chimia oxigenului și a sulfului

chimia oxigenului

oxigenul este cel mai abundent element de pe această planetă. Crusta pământului este de 46,6% oxigen în greutate, oceanele sunt de 86% oxigen în greutate, iar atmosfera este de 21% oxigen în volum. Thename oxygen provine din tulpinile grecești oxys,” acid „și gennan,” pentru a forma orgenerate.”Astfel, oxigenul înseamnă literalmente” acidfost.”Acest nume a fost introdus de Lavoisier, care a observatcă compușii bogați în oxigen,cum ar fi SO2 și P4O10, se dizolvă în apă pentru a da acizi.

configurația electronică a unui atom de oxigen 2s22p4sugerează că atomii neutri de oxigen pot obține un octet de electroni de valență prin împărțirea a două perechi de electroni pentru a forma o legătură dublă O=O, așa cum se arată în figura de mai jos.

conform acestei structuri Lewis, toți electronii din molecula de O2 sunt împerecheați. Prin urmare, compusul trebuie să fie diamagnetic ar trebui respins de câmpul amagnetic. Experimental, se constată că O2 este paramagnetic este atras de un câmp magnetic. Acest lucru poate fi explicat prin presupunerecă există doi electroni nepereche în orbitalii * antibondingmoleculari ai moleculei O2.

la temperaturi sub-183oc, O2condensează pentru a forma un lichid cu o culoare caracteristică albastru deschis care rezultă din absorbția luminii cu o lungime de undă de630 nm. Această absorbție nu este văzută în faza gazoasă și este relativ slabă chiar și în lichid, deoarece necesită ca trei corpuri două molecule de O2 și un foton să se ciocnească simultan, ceea ce este un fenomen foarte rar, chiar și în faza lichidă.

chimia ozonului

molecula O2 nu este singura formă elementară de oxigen. În prezența fulgerului sau a unei alte surse de aspark, moleculele de O2 se disociază pentru a forma atomi de oxigen.

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

whose Lewis structura este prezentată în figurăde mai jos.

oxigenul (O2) și ozonul (O3) sunt exemple de alotropi (din greacă însemnând „în altă manieră”). Prin definiție, alotropii sunt diferitiforme ale unui element. Deoarece au structuri diferite,alotropii au proprietăți chimice și fizice diferite (Vezi mai jos).

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. (Mirosul curat caracteristic asociat furtunilor de vară estedatorită formării unor cantități mici de O3.)

expunerea la O3 la concentrații mai mari duce latuse, bătăi rapide ale inimii, dureri în piept și dureri generale ale corpului. La concentrații mai mari de 1 ppm, ozonul este toxic.

una dintre proprietățile caracteristice ale ozonului este abilitateapentru a absorbi radiațiile în porțiunea ultravioletă a spectrului (> 300 nm), oferind astfel un filtru care ne protejeazăexpunerea la radiații ultraviolete de mare energie emise de soare.Putem înțelege importanța acestui filtru dacă ne gândimce se întâmplă atunci când radiația de la soare este absorbită de pielea noastră.

radiația electromagnetică în porțiunile infraroșii, vizibile și cu energie redusă ale spectrului ultraviolet (< 300 nm)transportă suficientă energie pentru a excita un electron dintr-o moleculă într-un orbital de energie mai mare. Acest electron cade în cele din urmă înorbitalul din care a fost excitat și energia este eliberată țesutului înconjurător sub formă de căldură. Oricine a suferit de arsuri solare poate aprecia consecințele dureroase ale cantităților excesive ale acestei radiații.

radiația în porțiunea de mare energie a spectrului ultraviolet ( 300 nm) are un efect diferit atunci când este absorbită.Această radiație transportă suficientă energie pentru a ioniza atomii saumolecule. Ionii formați în aceste reacții au un număr imparde electroni și sunt extrem de reactivi. Acestea pot provoca daune permanente țesutului celular și pot induce procese care, eventual, duc la cancer de piele. Cantități relativ mici din această radiațiepoate avea, prin urmare, efecte drastice asupra țesutului viu.

în 1974, Molina și Rowland au subliniat că clorofluorocarburile,cum ar fi CFCl3 și CF2Cl2, care au fost utilizate ca agenți frigorifici și ca propulsori în aerosoli, începeau să se acumuleze în atmosferă. Întratosferă, la altitudini de 10 până la 50 km deasupra suprafeței pământului, clorofluorocarburile se descompun pentru a forma atomi de Cl și oxizi de clor, cum ar fi ClO, atunci când absorb lumina soarelui. Atomii clși moleculele ClO au un număr impar de electroni, așa cum se arată înfigura de mai jos.

ca urmare, aceste substanțe sunt neobișnuit de reactive. În atmosferă, reacționează cu ozonul sau cu atomii de oxigen care sunt necesari pentru a forma ozonul.

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 radiații ultraviolete.

oxigenul ca agent anoxidant

fluorul este singurul element care este mai electronegativ decâtoxigen. Ca rezultat, oxigenul câștigă electroni în aproape toate salereacții chimice. Fiecare moleculă O2 trebuie să câștige patruelectroni pentru a satisface octeții celor doi atomi de oxigen fără a împărți electroni, așa cum se arată în figura de mai jos.

oxigenul oxidează metalele pentru a forma săruri în care atomii de oxigen sunt prezenți formal ca O2 – ioni. Rugina se formează, de exemplu, atunci când fierul reacționează cu oxigenul în prezența apei pentru a da o sare care conține formal ionii Fe3+și O2 -, cu o medie de trei molecule de apă coordonate fiecărui ioni Fe3+ din acest solid.

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

oxigenul este exemplul perfect de agent oxidant, deoarece crește starea de oxidare a aproape oricărei substanțe cu care reacționează. În cursul reacțiilor sale, oxigenul esteredus. Prin urmare, substanțele cu care reacționează se reducagenți.

peroxizi

este nevoie de patru electroni pentru a reduce o moleculă de O2 Lao pereche de ioni de O2. Dacă reacția se oprește după ce O2molecula a câștigat doar doi electroni, se produce ionul O22 prezentat în figura de mai jos.

acest ion are doi electroni mai mult decât o o2moleculă neutră, ceea ce înseamnă că atomii de oxigen trebuie să împartă doar o singură pereche de electroni de legătură pentru a obține un octet de valenceelectroni. Ionul O22 se numește peroxidion, deoarece compușii care conțin acest ion sunt neobișnuit de bogațioxigen. Nu sunt doar oxizi Sunt peroxizi (hy -).

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. Dar această teorie nu poate prezice dacă cei patru atomi ar trebui să se afle în același plan sau dacă molecula ar trebui vizualizată ca situată în două planuri care se intersectează. Determinarea experimentalăstructura lui H2O2 este prezentată în figura de mai jos.

unghiul legăturii H-O-O în această moleculă este doar puțin mai mare decât unghiul dintre o pereche de atomi adiacenți 2p pe atomul de oxigen și unghiul dintre planecare formează molecula este puțin mai mare decât 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.

această reacție este relativ lentă, totuși, în absența acatalizatorului, cum ar fi praful sau o suprafață metalică. Principalele utilizări aleh2o2 se învârt în jurul oxidării sale ability.It se utilizează în soluții diluate (3%) ca dezinfectant. În mai multesoluții concentrate (30%), este utilizat ca agent de înălbire pentrupăr, blană, piele sau pulpa de lemn utilizată pentru fabricarea hârtiei. În soluții foarte concentrate, H2O2 a fost utilizat ca combustibil pentru rachete din cauza ușurinței cu care se descompune pentru a da 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.

chimia sulfului

deoarece sulful este direct sub oxigen în tabelul periodic,aceste elemente au configurații electronice similare. Ca rezultat,sulful formează mulți compuși care sunt analogi ai compușilor de oxigen, așa cum se arată în tabelul de mai jos. Exemplele din acest tabel arată modul în careprefixul tio-poate fi utilizat pentru a indica compuși în caresulfur înlocuiește un atom de oxigen. Ion tiocianat(SCN -), de exemplu, este analogul conținând sulf al Ion cianat (OCN -).

Oxygen Compounds and Their Sulfur Analogs

există patru diferențe principale între chimia sulfului și oxigen.

1. O = o legături duble sunt mult mai puternice decât s=s legături duble.

2. Legăturile simple S-S sunt aproape de două ori mai puternice decât o-o singlebonds.

3. Sulful (EN = 2,58) este mult mai puțin electronegativdecât oxigenul (EN = 3,44).

4. Sulful își poate extinde coaja de valență pentru a deține mai mult de optelectroni, dar oxigenul nu poate.

aceste diferențe aparent minore au consecințe importantepentru chimia acestor elemente.

efectul diferențelor în puterea legăturilor X-X și X = X

raza unui atom de sulf este cu aproximativ 60% mai mare decât cea a unui atom de oxigen.

ca rezultat, este mai greu pentru atomii de sulf să se apropie suficient de mult pentru a forma legături. Prin urmare, legăturile duble S=S sunt mult mai slabe decât legăturile duble O=O.

legăturile duble dintre sulf și atomii de oxigen sau carbon pot fi găsite în compuși precum SO2 și CS2 (vezi figura de mai jos). Dar aceste legături duble sunt mult mai slabe decâtlegături duble echivalente cu atomii de oxigen din O3 sau CO2.Entalpia de disociere a legăturii pentru o legătură dublă C=S este de 477kj/mol, de exemplu, în timp ce entalpia de disociere a legăturii pentru aC=o legătură dublă este de 745 kJ/mol.

oxigenul elementar este format din molecule de O2 în carefiecare atom își completează octetul de electroni de valență prin împărțirea a două perechi de electroni cu un singur atom vecin. Deoarece sulfulnu formează legături duble puternice S=S, sulful elementar constă de obicei din molecule ciclice S8 în care fiecare atom își completează octetul formând legături simple la doi vecini, așa cum se arată în figura de mai jos.

moleculele S8 se pot împacheta pentru a forma mai mult de unacristal. Cea mai stabilă formă de sulf constă din ortorombiccristale ale moleculelor S8, care se găsesc adesea în apropierevulcani. Dacă aceste cristale sunt încălzite până se topesc și apoi se răcește sulful topit, se formează un alotrop de sulf format din cristale monoclinice de molecule S8. Aceste cristale monoclinice se transformă încet în structura ortorombică mai stabilă pe o perioadă de timp.

tendința unui element de a forma legături cu el însuși se numește catenare(din latinescul catena, „lanț”). Deoarecesulfur formează legături unice S-S neobișnuit de puternice, este mai bine atcatenation decât orice element, cu excepția carbonului. Ca rezultat, formele theorhombice și monoclinice de sulf nu sunt singurelealotropii elementului. Alotropii de sulf există, de asemeneadiferă în mărimea moleculelor care formează cristalul. Sunt cunoscute moleculele ciclice care conțin 6, 7, 8, 10 și 12 atomi de sulf.

sulful se topește la 119,25 oC pentru a forma un lichid galbencare este mai puțin vâscos decât apa. Dacă acest lichid este încălzit la 159oc, acesta se transformă într-un lichid roșu închis care nu poate fi turnat din elcontainer. Vâscozitatea acestui lichid roșu închis este de 2000 de ori mai mare decât cea a sulfului topit, deoarece S8moleculele ciclice se deschid și se leagă împreună pentru a forma lanțuri lungi de 100.000 de atomi de sulf.

când sulful reacționează cu un metal activ, acesta poate forma ionul sulfuric, S2-.

acesta nu este totuși singurul produs care poate fi obținut. Se poate produce o varietate de ioni de polisulfură cu o încărcătură de -2care diferă în numărul de atomi de sulf din lanț.

efectul diferențelor în electronegativitățile sulfului și oxigenului

deoarece sulful este mult mai puțin electronegativ decât oxigenul, este mai probabil să formeze compuși în care are un număr de oxidare pozitiv (vezi tabelul de mai jos).

Common Oxidation Numbers for Sulfur

în teorie, sulful poate reacționa cu oxigenul pentru a forma fie SO2SAU SO3, ale căror structuri Lewis sunt date în figura de mai jos.

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 cu O2 pentru a forma SO3, rata de thisreaction este foarte lent. Rata de conversie a SO2into SO3 poate fi mult crescută prin adăugarea unui catalizator adecvat.

cantități enorme de SO2 sunt produse de industrie în fiecare an și apoi convertite în SO3, care pot fi utilizatepentru a produce acid sulfuric, H2SO4. În teorie, acidul sulfuric poate fi obținut prin dizolvarea gazului SO3 înapă.

în practică, acest lucru nu este convenabil. În schimb, SO3 este absorbit în 98% H2SO4, unde reacționează cu apa pentru a forma H2so4molecule suplimentare. Apoi se adaugă apă, după cum este necesar, pentru a menține concentrația acestei soluții între 96% și 98% H2SO4 din greutate.

acidul Sulfuric este de departe cel mai important industrial chimic. S-a susținut chiar că există o direcțierelația dintre cantitatea de acid sulfuric pe care o țarăconsume și nivelul său de trai. Mai mult de 50% dinacidul sulfuric produs în fiecare an este utilizat pentru a face îngrășăminte. Therest este folosit pentru a face hârtie, fibre sintetice și textile,insecticide, detergenți, aditivi pentru hrana animalelor, coloranți, medicamente,antigel, vopsele și emailuri, linoleum, cauciuc sintetic,cerneluri de imprimare, celofan, film fotografic, explozivi,baterii auto și metale precum magneziu, aluminiu, fier și oțel.

acidul Sulfuric se disociază în apă pentru a da ionul HSO4, cunoscut sub numele de hidrogen sulfat sau bisulfat.

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.

acidul sulfuric și acidul sulfuros sunt ambele exemple ale unei clase de compuși cunoscuți sub numele de oxiacizi, deoarece sunt literalmente acizi care conțin oxigen. Deoarece sunt ioni negativi (sau anioni) care conțin oxigen, ionii SO32 și SO42 sunt cunoscuți sub numele de oxianioni.Structurile Lewis ale unora dintre oxizii de sulf care formeazăoxiacizi sau oxianioni sunt date în tabelul de mai jos.

unul dintre acești oxianioni merită o mențiune specială. Acest ion, cunoscut sub numele de Ion tiosulfat, este format din reacțieîntre sulf și ionul sulfit (SO32 -).

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.

deși această notație arată similitudinea dintre cele două elemente, ascunde o diferență importantă care permite sulfului să-și extindă învelișul de valență pentru a ține mai mult de opt electroni.

oxigenul reacționează cu fluorul pentru a forma OF2.

reacția se oprește în acest moment, deoarece oxigenul poate deține doar opt electroni în învelișul său de valență, așa cum se arată în figura de mai jos.

sulful reacționează cu fluorul pentru a forma SF4 și SF6,prezentat în figura de mai jos, deoarece sulful își poate extinde valența pentru a deține 10 sau chiar 12 electroni.