Kjemien Til Oksygenog Svovel

Kjemien til oksygen

Oksygen Er det mest omfattende elementet på denne planeten. Jordskorpen er 46,6% oksygen i vekt, havene er 86% oksygen i vekt, og atmosfæren er 21% oksygen i volum. Thename oksygen kommer fra de greske stammer oxys,» syre», og gennan, » for å danne orgenerate.»Således betyr oksygen bokstavelig talt» surtidligere.»Dette navnet ble introdusert Av Lavoisier, som la merke tilat forbindelser rik på oksygen,SOM SO2 OG P4O10, oppløses i vann for å gi syrer.

elektronkonfigurasjonen av et oksygenatom 2s22p4 antyder at nøytrale oksygenatomer kan oppnå en oktett av valenselektroner ved å dele to par avelektroner for å danne En o = o dobbeltbinding, som vist i figurennedenfor.

Ifølge Denne Lewis-strukturen er alle elektronene i theO2-molekylet paret. Forbindelsen bør derfor være diamagnetisk det bør avstøtes av amagnetisk felt. Eksperimentelt er O2 funnet å være paramagnetisk det er tiltrukket et magnetfelt. Dette kan forklares ved å antatte at det er to uparede elektroner i * antibondingmolekylære orbitaler Av o2-molekylet.

ved temperaturer under-183oc, O2kondenserer for å danne en væske med en karakteristisk lyseblå fargesom skyldes absorpsjon av lys med en bølgelengde på630 nm. Denne absorpsjonen er ikke sett i gassfasen og errelativt svak selv i væsken fordi det krever at tre organer to o2 molekyler og en foton kolliderer samtidig, noe som er et svært sjeldent fenomen ,selv iflytende fase.

kjemi avozon

o2-molekylet er ikke den eneste elementære form avoksygen. I nærvær av lyn eller en annen kilde til aspark dissosierer o2-molekyler for å danne oksygenatomer.

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

whose Lewis strukturen er vist i figurennedenfor.

Oksygen (O2) og ozon (O3) er eksemplerav allotroper(fra gresk betyr «påen annen måte»). Per definisjon er allotropene forskjelligeformer for et element. Fordi de har forskjellige strukturer,har allotroper forskjellige kjemiske og fysiske egenskaper (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 lukt forbundet med sommer tordenvær erpå grunn Av dannelsen Av små mengder O3.)

Eksponering For O3 ved høyere konsentrasjoner fører tilhoste, raske hjerteslag, brystsmerter og generellkroppssmerter. Ved konsentrasjoner over 1 ppm er ozon giftig. en av de karakteristiske egenskapene til ozon er dens evneå absorbere stråling i den ultrafiolette delen av spektret (> 300 nm), og gir dermed et filter som beskytter oss moteksponering for høy energi ultrafiolett stråling utgitt av solen.Vi kan forstå betydningen av dette filteret hvis vi tenker påhva skjer når stråling fra solen absorberes av huden vår.Elektromagnetisk stråling i infrarød, synlig oglav-energi deler av det ultrafiolette spektret (< 300 nm) bærer nok energi til å opphisse et elektron i et molekyl til ahøyere energi orbital. Denne elektronen faller til slutt tilbake tilden orbitale hvorfra den var spent og energi er gitt av det omkringliggende vevet i form av varme. Alle som har lidd av solbrenthet, kan sette pris på de smertefulle konsekvensene av store mengder av denne strålingen.

Stråling i høyenergidelen av ultrafiolettspektret (300 nm) har en annen effekt når den absorberes.Denne strålingen bærer nok energi til å ionisere atomer ellermolekyler. Ioner dannet i disse reaksjonene har et merkelig tallav elektroner og er ekstremt reaktive. De kan forårsake permanentskader på cellevevet og indusere prosesser som til slutt resulterer i hudkreft. Relativt små mengder av denne strålingenkan derfor ha drastiske effekter på levende vev. I 1974 Påpekte Molina og Rowland atklorfluorkarboner, Som CFCl3 Og CF2Cl2, som hadde blitt brukt som kjølemidler og som drivmidler i aerosolkanaler, begynte å samle seg i atmosfæren. I stratosfæren, i høyder på 10 til 50 km over jordens overflate, dekomponerer klorfluorkarboner for å danne cl-atomer og kloroksider som ClO når De absorberer sollys. Cl-atomerog ClO-molekyler har et merkelig antall elektroner, som vist ifiguren nedenfor.

Som et resultat er disse stoffene uvanlig reaktive. Iatmosfæren reagerer de med ozon eller med oksygenatomer somer nødvendig for å danne ozon.

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 ultrafiolett stråling.

Oksygen som anoksideringsmiddel

Fluor Er det eneste elementet som er mer elektronegativt ennoksygen. Som et resultat får oksygen elektroner i nesten alle sinekjemiske reaksjoner. Hvert o2-molekyl må få fireelektroner for å tilfredsstille oktettene til de to oksygenatomer utendeling av elektroner, som vist i figuren nedenfor.

Oksygen oksiderer derfor metaller for å danne salter der oksygenatomer formelt er Til stede Som O2-ioner. Rustformer, for eksempel når jern reagerer med oksygen i nærvær av vann for å gi et salt som formelt inneholder Fe3 + og O2 – ioner, med et gjennomsnitt på tre vannmolekylerkoordinert til Hver Fe3 + ioner i dette faste stoffet.

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

oksygen er det perfekte eksempelet på et oksidasjonsmiddelfordi det øker oksidasjonstilstanden til nesten ethvert stoffmed hvilket det reagerer. I løpet av sine reaksjoner er oksygenredusert. Stoffene det reagerer med, reduserer derforagenter.

Peroksider

det tar fire elektroner å redusere Et o2-molekyl tilet Par O2-ioner. Hvis reaksjonen stopper etter At O2molekylet har fått bare to elektroner, produseres O22-ion vist i figuren nedenfor.

denne ion har to flere elektroner Enn en nøytral O2molekyl, noe som betyr at oksygenatomene må dele bare asenkelt par bindingselektroner for å oppnå en oktett av valenselektroner. O22-ion kalles peroksidion fordi forbindelser som inneholder denne ion er uvanlig rik påoksygen. 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 thistheory kan ikke forutsi om de fire atomene skal ligge i samme plan eller om molekylet skal visualiseres som lyingin to kryssende fly. Den eksperimentelt bestemtstruktur AV H2O2 er vist i figurennedenfor.

H-O-bindingsvinkelen i dette molekylet er bare litt størreenn vinkelen mellom et par tilstøtende 2p atomicorbitals på oksygenatomet, og vinkelen mellom planenesom danner molekylet er litt større enn tetraedralangle.

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 reaksjonen er relativt langsom, men i fravær av acatalyst, slik som støv eller en metalloverflate. De viktigste bruksområder ofH2O2 dreie seg om sin oksiderende ability.It brukes i fortynnede (3%) løsninger som desinfeksjonsmiddel. I merkonsentrerte løsninger (30%), brukes den som blekemiddel forhår, pels, lær eller tremasse som brukes til å lage papir. I veldig konsentrerte løsninger HAR H2O2 blitt bruktsom rakettbrensel på grunn av den enkle som den dekomponerer tilgi 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.

kjemien tilsvovel

fordi svovel er direkte under oksygen i periodisk tabell,har disse elementene lignende elektronkonfigurasjoner. Som et resultat danner svovel mange forbindelser som er analoger av oksygenforbindelser,som vist i tabellen nedenfor. Eksempler i denne tabellen viser hvordanprefiks thio-kan brukes til å indikere forbindelser dersvovel erstatter et oksygenatom. Tiocyanat (SCN-)ion, for eksempel, er svovelholdig analog av cyanat (OCN-) ion.

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

det er fire hovedforskjeller mellom kjemien tilsvovel og oksygen.

1. O = o dobbeltbindinger er mye sterkere Enn S = s dobbeltbindinger.

2. S-s enkeltbindinger er nesten dobbelt så sterke Som o-o singlebonds.

3. Svovel (EN = 2,58) er mye mindre elektronegativenn oksygen (EN = 3,44).

4. Svovel kan utvide sitt valensskall for å holde mer enn åtteelektroner, men oksygen kan ikke.

Disse tilsynelatende små forskjellene har viktige konsekvenserfor kjemi av disse elementene.

Effekten avforskjeller I Styrken Av X – x Og X=X Bindinger

radiusen til et svovelatom er omtrent 60% større enn det avet oksygenatom.

som et resultat er det vanskeligere for svovelatomer å komme nærnok sammen for å danne bindinger. S = s dobbeltobligasjoner er derfor mye svakere Enn o=o dobbeltobligasjoner. Dobbeltbindinger Mellom svovel og oksygen eller karbonatomer kan bli funnet i forbindelser SOM SO2 og CS2 (se figur nedenfor). Men disse dobbeltbindingene er mye svakere enntilsvarende dobbeltbindinger til oksygenatomer I O3 eller CO2.Bindingsdissosiasjonen entalpi for en c = s dobbeltbinding er 477kJ / mol, for eksempel, mens bindingsdissosiasjonen entalpi for aC=o dobbeltbinding er 745 kJ / mol.

Elementært oksygen består Av O2 molekyler derhvert atom fullfører sin oktett av valenselektroner ved å dele topar elektroner med et enkelt nærliggende atom. Fordi svoveldannes ikke sterke s = s dobbeltbindinger, elementært svovel vanligvisbestår av sykliske s8 molekyler hvor hvert atomfullfører sin oktett ved å danne enkeltbindinger til to naboatomer, som vist i figuren under.

S8 molekyler kan pakke for å danne mer enn enkrystall. Den mest stabile formen av svovel består av orthorhombickrystaller av s8 molekyler, som ofte finnes i nærhetenvulkaner. Hvis disse krystallene oppvarmes til de smelter ogmolten svovel avkjøles, dannes en allotrope av svovel som består av monokliniske krystaller Av s8-molekyler. Disse monokliniske krystallene forvandler seg sakte inn i den mer stabile orthorhombiske strukturen over en tidsperiode.

tendensen til et element til å danne bindinger til seg selv kalles catenation(fra Latin catena, «kjede»). Fordisvovel danner uvanlig sterke S-s enkeltbindinger, det er bedre atcatenation enn noe element unntatt karbon. Som et resultat er teorthorhombiske og monokliniske former for svovel ikke det enesteallotroper av elementet. Allotroper av svovel eksisterer også detavviker i størrelsen på molekylene som danner krystallet. Sykliskmolekyler som inneholder 6, 7, 8, 10 og 12 svovelatomer er kjent. Svovel smelter ved 119,25 oC for å danne en gul væskedet er mindre viskøst enn vann. Hvis denne væsken er oppvarmet til 159oC, blir den til en mørk rød væske som ikke kan helles fra sinbeholder. Viskositeten til denne mørke røde væsken er 2000 ganger større enn smeltet svovel fordi de sykliske S8molekylene åpner seg og knytter sammen for å danne lange kjeder av asmany som 100.000 svovelatomer.

når svovel reagerer med et aktivt metall, kan det danne sulfidion, S2-.

dette er imidlertid ikke det eneste produktet som kan oppnås. En rekke polysulfidioner med en ladning på -2 kan produseressom varierer i antall svovelatomer i kjeden.

Effekten avforskjeller I Elektronegativiteter Av Svovel og Oksygen

fordi svovel er mye mindre elektronegativ enn oksygen, er detmer sannsynlig å danne forbindelser der den har et positivoksidasjonsnummer (se tabell nedenfor).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

i teorien kan svovel reagere MED OKSYGEN FOR Å DANNE enten so2or so3, hvis lewis – strukturer er gitt 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 for å danne SO3, frekvensen av dettereaksjonen er veldig treg. Hastigheten Av omdannelsen Av SO2into SO3 kan økes kraftig ved å tilsette anappropriate katalysator.

enorme mengder so2 produseres etter industrihvert år og deretter konvertert til so3, som kan brukes til å produsere svovelsyre, h2so4. I teorien kan svovelsyre fremstilles ved å oppløse SO3 gass ivann.

i praksis ER dette IKKE PRAKTISK. I stedet absorberes So3 i 98% H2SO4, hvor det reagerer med vannet for å danne ytterligere H2so4molekyler. Vann tilsettes etter behov for å holde konsentrasjonen av denne løsningen mellom 96% og 98% H2SO4by vekt.

Svovelsyre er langt den viktigste industriellekjemisk. Det har til og med blitt hevdet at det er en direkteforholdet mellom mengden svovelsyre et landbruker og levestandarden. Mer enn 50% avsvovelsyre produsert hvert år brukes til å lage gjødsel. Den brukes til å lage papir, syntetiske fibre og tekstiler, insektmidler, vaskemidler, tilsetningsstoffer, fargestoffer,stoffer, frostvæske, maling og emaljer, linoleum,syntetisk gummi, trykkfarger, cellofan, fotografisk film,eksplosiver, bilbatterier og metaller som magnesium, aluminium,jern og stål.

Svovelsyre dissosierer i vann for å gi HSO4-ion, som er kjent 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.

svovelsyre og svovelsyre er begge eksempler på en klasse av forbindelser kjent som oksysyrer, fordi de erbokstavelig talt syrer som inneholder oksygen. Fordi de er negative (eller anioner) som inneholder oksygen, ER SO32-og SO42 – ionene kjent som oksyanioner.Lewis-strukturer av noen av oksydene av svovel som dannermoksysyrer eller oksyanioner er gitt i tabellen nedenfor.

En av disse oxyanions fortjener spesiell omtale. Denne ion, som er kjent som tiosulfationet, dannes ved reaksjonenmellom svovel og sulfitt (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.

selv om denne notasjonen viser likheten mellomkonfigurasjoner av de to elementene, skjuler den en viktigforskjell som gjør at svovel Kan Utvide sitt valensskall til å holdemer enn åtte elektroner.

Oksygen reagerer med fluor til form AV2.

reaksjonen stopper på dette punktet fordi oksygen Kan Holde bareåtte elektroner i valensskallet, som vist i figurenunder.

Svovel reagerer med fluor for å danne SF4 og SF6, vist i figuren under, fordi svovel kan utvide sin valensskall for å holde 10 eller til og med 12 elektroner.