekoeld, wordt een allotrope zwavel bestaande uit monoclinische kristallen van S8 molecules gevormd. Deze monoclinische kristallen transformeren zich langzaam in de stabielere orthorhombische structuur gedurende een periode.

de neiging van een element om bindingen met zichzelf te vormen wordt catenatie genoemd (van het Latijnse catena, “keten”). Omdat zwavel ongewoon sterke S-S enkelvoudige bindingen vormt, is het beter atcatenation dan om het even welk element behalve koolstof. Als gevolg daarvan zijn theorthorhombische en monoclinische vormen van zwavel niet de enige allotropen van het element. Allotropen van zwavel bestaan ook datdiffer in de grootte van de molecules die het kristal vormen. Cyclicmoleculen die 6, 7, 8, 10 en 12 zwavelatomen bevatten zijn bekend.

zwavel smelt bij 119,25 oC tot een gele vloeistof die minder visceus is dan water. Als deze vloeistof wordt verwarmd tot 159oC, verandert deze in een donkerrode vloeistof die niet uit zijncontainer kan worden gegoten. De viscositeit van deze donkerrode vloeistof is 2000 keer groter dan die van gesmolten zwavel omdat de cyclische S8moleculen zich openen en met elkaar verbinden om lange ketens van zo veel als 100.000 zwavelatomen te vormen.

wanneer zwavel reageert met een actief metaal, kan het sulfide-ion, S2-vormen.

Dit is niet het enige product dat verkregen kan worden, echter. Een verscheidenheid van polysulfide-ionen met een lading van -2 kan worden geproduceerd die verschillen in het aantal zwavelatomen in de keten.

het Effect van verschillen in de elektronegativiteit van zwavel en zuurstof

omdat zwavel veel minder elektronegatief is dan zuurstof, is het waarschijnlijker verbindingen te vormen waarin het een positief oxidatiegetal heeft (zie onderstaande tabel).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

In theorie, zwavel reageert met zuurstof te vormen, hetzij SO2or SO3, waarvan de Lewis-structuren worden gegeven in de 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 zou met O2 om SO3 te vormen moeten handelen, is de snelheid van deze reactie zeer traag. De omzettingssnelheid van SO2 in SO3 kan sterk worden verhoogd door een geschikte katalysator toe te voegen.

Enorme hoeveelheden SO2 worden geproduceerd door industryeach jaar en vervolgens omgezet naar SO3, die kan worden usedto produceren zwavelzuur, H2SO4. In theorie kan zwavelzuur worden gemaakt door SO3-gas in water op te lossen.

In de praktijk is dit niet handig. In plaats daarvan wordt SO3 geabsorbeerd in 98% H2SO4, waar het reageert met het water om extra H2so4moleculen te vormen. Vervolgens wordt, indien nodig, Water toegevoegd om de concentratie van deze oplossing tussen 96% en 98% H2SO4 per gewicht te houden.

zwavelzuur is veruit de belangrijkste industriële chemische stof. Er is zelfs beweerd dat er een direct verband bestaat tussen de hoeveelheid zwavelzuur die een land gebruikt en zijn levensstandaard. Meer dan 50% van het jaarlijks geproduceerde zwavelzuur wordt gebruikt om meststoffen te maken. Therest wordt gebruikt om papier, synthetische vezels en Textiel,insecticiden, detergenten, toevoegingsmiddelen, kleurstoffen, drugs,antivries, verven en email, linoleum, synthetisch rubber,drukinkt, cellofaan, fotografische film, explosieven,auto batterijen, en metalen zoals magnesium, aluminium,ijzer en staal te maken.

zwavelzuur dissocieert in water tot het hso4-ion, dat bekend staat als het waterstofsulfaat, of bisulfaat, 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.

zwavelzuur en zwavelzuur zijn beide voorbeelden van een klasse verbindingen die oxyzuren worden genoemd, omdat het litterale zuren zijn die zuurstof bevatten. Omdat het negativeions (of anionen) zijn die zuurstof bevatten, staan de SO32-en SO42 – ionen bekend als oxyanionen.De Lewis structuren van sommige van de oxiden van zwavel die formoxyzuren of oxyanionen worden gegeven in de onderstaande tabel.

een van deze oxyanionen verdient speciale vermelding. Dit ion, dat bekend staat als het thiosulfaation, wordt gevormd door de reactie tussen zwavel en het sulfiet (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.

Hoewel deze notatie geeft de gelijkenis tussen theconfigurations van de twee elementen, het verbergt een importantdifference waarmee zwavel uit te breiden zijn valence shell holdmore dan acht elektronen.

zuurstof reageert met Fluor tot de vorm van OF2.

De reactie stopt op dit punt, omdat zuurstof kan houden onlyeight elektronen in zijn valence shell, zoals weergegeven in de figurebelow.

zwavel reageert met Fluor om SF4 en SF6 te vormen,zoals weergegeven in onderstaande figuur, omdat zwavel zijn valenceshell kan uitbreiden tot 10 of zelfs 12 elektronen.