Die Chemie von Sauerstoffund Schwefel

Die Chemie vonSauerstoff

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf diesem Planeten. Die Erdkruste besteht zu 46,6 Gew.-% aus Sauerstoff, die Ozeane zu 86 Gew.-% aus Sauerstoff und die Atmosphäre zu 21 Vol.-% aus Sauerstoff. Thename Sauerstoff kommt von den griechischen Stämmen oxys, „Säure“ und gennan, „um orgenerate zu bilden.“ Sauerstoff bedeutet also wörtlich „Säurebildner.“ Dieser Name wurde von Lavoisier eingeführt, der bemerkte,dass sauerstoffreiche Verbindungen wie SO2 und P4O10 sich in Wasser zu Säuren auflösen.

Die Elektronenkonfiguration eines Sauerstoffatoms 2s22p4 legt nahe, dass neutrale Sauerstoffatome ein Oktett von Valenzelektronen erhalten können, indem sie zwei Elektronenpaare teilen, um eine O = O-Doppelbindung zu bilden, wie in der Abbildung unten gezeigt.

Gemäß dieser Lewis-Struktur sind alle Elektronen im O2-Molekül gepaart. Die Verbindung sollte daher diamagnetisch sein sie sollte durch ein amagnetisches Feld abgestoßen werden. Experimentell wurde festgestellt, dass O2 paramagnetisch istes wird von einem Magnetfeld angezogen. Dies kann erklärt werden, indem angenommen wirddass sich zwei ungepaarte Elektronen in den * antibondingmolekularen Orbitalen des O2-Moleküls befinden.

Bei Temperaturen unter -183oC, O2kondensiert zu einer Flüssigkeit mit einer charakteristischen hellblauen FarbeDas ergibt sich aus der Absorption von Licht mit einer Wellenlänge von630 nm. Diese Absorption ist in der Gasphase nicht zu sehen und ist selbst in der Flüssigkeit relativ schwach, da drei Körper zwei O2-Moleküle und ein Photon kollidieren gleichzeitig, was selbst in der flüssigen Phase ein sehr seltenes Phänomen ist.

Die Chemie voNozon

Das O2-Molekül ist nicht die einzige elementare Form vonSauerstoff. In Gegenwart eines Blitzes oder einer anderen Aspark-Quelle dissoziieren O2-Moleküle unter Bildung von Sauerstoffatomen.

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

whose Lewis struktur ist in der Abbildung dargestelltunten.

Sauerstoff (O2) und Ozon (O3) sind Beispiele für Allotrope (von der griechischen Bedeutung „auf andere Weise“). Per Definition sind Allotrope andersformen eines Elements. Da sie unterschiedliche Strukturen haben, haben Allotrope unterschiedliche chemische und physikalische Eigenschaften (siehe Tabelle unten).

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. (Dercharakteristische saubere Geruch, der mit Sommergewittern verbunden ist, istaufgrund der Bildung kleiner Mengen von O3.)

Die Exposition gegenüber O3 in höheren Konzentrationen führt zuhusten, schneller Herzschlag, Brustschmerzen und Allgemeinkörperschmerzen. Bei Konzentrationen über 1 ppm ist Ozon giftig.

Eine der charakteristischen Eigenschaften von Ozon ist seine Fähigkeitstrahlung im ultravioletten Teil des Spektrums zu absorbieren (> 300 nm), wodurch ein Filter bereitgestellt wird, der uns vor hochenergetischer ultravioletter Strahlung der Sonne schützt.Wir können die Bedeutung dieses Filters verstehen, wenn wir darüber nachdenkenwas passiert, wenn Sonnenstrahlung von unserer Haut absorbiert wird.

Elektromagnetische Strahlung im infraroten, sichtbaren und niederenergetischen Bereich des ultravioletten Spektrums ( < 300 nm)trägt genug Energie, um ein Elektron in einem Molekül in ein höherenergetisches Orbital anzuregen. Dieses Elektron fällt schließlich in das Orbital zurück, aus dem es angeregt wurde, und Energie wird in Form von Wärme an das umgebende Gewebe abgegeben. Jeder, der an einem Sonnenbrand gelitten hat, kann die schmerzhaften Folgen zu schätzen wissenvon übermäßigen Mengen dieser Strahlung.

Strahlung im hochenergetischen Teil des Ultraviolettenspektrums ( 300 nm) hat eine andere Wirkung, wenn sie absorbiert wird.Diese Strahlung trägt genug Energie, um Atome zu ionisieren odermoleküle. Die bei diesen Reaktionen gebildeten Ionen haben eine ungerade Anzahlvon Elektronen und sind extrem reaktiv. Sie können das Zellgewebe dauerhaft schädigen und Prozesse auslösen, die schließlich zu Hautkrebs führen. Relativ geringe Mengen dieser Strahlung können daher drastische Auswirkungen auf lebendes Gewebe haben.

1974 wiesen Molina und Rowland darauf Hinfluorkohlenwasserstoffe wie CFCl3 und CF2Cl2, die als Kältemittel und Treibmittel in Aerosolkanen verwendet wurden, begannen sich in der Atmosphäre anzusammeln. In der Stratosphäre, in Höhen von 10 bis 50 km über der Erdoberfläche, zersetzen sich Fluorchlorkohlenwasserstoffe zu Cl-Atomen und Chloroxiden wie ClO, wenn sie Sonnenlicht absorbieren. Cl-Atomeund ClO-Moleküle haben eine ungerade Anzahl von Elektronen, wie in der folgenden Abbildung gezeigt.

Infolgedessen sind diese Substanzen ungewöhnlich reaktiv. In der Atmosphäre reagieren sie mit Ozon oder mit den Sauerstoffatomen, die zur Bildung von Ozon benötigt werden.

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 ultraviolette Strahlung.

Sauerstoff als Oxidationsmittel

Fluor ist das einzige Element, das elektronegativer ist alssauerstoff. Infolgedessen gewinnt Sauerstoff in praktisch allen seinen Elektronenchemische Reaktionen. Jedes O2-Molekül muss Vierelektronen gewinnen, um die Oktette der beiden Sauerstoffatome zu befriedigen, ohne Elektronen zu teilen, wie in der folgenden Abbildung gezeigt.

Sauerstoff oxidiert daher Metalle zu Salzen, in denen die Sauerstoffatome formal als O2- Ionen vorliegen. Rost bildet sich beispielsweise, wenn Eisen mit Sauerstoff in Gegenwart von Wasser zu einem Salz reagiert, das formal die Fe3 + – und O2- Ionen enthält, wobei durchschnittlich drei Wassermoleküle auf jedes Fe3 + -Ion in diesem Feststoff abgestimmt sind.

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

Sauerstoff ist das perfekte Beispiel für ein Oxidationsmittelweil es die Oxidationsstufe von fast jeder Substanz erhöhtmit dem es reagiert. Im Verlauf seiner Reaktionen ist Sauerstoffreduziert. Die Substanzen, mit denen es reagiert, sind daher Reduktionsmittel.

Peroxide

Es braucht vier Elektronen, um ein O2-Molekül zu reduzierenein Paar O2- Ionen. Wenn die Reaktion stoppt, nachdem das O2molekül nur zwei Elektronen gewonnen hat, wird das in der folgenden Abbildung gezeigte O22-Ion erzeugt.

Dieses Ion hat zwei Elektronen mehr als ein neutrales O2molekül, was bedeutet, dass sich die Sauerstoffatome nur ein einziges Paar Bindungselektronen teilen müssen, um ein Oktett von Valenzelektronen zu erhalten. Das O22- Ion wird als Peroxidion bezeichnet, da Verbindungen, die dieses Ion enthalten, ungewöhnlich reich an Sauerstoff sind. Sie sind nicht nur Oxide sie sind (hy-)Peroxide.

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. Diese Theorie kann jedoch nicht vorhersagen, ob die vier Atome in derselben Ebene liegen sollen oder ob das Molekül als in zwei sich kreuzenden Ebenen liegend visualisiert werden soll. Die experimentell ermittelte Struktur von H2O2 ist in der folgenden Abbildung dargestellt.

Der H-O-O-Bindungswinkel in diesem Molekül ist nur geringfügig größer als der Winkel zwischen einem Paar benachbarter 2p-Atomorbitale am Sauerstoffatom und der Winkel zwischen den Planendas bildet das Molekül ist etwas größer als das Tetraederwinkel.

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.

Diese Reaktion verläuft jedoch in Abwesenheit eines Katalysators wie Staub oder einer Metalloberfläche relativ langsam. Die Hauptverwendungen vonh2o2 drehen sich um seine Oxidation ability.It wird in verdünnten (3%) Lösungen als Desinfektionsmittel verwendet. In mehrkonzentrierten Lösungen (30%) wird es als Bleichmittel für Haare, Pelz, Leder oder den zur Herstellung von Papier verwendeten Zellstoff verwendet. In veryconcentrated Lösungen ist H2O2 usedas Raketentreibstoff wegen der Leichtigkeit gewesen, mit der es togive O2 zerlegt.

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.

Die Chemie vonschwefel

schwefel ist direkt unter Sauerstoff im Periodensystem,diese Elemente haben ähnliche Elektronenkonfigurationen. Infolgedessen bildet Schwefel viele Verbindungen, die Analoga von Sauerstoffverbindungen sind,wie in der folgenden Tabelle gezeigt. Beispiele in dieser Tabelle zeigen, wie mit dem Prefix thio- Verbindungen bezeichnet werden können, in denen Schwefel ein Sauerstoffatom ersetzt. Das Thiocyanat (SCN-)-Ion ist beispielsweise das schwefelhaltige Analogon des Cyanat(OCN-)-ions.

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

Es gibt vier Hauptunterschiede zwischen der Chemie von Schwefel und Sauerstoff.

1. O = O-Doppelbindungen sind viel stärker als S = S-Doppelbindungen.

2. S-S Single Bonds sind fast doppelt so stark wie O-O Singlebonds.

3. Schwefel (EN = 2,58) ist viel weniger elektronegativals Sauerstoff (EN = 3,44).

4. Schwefel kann seine Valenzhülle erweitern, um mehr als acht zu haltenelektronen, aber Sauerstoff kann nicht.

Diese scheinbar geringfügigen Unterschiede haben wichtige Konsequenzen für die Chemie dieser Elemente.

Die Wirkung Vonunterschieden in der Stärke von X-X- und X=X-Bindungen

Der Radius eines Schwefelatoms ist etwa 60% größer als der eines Sauerstoffatoms.

Infolgedessen ist es für Schwefelatome schwieriger, sich zu näherngenug zusammen, um Bindungen zu bilden. S = S-Doppelbindungen sind daher viel schwächer als O = O-Doppelbindungen.

Doppelbindungen zwischen Schwefel- und Sauerstoff- oder Kohlenstoffatomen können in Verbindungen wie SO2 und CS2 gefunden werden (siehe Abbildung unten). Aber diese Doppelbindungen sind viel schwächer als dieäquivalente Doppelbindungen zu Sauerstoffatomen in O3 oder CO2.Die Bindungsdissoziationsenthalpie für eine C=S-Doppelbindung beträgt beispielsweise 477 kj/mol, während die Bindungsdissoziationsenthalpie für eine aC=O-Doppelbindung 745 kJ/mol beträgt.

Elementarer Sauerstoff besteht aus O2-Molekülen, in denen jedes Atom sein Oktett von Valenzelektronen vervollständigt, indem es zwei Elektronenpaare mit einem einzigen benachbarten Atom teilt. Da Schwefel keine starken S = S-Doppelbindungen bildet, besteht elementarer Schwefel in der Regel aus cyclischen S8-Molekülen, in denen jedes Atom sein Oktett durch Bildung von Einzelbindungen zu zwei benachbarten Atomen vervollständigt, wie in der folgenden Abbildung gezeigt.

S8-Moleküle können mehr als einen Kristall bilden. Die stabilste Form von Schwefel besteht aus orthorhombischen Kristallen von S8-Molekülen, die häufig in der Nähe von Vulkanen vorkommen. Wenn diese Kristalle erhitzt werden, bis sie schmelzen und der geschmolzene Schwefel dann abgekühlt wird, entsteht ein Allotrop aus Schwefel, das aus monoklinen Kristallen von S8-Molekülen besteht. Diese monoklinen Kristalle wandeln sich über einen bestimmten Zeitraum langsam in die stabilere orthorhombische Struktur um.

Die Tendenz eines Elements, Bindungen zu sich selbst zu bilden, wird Catenation genannt(von der lateinischen Catena, „Kette“). Weilschwefel bildet ungewöhnlich starke SS-Einzelbindungen, es ist besser Verkettung als jedes Element außer Kohlenstoff. Infolgedessen sind posthorhombische und monokline Formen von Schwefel nicht die einzigenallotrope des Elements. Allotrope von Schwefel existieren auch dasunterscheiden sich in der Größe der Moleküle, die den Kristall bilden. Cyclische Moleküle, die 6, 7, 8, 10 und 12 Schwefelatome enthalten, sind bekannt. Schwefel schmilzt bei 119,25 oC zu einer gelben Flüssigkeit, die weniger viskos ist als Wasser. Wenn diese Flüssigkeit auf 159OC erhitzt wird, verwandelt sie sich in eine dunkelrote Flüssigkeit, die nicht aus ihrem Behälter gegossen werden kann. Die Viskosität dieser dunkelroten Flüssigkeit ist 2000 mal größer als die von geschmolzenem Schwefel, da sich die cyclischen S8-Moleküle öffnen und zu langen Ketten von bis zu 100.000 Schwefelatomen verbinden.

Wenn Schwefel mit einem aktiven Metall reagiert, kann es das Bildensulfidion, S2-.

Dies ist jedoch nicht das einzige Produkt, das erhalten werden kann. Es kann eine Vielzahl von Polysulfidionen mit einer Ladung von -2 erzeugt werdendie sich in der Anzahl der Schwefelatome in der Kette unterscheiden.

Die Wirkung Vonunterschieden in den Elektronegativitäten von Schwefel und Sauerstoff

Da Schwefel viel weniger elektronegativ ist als Sauerstoff, bildet er mit größerer Wahrscheinlichkeit Verbindungen, in denen er eine positive Oxidationszahl aufweist (siehe Tabelle unten).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

Theoretisch kann Schwefel mit Sauerstoff reagieren, um entweder SO zu bilden2oder SO3, deren Lewis-Strukturen in der Abbildung unten angegeben sind.

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 mit O2 zu bilden SO3, die rate von thisreaction ist sehr langsam. Die Geschwindigkeit der Umwandlung von SO 2 in SO 3 kann durch Zugabe eines geeigneten Katalysators stark erhöht werden.

Enorme Mengen an SO2 werden von der Industrie jedes Jahr produziert und dann in SO3 umgewandelt, das zur Herstellung von Schwefelsäure, H2SO4, verwendet werden kann. Theoretisch kann Schwefelsäure durch Auflösen von SO3-Gas inWasser.

In der Praxis ist dies nicht praktisch. Stattdessen, SO3is absorbiert in 98% H2SO4, wo es reactswith die wasser zu bilden zusätzliche H2SO4molecules. Wasser wird dann nach Bedarf zugegeben, um die Konzentration dieser Lösung zwischen 96 und 98 Gew.-% H2SO4 zu halten.

Schwefelsäure ist bei weitem die wichtigste Industriechemikalie. Es wurde sogar argumentiert, dass es einen direkten Zusammenhang zwischen der Menge an Schwefelsäure, die ein Land verbraucht, und seinem Lebensstandard gibt. Mehr als 50% der jährlich produzierten Schwefelsäure werden zur Herstellung von Düngemitteln verwendet. Therest wird verwendet, um Papier, synthetische Fasern und Gewebe, Insektenvertilgungsmittel, Reinigungsmittel, Zufuhrzusätze, Färbungen, Drogen, Frostschutzmittel, Farben und Emails, Linoleum, synthetischen Gummi, Druckfarben, Zellophan, fotographischen Film, Sprengstoffe, Autobatterien und Metalle wie Magnesium, Aluminium, Eisen und Stahl zu machen. Schwefelsäure dissoziiert in Wasser unter Bildung des HSO4-Ions, das als Hydrogensulfat- oder Bisulfat-Ion bekannt ist.

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.

Schwefelsäure und schwefelige Säure sind beide Beispiele für eine Klasse von Verbindungen, die als Oxysäuren bekannt sind, da sie buchstäblich Säuren sind, die Sauerstoff enthalten. Da es sich um negative Ionen (oder Anionen) handelt, die Sauerstoff enthalten, werden die SO32- und SO42-Ionen als Oxyanionen bezeichnet.Die Lewis-Strukturen einiger der sich bildenden Schwefeloxideoxysäuren oder Oxyanionen sind in der folgenden Tabelle angegeben.

Eines dieser Oxyanionen verdient besondere Erwähnung. Dieses Ion, das als Thiosulfation bekannt ist, wird durch die Reaktion gebildetzwischen Schwefel und dem 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.

Obwohl diese Notation die Ähnlichkeit zwischen den Konfigurationen der beiden Elemente zeigt, verbirgt sie einen wichtigen Unterschied, der es Schwefel ermöglicht, seine Valenzschale auf mehr als acht Elektronen auszudehnen.

Sauerstoff reagiert mit Fluor unter Bildung VON2.

Die Reaktion stoppt an diesem Punkt, da Sauerstoff nur acht Elektronen in seiner Valenzschale halten kann, wie in der Abbildung unten gezeigt.

Schwefel reagiert mit Fluor unter Bildung von SF4 und SF6, wie in der Abbildung unten gezeigt, da Schwefel seine Wertigkeit ausdehnen kannschale, um 10 oder sogar 12 Elektronen zu halten.