Post on 15-Jan-2016
description
transcript
Nepřechodné prvky 16. skupiny
p4 prvky
VI. A skupina
Chalkogeny
Kyslík
Síra
Selen
Tellur
Polonium
O S Se Te Po
Historie chalkogenů
S – známá už od středověku
1782: Müller – Te ze zlatonosné rudy
1898: P. a M.Curie – Po
ze smolince
1817: J.J. Berzelius – Se z usazeniny
v nádobě po H2SO4
chalkos = řecky ruda
gennao = řecky tvořím
S – lat. sulpur, řec. Θειο (ztělesnění ohně, blesku)
Se – selene (řec. Měsíc)
Te – tellos (řec. Země)
Po – Polonia (Polsko)
Charakteristika 16. skupiny
Se stoupajícím protonovým číslem: stoupá: ■ molární hmotnost (g / mol) ■ hustota ■ kovový charakter ■ bod tání a bod varu ■ reaktivita k O2
klesá: ■ kyselý charakter oxidů
konfigurace valenčních elektronů: ns2 np4
skupenství prvků (při 30°C): kyslík - plynné síra - - tellur - pevné - selen - - polonium
kyslík, síra = nekovy
selen, tellur = polokovy
polonium = radioaktivní kov
většina chalkogenů jsou prvky alotropnínapř. síra - kosočtverečná - jednoklonná
selen - červený - šedý
Kyslík Oxygenium O
Historie• za objevitele kyslíku jsou považováni
C. W. Scheele a J. Priestley
Kyslík objevili téměř současně 1771 - 1774 při žíháníkyslíkatých sloučenin NaNO3, MnO2, HgO
15. století - Leonardo da Vinci pozoroval, že vzduch má několik složek, z nichž jedna podporuje hoření.
1777 - A. L. Lavoasier: vytvořil název oxygenium (domníval se, že kyslík je nezbytnou složkou kyselin)
1781 - H. Cavendish: zjistil, že voda je sloučenina kyslíku a vodíku
české pojmenování prvku: J. S. Presl
O16
8
8 p+
8 n0
8 e-
8O1s2 2s2 2p4
Výskyt kyslíku
Složení vzduchu
78%
21%1%
dusík
kyslík
jiné látky
Chemický prvek O Si Al Fe Ca Na K Mg ostatní
Hmotnostní zlomek atomů prvků na Zemi(%)
49, 8 25, 8 7, 5 4, 7 3, 4 2, 6 2, 4 1, 9 2, 3
Kyslík: nejrozšířenější prvek v zemské kůře (49%) v atmosféře 23% hmotnosti, 21% objemu hydrosféra 89% hmotnosti litosféra (nerosty a horniny) makrobiogenní prvek vzniká asimilací zelených rostlin (fotosyntéza) Přírodní kyslík je směsí tří izotopů:
168O (99, 76%) 17
8O (0, 04%) 188O (0, 20%)
Vazebné možnosti kyslíku:
- elektronová konfigurace a vysoká hodnota elektronegativity(X0= 3, 5) ovlivňují vazebné možnosti kyslíku ve sloučeninách, oxidační číslo -II (v peroxidech –I)
a) anion: O2-
b) dvě kovalentní vazby: -O- (H2O) O= (CO2)c) dativní vazba: H3O+
- zvláštním případem je vazba v molekule dikyslíku ( O = O )
Fyzikální vlastnosti:■ elementární kyslík ve dvou formách: dikyslík O2 a trikyslík (ozon) O3
■ bezbarvý plyn■ těžší než vzduch■ při teplotě -183°C kondenzuje na modrou kapalinu
Ozon O3
■ namodralý plyn■ ostrého zápachu■ jedovatý
O2 O3
Teplota tání °C
-219 -193
Teplota varu °C
-183 -112
Vznik ozonu
• UV záření-naráží na molekuly kyslíku a rozbíjí je na dva atomy kyslíku
• Volné atomy kyslíku reagují s O2 a vytvářejí molekuly ozonu
Výskyt ozonu
• Nachází se v 10-50 km nad zemí• Nejvíce zkoncentrován ve stratosféře (23-24 km)
Ozonová díra
• pokles koncentrace ozonu
• ztenčování ozonové vrstvy
• ozonovou díru mají na svědomí mimo jiné halony a freony
Chemické vlastnosti kyslíku: O2
■ velmi reaktivní■ reaguje téměř se všemi prvky (výjimkou jsou halogeny, vzácné plyny a některé přechodné kovy)■ hoření (prudká oxidace za vývoje tepla a světla)
O3
■ vzniká v horních vrstvách atmosféry účinkem kosmického záření na dikyslík O2 + O → O3
■ reaguje prudčeji než dikyslík O3 + 2 KI + H2O → I2 + 2 KOH + O2
Výroba kyslíku:■ frakční destilací zkapalněného vzduchu
elektrolýzou vody: katoda: 4 H3O+ + 4 e- → 4 H2O + 2 H2
anoda: 4 OH- → 2 H2O + O2 + 4 e-
Příprava kyslíku1)tepelný rozklad sloučenin (Mn02) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
2) redukce kyslíkatých sloučenin 2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O
5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3H2SO4 → → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O
3) elektrolýzou vody v Hoffmanově přístroji
Použití kyslíku:O2
sváření a řezání kovů kyslíkové přístroje ve zdravotnictví, letectví, hornictví, kosmonautice k pohonu raket (kapalný kyslík) k urychlení chemických procesů (výroba oceli)
O3
dezinfekce H2O a vzduchu bělení textilních vláken
Binární sloučeniny kyslíku:- oxidy, - peroxid vodíku, - peroxidy kovů
Oxidy: OII-
rozdělení: a) podle struktury molekulové oxidy (mezi jednotlivými molekulami existují většinou jen slabé van der Waalsovy interakce)-oxidy nekovů např. CO, CO2, NO, NO2, SO2 kovalentní krystaly (atomy tvoří trojrozměrné mřížky, pevné látky, velmi tvrdénapř. SiO2, Al2O3, Fe2O3
iontové krystaly (pevné látky, v pevném stavu elektricky nevodivé, v tavenině vedou elektrický proud např. Na2O, BaO
b) podle acidobazických vlastností oxidy kyselé CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + H2O některé reagují s H2O → kyselin (kyselinotvorné) SO3 + H2O → H2SO4 oxidy zásadité CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2Oněkteré reagují s H2O → hydroxid (zásadotvorné) CaO + H2O → Ca(OH)2
oxidy amfoterníreagují s kyselinami i se zásadami vzniká sůl a vodaAl2O3 + 6 H2O → 2 AlCl3 + 3 H2OAl2O3 + 2 NaOH + 3H2O → 2 Na[Al(OH)4]
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2OZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
oxidy netečnénereagují s vodou, kyselinami ani zásádaminapř. CO, NO, N2O, ClO2
Peroxid vodíku:
H2O2 H – O – O – H O-I (O2-II)
■ velmi reaktivní, bezbarvá kapalina, ■ nestálý 2 H2O2 → 2 H2O + O2
(ovlivnění rozkladu:zpomalit H3PO4, H2SO4
zrychlit MnO2, krev, světlo, teplo ■ oxidační účinky PbS + 4 H2O2 → PbSO4 + 4 H2O 2 KI + H2O2 + 2 HCl → 2 H2O + I2 + 2 KCl ■ redukční účinky Ag2O + H2O2 → 2 Ag + H2O + O2
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O
Laboratorní příprava:
BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2
Použití: bělící a dezinfekční prostředek 3% roztok v lékařství kadeřnictví