Atome haben 6 Elektronen in sp-Orbitalen der äußeren Ebene. In der Reihe der Elemente O-S-Se-Te-Po nehmen Ionisierungsenergie und Elektronegativität ab, die Größe von Atomen und Ionen nimmt zu, reduzierende Eigenschaften nehmen zu und nichtmetallische Eigenschaften werden schwächer. In Bezug auf EO steht Sauerstoff nach Fluor an zweiter Stelle. Andere Elemente (-1), (-2) mit Metallen, mit Nichtmetallen (+4), (+6) In lebenden Organismen - O S Se (-2)
Chem. St.
Sauerstoff.
4K + O2 > 2K2O
2Sr + O2 > 2SrO
2NO + O2 > 2NO2
CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O
2Na + O2 > Na2O2
2BaO + O2 > 2BaO2
H2 + O2 > H2O2
Na2O2 + O2 > 2NaO2
Selen ist ein Analogon von Schwefel. Ebenso wie Schwefel kann es an der Luft verbrannt werden. Brennt mit blauer Flamme und verwandelt sich in SeO2-Dioxid. Nur SeO2 ist kein Gas, sondern eine kristalline Substanz, die in Wasser gut löslich ist. Es ist nicht schwieriger, selenige Säure (SeO2 + H2O > H2SeO3) zu gewinnen als schweflige Säure. Und indem sie mit einem starken Oxidationsmittel (z. B. HClO3) darauf einwirken, erhalten sie Selensäure H2SeO4, die fast so stark ist wie Schwefelsäure. Chemisch gesehen ist Tellur weniger aktiv als Schwefel. Es löst sich in Alkalien, ist anfällig für die Einwirkung von Salpeter- und Schwefelsäure, ist jedoch in verdünnter Salzsäure schlecht löslich. Tellurmetall beginnt bei 100 °C mit Wasser zu reagieren und oxidiert in Pulverform bereits bei Raumtemperatur an der Luft zum Oxid Te02. Beim Erhitzen an der Luft verbrennt Tellur unter Bildung von TeO2. Diese starke Verbindung ist weniger flüchtig als Tellur selbst. Um Tellur von Oxiden zu reinigen, werden diese daher mit fließendem Wasserstoff bei 500–600 °C reduziert. Im geschmolzenen Zustand ist Tellur recht inert, daher werden beim Schmelzen Graphit und Quarz als Behältermaterialien verwendet.
Poloniummetall oxidiert schnell an der Luft. Bekannt sind Poloniumdioxid (PoO2)x und Poloniummonoxid PoO. Bildet mit Halogenen Tetrahalogenide. Bei Einwirkung von Säuren geht es unter Bildung rosafarbener Po2+-Kationen in Lösung:
Po + 2HCl > PoCl2 + H2^.
Wenn Polonium in Gegenwart von Magnesium in Salzsäure gelöst wird, entsteht Wasserstoffpolonid:
Po + Mg + 2HCl > MgCl2 + H2Po,
9. Sauerstoff- das häufigste Element auf der Erde, sein Anteil (in verschiedenen Verbindungen, hauptsächlich Silikaten) macht etwa 47,4 % der Masse der festen Erdkruste aus. Meer- und Süßwasser enthalten eine große Menge an gebundenem Sauerstoff – 88,8 % (Massenanteil), in der Atmosphäre beträgt der Gehalt an freiem Sauerstoff 20,95 Volumenprozent und 23,12 Massenprozent. Mehr als 1.500 Verbindungen in der Erdkruste enthalten Sauerstoff. Sauerstoff ist Bestandteil vieler organischer Substanzen und kommt in allen lebenden Zellen vor. Bezogen auf die Anzahl der Atome in lebenden Zellen beträgt sie etwa 25 %, nach Massenanteil etwa 65 %. Sauerstoff ist ein chemisch aktives Nichtmetall und das leichteste Element aus der Gruppe der Chalkogene. Der einfache Stoff Sauerstoff (CAS-Nummer: 7782-44-7) ist unter Normalbedingungen ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas, dessen Molekül aus zwei Sauerstoffatomen besteht (Formel O2), weshalb er auch Disauerstoff genannt wird. Flüssiger Sauerstoff hat eine hellblaue Farbe. Derzeit wird in der Industrie Sauerstoff aus der Luft gewonnen. Labore verwenden industriell hergestellten Sauerstoff, der in Stahlflaschen unter einem Druck von etwa 15 MPa bereitgestellt wird. Die wichtigste Labormethode zu seiner Herstellung ist die Elektrolyse wässriger Alkalilösungen. Kleine Mengen Sauerstoff können auch durch Reaktion einer Kaliumpermanganatlösung mit einer angesäuerten Wasserstoffperoxidlösung gewonnen werden. Auch Sauerstoffanlagen auf Basis der Membran- und Stickstofftechnologie sind in der Industrie bekannt und erfolgreich im Einsatz. Beim Erhitzen zerfällt Kaliumpermanganat KMnO4 zu Kaliummanganat K2MnO4 und Mangandioxid MnO2 unter gleichzeitiger Freisetzung von Sauerstoffgas O2:
2KMnO4 > K2MnO4 + MnO2 + O2^
Unter Laborbedingungen wird es auch durch die katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid H2O2 gewonnen:
2H2O2 > 2H2O + O2^
Der Katalysator ist Mangandioxid (MnO2) oder ein Stück rohes Gemüse (sie enthalten Enzyme, die den Abbau von Wasserstoffperoxid beschleunigen). Sauerstoff kann auch durch die katalytische Zersetzung von Kaliumchlorat (Berthollet-Salz) KClO3 gewonnen werden:
2KClO3 > 2KCl + 3O2^
MnO2 fungiert auch als Katalysator
Physikalische Eigenschaften von Sauerstoff
Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas. 1 Liter davon wiegt 1,429 g, etwas schwerer als Luft. Schwer löslich in Wasser (4,9 ml/100 g bei 0 °C, 2,09 ml/100 g bei 50 °C) und Alkohol (2,78 ml/100 g). Es löst sich gut in geschmolzenem Silber (22 Volumenteile O2 in 1 Volumenteil Ag bei 961 °C). Ist paramagnetisch. Wenn gasförmiger Sauerstoff erhitzt wird, erfolgt seine reversible Dissoziation in Atome: bei 2000 °C – 0,03 %, bei 2600 °C – 1 %, bei 4000 °C – 59 %, bei 6000 °C – 99,5 %. Flüssiger Sauerstoff (Siedepunkt? 182,98 °C) ist eine blassblaue Flüssigkeit. Fester Sauerstoff (Schmelzpunkt? 218,79 °C) – blaue Kristalle
Chem. Heilige
Als starkes Oxidationsmittel interagiert es mit fast allen Elementen und bildet Oxide. Oxidationszustand?2. Die Oxidationsreaktion verläuft in der Regel unter Wärmeabgabe und beschleunigt sich mit steigender Temperatur. Beispiel für Reaktionen, die bei Raumtemperatur ablaufen:
4K + O2 > 2K2O
Oxidiert Verbindungen, die Elemente mit weniger als der maximalen Oxidationsstufe enthalten:
2NO + O2 > 2NO2
Oxidiert die meisten organischen Verbindungen:
CH3CH2OH + 3O2 > 2CO2 + 3H2O
Unter bestimmten Bedingungen ist es möglich, eine organische Verbindung mild zu oxidieren:
CH3CH2OH + O2 > CH3COOH + H2O
Sauerstoff oxidiert Au und Pt, Halogene und Inertgase nicht.
Sauerstoff bildet Peroxide mit der Oxidationsstufe 1. Peroxide entstehen beispielsweise durch die Verbrennung von Alkalimetallen in Sauerstoff:
2Na + O2 > Na2O2
Einige Oxide absorbieren Sauerstoff:
2BaO + O2 > 2BaO2
Nach der von A. N. Bach und K. O. Engler entwickelten Verbrennungstheorie erfolgt die Oxidation in zwei Stufen unter Bildung einer intermediären Peroxidverbindung. Diese Zwischenverbindung kann beispielsweise isoliert werden, wenn eine Flamme aus brennendem Wasserstoff mit Eis gekühlt wird. Dabei entsteht Wasserstoffperoxid zusammen mit Wasser:
H2 + O2 > H2O2
Superoxide haben eine Oxidationsstufe von 1/2, also ein Elektron pro zwei Sauerstoffatome (O2 – Ion). Erhalten durch Reaktion von Peroxiden mit Sauerstoff bei erhöhten Drücken und Temperaturen:
Na2O2 + O2 > 2NaO2
KOH(fest) + O3 > KO3 + KOH + O2
Das Dioxygenylion O2+ hat eine Oxidationsstufe von +1/2. Erhalten durch die Reaktion: PtF6 + O2 > O2PtF6
Sauerstofffluoride
Sauerstoffdifluorid, OF2-Oxidationsstufe +2, wird hergestellt, indem Fluor durch eine Alkalilösung geleitet wird:
2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O
Sauerstoffmonofluorid (Dioxydifluorid), O2F2, ist instabil, Oxidationsstufe +1. Es wird aus einem Gemisch aus Fluor und Sauerstoff in einer Glimmentladung bei einer Temperatur von -196 °C gewonnen. Durch Leiten einer Glimmentladung durch eine Mischung aus Fluor und Sauerstoff bei einem bestimmten Druck und einer bestimmten Temperatur werden Mischungen der höheren Sauerstofffluoride O3F2, O4F2, O5F2 und O6F2 erhalten. Sauerstoff unterstützt die Prozesse der Atmung, Verbrennung und des Zerfalls. In seiner freien Form liegt das Element in zwei allotropen Modifikationen vor: O2 und O3 (Ozon). Ozon entsteht bei vielen Prozessen, die mit der Freisetzung von atomarem Sauerstoff einhergehen, beispielsweise bei der Zersetzung von Peroxiden, der Oxidation von Phosphor usw. In In der Industrie wird es in Ozonisatoren durch Einwirkung einer elektrischen Entladung aus Luft oder Sauerstoff gewonnen. O3 verflüssigt sich leichter als O2 und ist daher leicht zu trennen. Ozon für die Ozontherapie in der Medizin wird ausschließlich aus reinem Sauerstoff gewonnen. Wenn Luft mit harter ultravioletter Strahlung bestrahlt wird, entsteht Ozon. Der gleiche Prozess findet in den oberen Schichten der Atmosphäre statt, wo die Ozonschicht durch Sonneneinstrahlung gebildet und aufrechterhalten wird.
Physikalische Eigenschaften von Ozon
Molekulargewicht – 47,998 a.u.m.
Die Dichte von Gas beträgt unter normalen Bedingungen 1,1445 kg/m3. Relative Gasdichte für Sauerstoff 1,5; auf dem Luftweg - 1,62 (1,658).
Flüssigkeitsdichte bei -183 °C – 1,71 kg/m3
Siedepunkt -111,9 °C. Flüssiges Ozon ist dunkelblau.
Schmelzpunkt -251,4 °C. Im festen Zustand hat es eine schwarze und blaue Farbe.
Die Löslichkeit in Wasser bei 0 °C beträgt 0,394 kg/m3 (0,494 l/kg) und ist damit zehnmal höher als die von Sauerstoff.
Im gasförmigen Zustand ist Ozon diamagnetisch, im flüssigen Zustand ist es schwach paramagnetisch.
Der Geruch ist scharf, spezifisch „metallisch“ (laut Mendelejew – „der Geruch von Krebsen“).
Chemisch Heiliges Ozon.
Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel, das viel reaktiver ist als zweiatomiger Sauerstoff. Oxidiert fast alle Metalle (außer Gold, Platin und Iridium) zu ihren höchsten Oxidationsstufen. Oxidiert viele Nichtmetalle.
2 Cu2+(aq) + 2 H3O+(aq) + O3(g) > 2 Cu3+(aq) + 3 H2O(l) + O2(g)
Ozon erhöht den Oxidationsgrad von Oxiden:
NO + O3 > NO2 + O2
Die Ozonbildung erfolgt durch eine reversible Reaktion:
3O2 + 68 kcal (285 kJ)<>2O3.
salzbildende Oxide:
basische Oxide (zum Beispiel Natriumoxid Na2O, Kupfer(II)-oxid CuO): Metalloxide mit der Oxidationsstufe I-II;
saure Oxide (zum Beispiel Schwefeloxid(VI) SO3, Stickoxid(IV) NO2): Metalloxide mit Oxidationsstufe V-VII und Nichtmetalloxide;
amphotere Oxide (zum Beispiel Zinkoxid ZnO, Aluminiumoxid Al2O3): Metalloxide mit Oxidationsstufe III-IV und Ausschluss (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Nicht salzbildende Oxide: Kohlenoxid (II) CO, Stickoxid (I) N2O, Stickoxid (II) NO, Siliziumoxid (II) SiO.
Chem. Saints osn ok
1. Basisches Oxid + Säure = Salz + Wasser
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O (Phosphorsäure oder starke Säure).
2. Starkes basisches Oxid + Wasser = Alkali
CaO + H2O = Ca(OH)2
3. Stark basisches Oxid + saures Oxid = Salz
CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2
Na2O + CO2 = Na2CO3
4. Basisches Oxid + Wasserstoff = Metall + Wasser
CuO + H2 = Cu + H2O (Hinweis: Das Metall ist weniger reaktiv als Aluminium).
Chem. Heiliger Kuss, ok
1. Saures Oxid + Wasser = Säure
SO3 + H2O = H2SO4
Einige Oxide wie SiO2 reagieren nicht mit Wasser, sodass ihre Säuren indirekt gewonnen werden.
2. Saures Oxid + basisches Oxid = Salz
CO2 + CaO = CaCO3
3. Säureoxid + Base = Salz + Wasser
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Handelt es sich bei dem Säureoxid um ein Anhydrid einer mehrbasigen Säure, ist die Bildung saurer oder mittlerer Salze möglich:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3v + H2O
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
4. Nichtflüchtiges Oxid + Salz1 = Salz2 + flüchtiges Oxid
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2^
10. Wasser (Wasserstoffoxid)- eine transparente Flüssigkeit, die farblos (in kleinen Mengen) und geruchlos ist. Chemische Formel: H2O. Im festen Zustand spricht man von Eis oder Schnee, im gasförmigen Zustand von Wasserdampf. Etwa 71 % der Erdoberfläche sind mit Wasser bedeckt (Ozeane, Meere, Seen, Flüsse, Eis an den Polen). Es ist ein gutes hochpolares Lösungsmittel. Unter natürlichen Bedingungen enthält es immer gelöste Stoffe (Salze, Gase). Wasser ist von zentraler Bedeutung für die Entstehung und Erhaltung des Lebens auf der Erde, für die chemische Struktur lebender Organismen sowie für die Entstehung von Klima und Wetter. Wasser weist eine Reihe ungewöhnlicher Eigenschaften auf: Wenn Eis schmilzt, erhöht sich seine Dichte (von 0,9 auf 1 g/cm?). Bei fast allen anderen Stoffen nimmt die Dichte beim Schmelzen ab. Beim Erhitzen von 0 °C auf 4 °C (genauer gesagt 3,98 °C) zieht sich Wasser zusammen. Dadurch können Fische in eiskalten Gewässern leben: Wenn die Temperatur unter 4 °C sinkt, bleibt kälteres Wasser, da es weniger dicht ist, an der Oberfläche und gefriert, und unter dem Eis bleibt eine positive Temperatur bestehen. Hohe Temperatur und spezifische Schmelzwärme (0 °C und 333,55 kJ/kg), Siedepunkt (100 °C) und spezifische Verdampfungswärme (2250 KJ/kg) im Vergleich zu Wasserstoffverbindungen mit ähnlichem Molekulargewicht. Hohe Wärmekapazität von flüssigem Wasser. Hoch viskos. Hohe Oberflächenspannung. Negatives elektrisches Potential der Wasseroberfläche. Je nach Bundesland werden unterschieden:
Fest - Eis
Flüssiges Wasser
Gasförmig - Wasserdampf. Sowohl Sauerstoff als auch Wasserstoff haben natürliche und künstliche Isotope. Abhängig von der Art der im Molekül enthaltenen Isotope werden folgende Wasserarten unterschieden: Leichtes Wasser (nur Wasser), Schweres Wasser (Deuterium) und Superschweres Wasser (Tritium). Wasser ist das häufigste Lösungsmittel auf der Erde und bestimmt maßgeblich die Natur der irdischen Chemie als Wissenschaft. Der größte Teil der Chemie begann in ihren Anfängen als Wissenschaft genau als Chemie wässriger Stofflösungen. Es wird manchmal als Ampholyt betrachtet – sowohl eine Säure als auch eine Base zugleich (Kation H+, Anion OH-). In Abwesenheit von Fremdstoffen im Wasser ist die Konzentration von Hydroxidionen und Wasserstoffionen (oder Hydroniumionen) gleich, pKa ? OK. 16. Wasser selbst ist unter normalen Bedingungen relativ inert, aber seine hochpolaren Moleküle lösen Ionen und Moleküle und bilden Hydrate und kristalline Hydrate. Die Solvolyse und insbesondere die Hydrolyse kommen in der lebenden und unbelebten Natur vor und werden in der chemischen Industrie häufig eingesetzt. Aquakomplexe, Koordination. Verbindungen, die einen oder mehrere Liganden enthalten. Wassermoleküle. Letzteres ist über ein Sauerstoffatom mit dem Zentrum, einem Metallatom, verbunden. Man unterscheidet zwischen kationischem Typ (z. B. [Co(H2O)6]C12), anionischem Typ (z. B. K[Cr(H2O)2(OH)4]) und Nicht-Elektrolyt-Komplexen (z. B. ) .A. im Plural Fälle werden in wässrigen Lösungen leicht aus anderen Koordinationen gebildet. Anschl. als Folge der intrasphärischen Substitution, der Hydratation von Kationen sowie der Addition von H2O-Molekülen. Im letzteren Fall die Koordination Zahlenzentrum Atom kann zum Beispiel zunehmen. durch Addition zweier Wassermoleküle an die [AuCl4]- oder --Anionen. In labilen A. aqua-Gruppen gehen Austauschprozesse mit hoher Geschwindigkeit ein. Somit beträgt die Zeit für den nahezu vollständigen Isotopenaustausch von H2O gegen 18H2O in [A1(H2O)6]3+, 3+ usw. ca. 1 Stunde. 1 Minute. Zum Beispiel für stabiles A. [Cr(H2O)6]C13, Halbwertszeit beim Isotopenaustausch – ca. 40 Stunden bei 25°C.A. haben saure Eigenschaften, zum Beispiel: [A1(H20)6]3+[A1(H20)5OH]2+ + H + Für 3+ Säuredissoziation pK 5,86, für [Co(NH3)H2O]3+ -5,69, für 4+ -4,00. Eine Wasserstoffbindung ist eine intermolekulare Bindung, die durch die teilweise Aufnahme eines freien Elektronenpaars eines Atoms durch ein Wasserstoffatom entsteht, das nicht durch eine chemische Bindung mit ihm verbunden ist. Autoprotolyse ist ein reversibler Prozess der Bildung einer gleichen Anzahl von Kationen und Anionen aus ungeladenen Molekülen einer flüssigen Einzelsubstanz aufgrund der Übertragung eines Protons von einem Molekül auf ein anderes. Aufgrund thermischer Schwingungen kann ein Wasserstoffatom, das eine Wasserstoffbrücke bildet, vorübergehend eine Zwischenposition zwischen den Sauerstoffatomen einnehmen. Aus einem Teilchen mit einem solchen Wasserstoffatom können mit gleicher Wahrscheinlichkeit sowohl anfängliche Wassermoleküle, die durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden sind, als auch zwei Ionen gebildet werden: ein Hydroxidion und ein Oxoniumion. Das heißt, in Wasser findet die Reaktion 2H2O = H3O + OH statt.
Auch der umgekehrte Prozess findet leicht statt – die Bildung zweier Wassermoleküle, wenn ein Oxoniumion mit einem Hydroxidion kollidiert: H3O+ OH = 2H2O.
Beide Reaktionen laufen in Wasser ständig und mit der gleichen Geschwindigkeit ab, daher herrscht im Wasser ein Gleichgewicht: 2H2O AN3O + OH. Dieses Gleichgewicht wird als Gleichgewicht der Wasserautoprotolyse bezeichnet.
11. Peroxid(früher Peroxid) – eine Substanz, die eine Peroxogruppe -O-O- enthält (zum Beispiel Wasserstoffperoxid H2O2, Natriumperoxid Na2O2). Peroxid setzt leicht Sauerstoff frei. Für anorganische Stoffe empfiehlt sich die Bezeichnung Peroxid, für organische Stoffe wird im Russischen heute häufig die Bezeichnung Peroxid verwendet. Peroxide vieler organischer Substanzen sind explosiv (Acetonperoxid); insbesondere werden sie leicht photochemisch bei längerer Belichtung von Ethern in Gegenwart von Sauerstoff gebildet. Daher ist bei vielen Ethern (Diethylether, Tetrahydrofuran) vor der Destillation eine Prüfung auf Peroxidfreiheit erforderlich. Peroxide verlangsamen die Proteinsynthese in der Zelle.
Wasserstoffperoxid
In der Natur entsteht es als Nebenprodukt bei der Oxidation vieler Stoffe mit Luftsauerstoff. Spuren davon sind ständig im Niederschlag enthalten. Wasserstoffperoxid entsteht teilweise auch in der Flamme brennenden Wasserstoffs, zersetzt sich jedoch beim Abkühlen der Verbrennungsprodukte. In relativ hohen Konzentrationen (bis zu mehreren Prozent) kann H2O2 durch die Wechselwirkung von Wasserstoff zum Zeitpunkt der Freisetzung mit molekularem Sauerstoff gewonnen werden. Wasserstoffperoxid entsteht teilweise auch, wenn feuchter Sauerstoff auf 2000 °C erhitzt wird, wenn eine leise elektrische Entladung durch ein feuchtes Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff verläuft und wenn Wasser ultravioletten Strahlen oder Ozon ausgesetzt wird. Wasserstoffperoxid lässt sich am einfachsten aus Bariumperoxid (BaO2) gewinnen, indem man es mit verdünnter Schwefelsäure behandelt:
BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2.
Dabei entsteht neben Wasserstoffperoxid wasserunlösliches Bariumsulfat, aus dem die Flüssigkeit durch Filtration abgetrennt werden kann. H2O2 wird normalerweise in Form einer 3%igen wässrigen Lösung verkauft. Die Hauptmethode zur Herstellung von Wasserstoffperoxid ist die Wechselwirkung von Perschwefelsäure (oder einigen ihrer Salze) mit Wasser, die leicht nach dem folgenden Schema abläuft:
H2S2O8 + 2 H2O = 2 H2SO4 + H2O2.
Einige neue Methoden (Zersetzung organischer Peroxidverbindungen usw.) und die alte Methode der Gewinnung aus BaO2 sind von geringerer Bedeutung. Für die Lagerung und den Transport großer Mengen Wasserstoffperoxid eignen sich am besten Aluminiumbehälter (mindestens 99,6 % Reinheit). Reines Wasserstoffperoxid ist eine farblose, sirupartige Flüssigkeit (mit einer Dichte von etwa 1,5 g/ml), die unter ausreichend vermindertem Druck ohne Zersetzung destilliert. Beim Gefrieren von H2O2 geht eine Kompression einher (im Gegensatz zu Wasser). Weiße Kristalle aus Wasserstoffperoxid schmelzen bei -0,5 °C, also bei fast der gleichen Temperatur wie Eis. Die Schmelzwärme von Wasserstoffperoxid beträgt 13 kJ/mol, die Verdampfungswärme 50 kJ/mol (bei 25 °C). Unter Normaldruck siedet reines H2O2 bei 152 °C unter starker Zersetzung (und die Dämpfe können explosiv sein). Für seine kritische Temperatur und seinen kritischen Druck liegen die theoretisch berechneten Werte bei 458 °C und 214 atm. Die Dichte von reinem H2O2 beträgt im festen Zustand 1,71 g/cm3, bei 0 °C 1,47 g/cm3 und bei 25 °C 1,44 g/cm3. Flüssiges Wasserstoffperoxid ist wie Wasser stark assoziiert. Der Brechungsindex von H2O2 (1,41) sowie seine Viskosität und Oberflächenspannung sind etwas höher als die von Wasser (bei gleicher Temperatur). Wasserstoffperoxid ist ein starkes Oxidationsmittel, das heißt, es gibt leicht sein zusätzliches Sauerstoffatom (im Vergleich zu einer stabileren Verbindung – Wasser) ab. Wenn also wasserfreies und sogar hochkonzentriertes H2O2 auf Papier, Sägemehl und andere brennbare Stoffe einwirkt, entzünden sie sich. Der praktische Nutzen von Wasserstoffperoxid beruht vor allem auf seiner oxidierenden Wirkung. Die jährliche Weltproduktion von H2O2 übersteigt 100.000 Tonnen. Die oxidative Zersetzungscharakteristik von Wasserstoffperoxid lässt sich schematisch wie folgt darstellen:
H2O2 = H2O + O (zur Oxidation).
Ein saures Milieu ist für diese Zersetzung günstiger als ein alkalisches. Die reduktive Zersetzung nach folgendem Schema ist für Wasserstoffperoxid weitaus weniger typisch:
H2O2 = O2 + 2 H (zur Reduktion)
Eine alkalische Umgebung begünstigt eine solche Zersetzung stärker als eine saure Umgebung. Die reduktive Zersetzung von Wasserstoffperoxid erfolgt beispielsweise in Gegenwart von Silberoxid:
Ag2O + H2O2 = 2 Ag + H2O + O2.
Im Wesentlichen verläuft seine Wechselwirkung mit Ozon (O3 + H2O2 = 2 H2O + 2 O2) und mit Kaliumpermanganat in einer sauren Umgebung ähnlich:
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O.
Mehr als die Hälfte des gesamten erzeugten Wasserstoffperoxids wird für das Bleichen verschiedener Materialien aufgewendet, das üblicherweise in sehr verdünnten (0,1–1 %) wässrigen H2O2-Lösungen durchgeführt wird. Ein wichtiger Vorteil von Wasserstoffperoxid gegenüber anderen Oxidationsmitteln ist seine „sanfte“ Wirkung, wodurch das zu bleichende Material nahezu nicht angegriffen wird. Dies hängt auch mit der medizinischen Verwendung stark verdünnter Wasserstoffperoxidlösung als Antiseptikum (zum Gurgeln usw.) zusammen. Als Energiequellen werden hochkonzentrierte (80 % und höher) wässrige Lösungen von H2O2 verwendet
12. Schwefel - ein stark elektronegatives Element, das nichtmetallische Eigenschaften aufweist. In Wasserstoff- und Sauerstoffverbindungen kommt es in verschiedenen Ionen vor und bildet viele Säuren und Salze. Viele schwefelhaltige Salze sind in Wasser schlecht löslich. Die wichtigsten natürlichen Schwefelverbindungen sind FeS2 – Eisenpyrit oder Pyrit, ZnS – Zinkblende oder Sphalerit (Wurtzit), PbS – Bleiglanz oder Bleiglanz, HgS – Zinnober, Sb2S3 – Stibnit. Darüber hinaus ist Schwefel in Erdöl, Erdkohle, Erdgasen und Schiefer enthalten. Schwefel ist das sechsthäufigste Element in natürlichen Gewässern; es kommt hauptsächlich in Form von Sulfationen vor und sorgt für die „konstante“ Härte von Süßwasser. Im Haar ist ein lebenswichtiges Element für höhere Organismen, ein integraler Bestandteil vieler Proteine, konzentriert. Schwefel wird hauptsächlich durch die Verhüttung von nativem Schwefel direkt an Orten gewonnen, an denen er im Untergrund vorkommt. Schwefelerze werden je nach Vorkommensbedingungen auf unterschiedliche Weise abgebaut. Schwefelablagerungen gehen fast immer mit Ansammlungen giftiger Gase – Schwefelverbindungen – einher. Darüber hinaus dürfen wir die Möglichkeit einer Selbstentzündung nicht vergessen. Der Erzabbau im Tagebau erfolgt auf diese Weise. Schreitbagger entfernen Gesteinsschichten, unter denen Erz liegt. Die Erzschicht wird durch Explosionen zerkleinert, anschließend werden die Erzblöcke zu einer Schwefelschmelze geschickt, wo Schwefel aus dem Konzentrat gewonnen wird. Schwefel ist in der Natur weit verbreitet. In der Erdkruste wird sein Gehalt auf 0,05 Masse-% geschätzt. Bedeutende Vorkommen an natürlichem Schwefel finden sich häufig in der Natur (normalerweise in der Nähe von Vulkanen). Im Jahr 1890 schlug Hermann Frasch vor, Schwefel unter der Erde zu schmelzen und ihn durch ölquellenähnliche Bohrlöcher an die Oberfläche zu pumpen. Der relativ niedrige (113 °C) Schmelzpunkt von Schwefel bestätigte die Realität von Fraschs Idee. Es gibt mehrere bekannte Methoden zur Gewinnung von Schwefel aus Schwefelerzen: Dampf-Wasser, Filtration, thermisch, Zentrifugal und Extraktion. Auch im Erdgas ist Schwefel in großen Mengen in gasförmigem Zustand enthalten (in Form von Schwefelwasserstoff, Schwefeldioxid). Beim Abbau lagert es sich an den Wänden von Rohren und Anlagen ab und macht diese funktionsunfähig. Deshalb wird es nach der Produktion möglichst schnell aus dem Gas zurückgewonnen. Der dabei entstehende chemisch reine Feinschwefel ist ein idealer Rohstoff für die Chemie- und Gummiindustrie. Schwefel unterscheidet sich deutlich von Sauerstoff durch seine Fähigkeit, stabile Ketten und Kreisläufe aus Schwefelatomen zu bilden. Am stabilsten sind die kronenförmigen zyklischen S8-Moleküle, die orthorhombischen und monoklinen Schwefel bilden. Dabei handelt es sich um kristallinen Schwefel – eine spröde gelbe Substanz. Darüber hinaus sind Moleküle mit geschlossenen (S4, S6) Ketten und offenen Ketten möglich. Diese Zusammensetzung enthält plastischen Schwefel, eine braune Substanz. Die Formel für plastischen Schwefel wird meist einfach S geschrieben, da er zwar eine molekulare Struktur hat, aber eine Mischung einfacher Stoffe mit unterschiedlichen Molekülen ist. Schwefel ist in Wasser unlöslich; einige seiner Modifikationen lösen sich in organischen Lösungsmitteln, beispielsweise Schwefelkohlenstoff. Schwefel bildet mehrere Dutzend sowohl kristalliner als auch amorpher Modifikationen. Bei Normaldruck und Temperaturen bis 98,38°C ist die a-Modifikation des Schwefels stabil (andernfalls nennt man diese Modifikation orthorhombisch) und bildet zitronengelbe Kristalle. Oberhalb von 95,39°C ist die b-Modifikation des Schwefels (der sogenannte monokline Schwefel) stabil. Bei längerer Lagerung bei Temperaturen von 20-95°C wandeln sich alle Modifikationen des Schwefels in a-Schwefel um. Der Schmelzpunkt Die Temperatur des orthorhombischen a-Schwefels beträgt 112,8 °C und die des monoklinen b-Schwefels 119,3 °C. In beiden Fällen entsteht eine leicht bewegliche gelbe Flüssigkeit, die bei einer Temperatur von etwa 160 °C dunkler wird; Seine Viskosität nimmt zu und bei Temperaturen über 200 °C wird geschmolzener Schwefel dunkelbraun und zähflüssig, ähnlich wie Harz. Dies erklärt sich daraus, dass in der Schmelze zunächst die Ringmoleküle von S8 zerstört werden. Die resultierenden Fragmente verbinden sich zu langen S-Ketten aus mehreren hunderttausend Atomen. Weiteres Erhitzen des geschmolzenen Schwefels (über eine Temperatur von 250 °C) führt zum teilweisen Aufbrechen der Ketten und die Flüssigkeit wird wieder beweglicher. Bei etwa 190 °C ist seine Viskosität etwa 9000-mal höher als bei 160 °C. Bei einer Temperatur von 444,6 °C siedet geschmolzener Schwefel. Schwefel wird zur Herstellung von Schwefelsäure, zur Gummivulkanisierung, als Fungizid in der Landwirtschaft und als kolloidaler Schwefel – ein Arzneimittel – verwendet. Außerdem wird Schwefel in Schwefelbitumenzusammensetzungen zur Herstellung von Schwefelasphalt und als Ersatz für Portlandzement zur Herstellung von Schwefelbeton verwendet. Schwefel ist in Wasser praktisch unlöslich. Einige seiner Modifikationen lösen sich in organischen Flüssigkeiten (Toluol, Benzol) und besonders gut in Schwefelkohlenstoff CS2 und flüssigem Ammoniak NH3. Bei Raumtemperatur reagiert Schwefel mit Fluor und Chlor und zeigt reduzierende Eigenschaften:
Schwefel reagiert mit konzentrierten oxidierenden Säuren (HNO3, H2SO4) nur bei längerem Erhitzen und oxidiert:
S + 6HNO3(konz.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O
S + 2H2SO4(konz.) = 3SO2^ + 2H2O
In der Luft verbrennt Schwefel und bildet Schwefeldioxid – ein farbloses Gas mit stechendem Geruch:
Mithilfe der Spektralanalyse wurde festgestellt, dass der Prozess der Schwefeloxidation zu Kohlendioxid tatsächlich eine Kettenreaktion ist und unter Bildung einer Reihe von Zwischenprodukten abläuft: Schwefelmonoxid S2O2, molekularer Schwefel S2, freie Schwefelatome S und freie Radikale Schwefelmonoxid ALSO. Bei der Wechselwirkung mit Metallen bildet es Sulfide. 2Na + S = Na2S
Wenn diesen Sulfiden Schwefel zugesetzt wird, entstehen Polysulfide: Na2S + S = Na2S2
Beim Erhitzen reagiert Schwefel mit Kohlenstoff, Silizium, Phosphor, Wasserstoff:
C + 2S = CS2 (Schwefelkohlenstoff)
Beim Erhitzen löst sich Schwefel in Alkalien – eine Disproportionierungsreaktion
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Fein gemahlener Schwefel neigt in Gegenwart von Feuchtigkeit, bei Kontakt mit Oxidationsmitteln und auch in Mischung mit Kohle, Fetten und Ölen zur chemischen Selbstentzündung. Schwefel bildet mit Nitraten, Chloraten und Perchloraten explosionsfähige Gemische. Entzündet sich bei Kontakt mit Bleichmittel spontan. Etwa die Hälfte des erzeugten Schwefels wird für die Herstellung von Schwefelsäure verwendet, etwa 25 % werden für die Herstellung von Sulfiten verwendet, 10–15 % werden zur Schädlingsbekämpfung in landwirtschaftlichen Nutzpflanzen (hauptsächlich Weintrauben und Baumwolle) verwendet (die Lösung von Kupfersulfat CuSO4 5H2O). ist hier von größter Bedeutung), etwa 10 % werden von der Gummiindustrie für die Gummivulkanisation verwendet. Schwefel wird bei der Herstellung von Farbstoffen und Pigmenten, Sprengstoffen (er ist immer noch Teil von Schießpulver), Kunstfasern,
Leuchtstoffe. Schwefel wird bei der Herstellung von Streichhölzern verwendet, da er Teil der Zusammensetzung ist, aus der Streichholzköpfe hergestellt werden. Einige Salben, die zur Behandlung von Hautkrankheiten eingesetzt werden, enthalten noch Schwefel.
13. SO2 (Schwefeldioxid; Schwefeldioxid)
Physikalische Eigenschaften
Farbloses Gas mit stechendem Geruch; gut wasserlöslich (40 V SO2 löst sich bei Standardbedingungen in 1 V H2O); t°pl. = -75,5°C; t°kochen. = -10°C. Verfärbt viele Farbstoffe und tötet Mikroorganismen ab.
Quittung
Beim Verbrennen von Schwefel in Sauerstoff: S + O2 ® SO2
Oxidation von Sulfiden: 4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2
Behandlung von schwefligen Säuresalzen mit Mineralsäuren:
Na2SO3 + 2HCl ® 2NaCl + SO2+ H2O
Bei der Oxidation von Metallen mit konzentrierter Schwefelsäure:
Cu + 2H2SO4(conc) ® CuSO4 + SO2+ 2H2O
Chemische Eigenschaften
Schwefeldioxid ist ein saures Oxid. Beim Auflösen in Wasser entsteht eine schwache und instabile schwefelige Säure H2SO3 (existiert nur in wässriger Lösung) SO2 + H2O « H2SO3 K1® H+ + HSO3- K2® 2H+ + SO32- H2SO3 bildet zwei Salzreihen – mittel (Sulfite) und sauer (Bisulfite, Hydrosulfite).
Ba(OH)2 + SO2 ® BaSO3?(Bariumsulfit) + H2OBa(OH)2 + 2SO2 ® Ba(HSO3)2(Bariumhydrosulfit)
Oxidationsreaktionen (S+4 – 2e ® S+6)SO2 + Br2 + 2H2O ® H2SO4 + 2HBr
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O ® K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4
Wässrige Lösungen von Alkalimetallsulfiten oxidieren an der Luft:
2Na2SO3 + O2 ® 2Na2SO4; 2SO32- + O2 ® 2SO42-
Reduktionsreaktionen (S+4 + 4e ® S0)SO2 + C –t°® S + CO2
SO2 + 2H2S ® 3S + 2H2O
Schwefeloxid VI SO3 (Schwefelsäureanhydrid)
Physikalische Eigenschaften
Farblose flüchtige Flüssigkeit, Fp. = 17°C; t°kochen. = 66°C; „Rauch“ in der Luft und absorbiert stark Feuchtigkeit (in verschlossenen Behältern gelagert). SO3 + H2O ® H2SO4 Festes SO3 gibt es in drei Modifikationen. SO3 löst sich gut in 100 %iger Schwefelsäure, diese Lösung wird Oleum genannt.
Quittung
1)2SO2 + O2 Kat;450°C® 2SO32) Fe2(SO4)3 –t°® Fe2O3 + 3SO3
Chemische Eigenschaften
Schwefelsäureanhydrid ist ein saures Oxid. In Wasser gelöst ergibt es starke zweibasige Schwefelsäure:
SO3 + H2O ® H2SO4 « H+ + HSO4- « 2H+ + SO42-H2SO4 bildet zwei Serien von Salzen – mittel (Sulfate) und sauer (Hydrogensulfate): 2NaOH + SO3 ® Na2SO4 + H2O
NaOH + SO3 ® NaHSO4SO3 ist ein starkes Oxidationsmittel.
H2SO4 ist eine starke zweibasische Säure, die der höchsten Oxidationsstufe von Schwefel (+6) entspricht. Unter normalen Bedingungen ist konzentrierte Schwefelsäure eine schwere, farblose, geruchlose, ölige Flüssigkeit. Schwefelsäure ist ein ziemlich starkes Oxidationsmittel, insbesondere wenn sie erhitzt und in konzentrierter Form vorliegt; oxidiert HI und teilweise HBr zu freien Halogenen, Kohlenstoff zu CO2, S zu SO2, oxidiert viele Metalle (Cu, Hg usw.). In diesem Fall wird Schwefelsäure zu SO? reduziert und die stärksten Reduktionsmittel werden zu S und H?S reduziert. Konzentriertes H?SO? H? ist teilweise reduziert. Aus diesem Grund kann es nicht zum Trocknen verwendet werden. H?SO? verdünnen interagiert unter seiner Freisetzung mit allen Metallen, die sich in der elektrochemischen Spannungsreihe links von Wasserstoff befinden. Oxidierende Eigenschaften für verdünntes H?SO? uncharakteristisch. Schwefelsäure bildet zwei Salzreihen: mittlere Sulfate und saure Hydrosulfate sowie Ester. Bekannt sind Peroxomonoschwefelsäure (oder Carosäure) H2SO5 und Peroxodischwefelsäure H2S2O8. H2SO3 ist eine instabile zweibasige Säure mittlerer Stärke, die nur in verdünnten wässrigen Lösungen vorkommt (nicht im freien Zustand isoliert):
SO2 + H2O ? H2SO3? H+ + HSO3- ? 2H+ + SO32-.
Mittelstarke Säure:
H2SO3<=>H+ + HSO3-, KI = 2·10-2
HSO3-<=>H+ + SO32-, KII = 6 · 10-8
H2SO3-Lösungen haben aufgrund des Vorhandenseins von SO2, das nicht chemisch an Wasser gebunden ist, immer einen scharfen, spezifischen Geruch (ähnlich dem Geruch eines brennenden Streichholzes). Zweibasische Säure bildet zwei Salzreihen: sauer - Hydrosulfite (in Abwesenheit von Alkali):
H2SO3 + NaOH = NaHSO3 + H2O
und mittel - Sulfite (im Überschuss an Alkali): H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
Schwefelige Säure und ihre Salze sind wie Schwefeldioxid starke Reduktionsmittel:
H2SO3+Br2+H2O=H2SO4+2HBr
Bei Wechselwirkung mit noch stärkeren Reduktionsmitteln kann es die Rolle eines Oxidationsmittels spielen:
H2SO3+2H2S=3S+3H2O
Qualitative Reaktion auf Sulfitionen - Verfärbung einer Kaliumpermanganatlösung:
5SO3 + 6H+2MnO4=5SO4+2Mn+3H2O
Sulfite sind Salze der schwefligen Säure H2SO3. Es gibt zwei Reihen von Sulfiten: mittel (normal) mit der allgemeinen Formel M2SO3 und sauer (Hydrosulfite) mit der allgemeinen Formel MHSO3 (M – einwertiges Metall). Die mittleren sind mit Ausnahme von Alkalimetall- und Ammoniumsulfiten schlecht wasserlöslich und lösen sich in Gegenwart von SO2 auf. Von den sauren Verbindungen im freien Zustand wurden nur Hydrosulfite von Alkalimetallen isoliert. Sulfite in wässriger Lösung zeichnen sich durch Oxidation zu Sulfaten und Reduktion zu Thiosulfaten M2S2O3 aus. Reaktionen mit einer Erhöhung der Oxidationsstufe von Schwefel von +4 auf +6, zum Beispiel:
Na2SO3 + Cl2 + H2O = Na2SO4 + 2 HCl.
Reaktionen der Selbstoxidation und Selbstreduktion von Schwefel sind auch möglich, wenn er mit Sulfiten interagiert. Wenn also eine Lösung mit fein gemahlenem Schwefel gekocht wird, entsteht Natriumthiosulfat (manchmal auch Hyposulfit genannt):
Na2SO3 + S > Na2S2O3.
So können schweflige Säure und ihre Salze sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen. Sie werden durch Reaktion von SO2 mit Hydroxiden oder Carbonaten der entsprechenden Metalle in wässriger Umgebung gewonnen. Hydrosulfite werden hauptsächlich verwendet – in der Textilindustrie zum Färben und Drucken (KHSO3, NaHSO3), in der Papierindustrie zur Herstellung von Zellulose aus Holz, in der Fotografie, in der organischen Synthese. Sulfate sind Salze der Schwefelsäure, Salze der Schwefelsäure H2SO4. Es gibt zwei Reihen von S. - mittel (normal) der allgemeinen Formel Mg2SO4 und sauer (Hydrosulfate) - MHSO4, wobei M ein einwertiges Metall ist. C. sind kristalline Substanzen, farblos (wenn das Kation farblos ist), in den meisten Fällen gut wasserlöslich. Schwerlösliche Mineralien kommen in Form von Mineralien vor: Gips CaSO4?2H2O, Celestin SrSO4, Anglesit PbSO4 usw. Baryt BaSO4 und RaSO4 sind praktisch unlöslich. Saure Säuren werden nur bei den aktivsten Metallen – Na, K usw. – im festen Zustand isoliert. Sie sind gut wasserlöslich und schmelzen leicht. Normale Sulfate können durch Auflösen von Metallen in H2SO4, Einwirkung von H2SO4 auf Metalloxide, Hydroxide, Carbonate usw. erhalten werden. Hydrosulfate werden durch Erhitzen normaler Sulfate mit konzentrierter H2SO4 hergestellt:
K2SO4 + H2SO4 = 2KHSO4.
Kristalline Hydrate einiger Schwermetalle werden Vitriol genannt. Natürliche Sulfate werden in vielen Branchen häufig verwendet.
14. H2S ist ein farbloses Gas mit unangenehmem Geruch und süßlichem Geschmack. In Wasser schlecht löslich, in Ethanol gut löslich. In hohen Konzentrationen korrodiert es Metall. Explosives Gemisch mit Luft 4,5 - 45 %. Thermisch instabil (bei Temperaturen über 400 °C zerfällt es in einfache Substanzen - S und H2), giftig (das Einatmen von Luft mit seiner Beimischung verursacht Schwindel, Kopfschmerzen, Übelkeit und führt bei erheblichem Gehalt zu Koma, Krämpfen, Lungenödem und sogar zum Tod Ergebnis), ein Gas, das schwerer als Luft ist und einen unangenehmen Geruch nach faulen Eiern hat. Das Schwefelwasserstoffmolekül hat eine eckige Form, ist also polar (? = 0,34 · 10-29 C m). Im Gegensatz zu Wassermolekülen bilden Schwefelwasserstoffmoleküle keine starken Wasserstoffbrückenbindungen, weshalb H2S ein Gas ist. Eine gesättigte wässrige Lösung (Schwefelwasserstoffwasser) von H2S ist eine sehr schwache Schwefelwasserstoffsäure. Die intrinsische Ionisierung von flüssigem Schwefelwasserstoff ist vernachlässigbar. Schwefelwasserstoff ist in Wasser schwer löslich, eine wässrige Lösung von H2S ist eine sehr schwache Säure:
Reagiert mit Begründung:
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (normales Salz, mit überschüssigem NaOH)
H2S + NaOH = NaHS + H2O (Säuresalz, Verhältnis 1:1)
Schwefelwasserstoff ist ein starkes Reduktionsmittel. An der Luft brennt es mit blauer Flamme:
2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SO2
bei Sauerstoffmangel: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O
(Die industrielle Methode zur Herstellung von Schwefel basiert auf dieser Reaktion). Schwefelwasserstoff reagiert auch mit vielen anderen Oxidationsmitteln; bei der Oxidation in Lösungen entsteht freier Schwefel oder SO42-, zum Beispiel:
3H2S + 4HClO3 = 3H2SO4 + 4HCl
2H2S + SO2 = 2H2O + 3S
H2S + I2 = 2HI + S
Quittung
Reaktion verdünnter Säuren auf Sulfide: FeS + 2HCl = FeCl2+H2S
Wechselwirkung von Aluminiumsulfid mit Wasser (diese Reaktion unterscheidet sich in der Reinheit des entstehenden Schwefelwasserstoffs): Al2SO3+H2O=2Al(OH)3+H2S
Salze der Schwefelwasserstoffsäure werden Sulfide genannt. Nur Sulfide von Alkalimetallen, Barium und Ammonium sind in Wasser gut löslich. Sulfide anderer Metalle sind in Wasser praktisch unlöslich; sie fallen aus, wenn einer Lösung von Metallsalzen eine Lösung von Ammoniumsulfid (NH4)2S zugesetzt wird. Viele Sulfide sind hell gefärbt. Hydrosulfide M+HS und M2+(HS)? sind auch für Alkali- und Erdalkalimetalle bekannt. Ca?+- und Sr2+-Hydrosulfide sind sehr instabil. Als Salze einer schwachen Säure unterliegen lösliche Sulfide einer Hydrolyse. Die Hydrolyse von Sulfiden, die Metalle in hohen Oxidationsstufen (Al? S3, Cr2S3 usw.) enthalten, ist oft irreversibel. Viele natürliche Sulfide in Form von Mineralien sind wertvolle Erze (Pyrit, Chalkopyrit, Zinnober). Polysulfide sind Polyschwefelverbindungen der allgemeinen Formel Me2Sn, beispielsweise Ammoniumpolysulfid (NH4)2Sn. Die Struktur dieser Verbindungen enthält Ketten aus -S-S(n)-S-Atomen. Es sind zahlreiche Hydrogenpolysulfide mit der allgemeinen Formel H2Sn bekannt, wobei n zwischen 2 und 23 liegt. Dabei handelt es sich um gelbe ölige Flüssigkeiten, deren Farbe mit zunehmendem Schwefelgehalt von gelb nach rot wechselt. Alkalimetallpolysulfide entstehen durch die Wechselwirkung von elementarem Schwefel mit dem entsprechenden Sulfid (durch Fusion oder in konzentrierter Lösung):
Na2S + 2 S(rhomb.) > Na2S3
Na2S + 4 S > Na2S5
Na2S + 5 S > Na2S6
Na2S + 6 S > Na2S7
Na2S + 7 S > Na2S8
Typischerweise variiert die Anzahl der Schwefelatome in Polysulfidmolekülen zwischen 2 und 8; es ist nur eine Verbindung mit n = 9 bekannt, nämlich (NH4)2S9. Am häufigsten sind Polysulfide mit zwei Schwefelatomen. Diese Polysulfide können als Analoga der entsprechenden Peroxide betrachtet werden. Polysulfide zeichnen sich durch oxidierende und reduzierende Eigenschaften aus:
(NH4)2S2 + Sn+2S > (NH4)2Sn+4S3
4FeS2 +11O2 > 2Fe2O3 + 8SO2
Bei der Wechselwirkung mit Säuren zersetzen sie sich unter Freisetzung von Schwefel und H2S. Polysulfide werden in der analytischen Chemie zur Trennung von Elementen, bei der Herstellung einiger Kautschuke usw. verwendet. Eine Mischung aus Natriumpolysulfiden (früher wurde es „Schwefelleber“ genannt) wird seit langem in Leder verwendet Industrie für Haarentfernung.
bei dem jedes Selenatom mit zwei anderen kovalenten Bindungen verbunden ist.
Die Ketten liegen parallel zueinander. Zwischen Atomen der gleichen Art in benachbarten Ketten findet eine intermolekulare Wechselwirkung statt. Der Schmelz- und Siedepunkt von grauem Se liegen bei 219 °C bzw. 685 °C. Foto
Die Leitfähigkeit von grauem Selen kann dadurch erklärt werden, dass es unter dem Einfluss von Stürzen auftritt
Durch Licht gewinnen Elektronen Energie, die es ihnen ermöglicht, das zu überwinden
große Barriere zwischen dem Valenzband und dem Leitungsband, die genutzt wird
in Fotozellen gefunden. Die elektrische Leitfähigkeit von Selen ist im Dunkeln sehr gering, steigt jedoch im Licht stark an. Weniger stabile Modifikationen von Selen sind
sind: rotes Selen, das in seiner Struktur Achtringe aufweist
TSA, wie Schwefel, und schwarzes glasiges Selen, in dem sich die Spiralketten befinden
Rufe.
Tellur hat zwei Modifikationen: amorphes Dunkelbraun und Silber
ristograu, mit einer Struktur ähnlich der von grauem Selen. Die Schmelz- und Siedepunkte von Te liegen bei 450 °C und 990 °C.
Einfache Stoffe können reduzierend und oxidierend wirken
heilenden Eigenschaften.
In der Reihe S, Se, Te nimmt die Reduktionsfähigkeit einfacher Stoffe zu und die Oxidationsaktivität ab.
Die Reaktion S(s) + H2 Se (g) = H2 S (g) + Se (grau) zeigt, dass Schwefel bo-
ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Selen.
Selen und Tellur reagieren beim Erhitzen mit Metallen und bilden Selen
Dy und Telluride.
2Cu + Se = Cu2Se,
2Ag + Te = Ag2 Te.
Selen und Tellur werden durch Sauerstoff zu Dioxiden oxidiert
EO 2 nur im erhitzten Zustand. Beide Nichtmetalle sind an der Luft stabil.
Bei der Oxidation von Se und Te mit konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure entstehen Selensäure und Tellursäure.
E + 2H2 SO4 = H2 EO3 + 2 SO2 + H2 O
Beim Kochen in alkalischen Lösungen geraten Selen und Tellur in ein Missverhältnis.
3Se + 6KOH = 2K2 Se + K2 SeO3 +3H2 O
Selen- und Tellurverbindungen
Selenid und Telluride
Die Alkalimetalle Kupfer und Silber bilden Selenide und Telluride mit normaler Stöchiometrie und können als Salze von Seleno- und Teluriden betrachtet werden.
Salzsäuren. Bekannt natürliche Selenide und Telluride:
Cu2 Se, PbSe, Cu2 Te, Ag2 Te, PbTe.
Verbindungen von Selen und Tellur mit Wasserstoff: H2 Se und H2 Te sind farblose giftige Gase mit einem sehr unangenehmen Geruch. Löst sich in Wasser auf und bildet sich
die Beseitigung schwacher Säuren. In der Reihe H2 S, H2 Se, H2 Te nimmt die Stärke der Säuren aufgrund der Schwächung der HE-Bindung aufgrund einer Zunahme der Atomgröße zu. In der gleichen Serie werden auch die restaurativen Eigenschaften verbessert. In wässrigen Lösungen von H2 Se und
H2 Te wird durch Luftsauerstoff schnell oxidiert.
2H2 Se + O2 = 2 Se + 2H2 O.
Oxide und Sauerstoffsäuren von Selen und Tellur
Selen- und Tellurdioxide- kristalline Substanzen.
Oxid SeO2 – löst sich gut in Wasser und bildet selenige Säure
H2SeO3. TeO2-Oxid ist in Wasser schlecht löslich. Beide Oxide sind gut löslich
kommen in Alkali vor, zum Beispiel:
SeO2 + 2NaOH = Na2 SeO3 + H2 O
Die Säure H 2 SeO 3 ist ein weißer Feststoff.
Tellursäure beschrieben durch die Formel TeO 2. xH 2 O, ich zeige-
auf seine variable Zusammensetzung.
Selensäure und Tellursäure sind schwach , Tellursäure zeigt Amphoterität. Selenige Säure ist gut löslich, Tellursäure ebenfalls
Nur in verdünnter Lösung sichtbar.
Selenite und Telluriteähnlich wie Sulfite. Wenn sie starken Säuren ausgesetzt werden, produzieren sie Selensäure und Tellursäure.
Der Oxidationszustand (+4) von Selen und Tellur ist stabil , aber starke Oxidationsmittel können Se (+4)- und Te (+4)-Verbindungen in die Oxidationsstufe oxidieren
5H2 SeO3 + 2KMnO4 + 3H2 SO4 = 5H2 SeO4 + 2MnSO4 + K2 SO4 + 3H2 O
Die reduzierenden Eigenschaften von Se (+4)- und Te (+4)-Verbindungen werden ausgedrückt als
deutlich schwächer als Schwefel (+4). Daher sind Reaktionen wie: H2 EO3 + 2SO2 + H2 O = E + 2H2 SO4 möglich
Mit dieser Methode können rote Selen- und schwarze Selenniederschläge isoliert werden.
Selensäure H 2 SeO 4 ist in reiner Form ein farbloser Feststoff
eine Substanz, die in Wasser gut löslich ist. Selensäure hat eine ähnliche Stärke wie
Schwefel. und Tellursäure ist eine schwache Säure.
Tellursäure hat die Formel H6 TeO6 . Alle sechs Wasserstoff
Atome können durch Metallatome ersetzt werden, wie zum Beispiel in Salzen:
Ag6 TeO6, Hg3 TeO6. Dies ist eine schwache Säure.
Selen- und Tellursäure wirken langsam, aber stark
Oxidationsmittel stärker als Schwefelsäure.
Gold löst sich in konzentrierter Selensäure auf: 2Au + 6 H2 SeO4 = Au2 (SeO4 )3 + 3 SeO2 +6 H2 O
Eine Mischung aus konzentrierter Selen- und Salzsäure löst Pla-
Pt + 2 H2 SeO4 + 6HCl = H2 + 2 SeO2 +4 H2 O
TeO 3 Trioxid ist ein gelber Feststoff, unlöslich in Wasser, Di-
hinzugefügte Säuren und Basen. TeO3 wird durch Zersetzung von Orthotellur gewonnen
heulende Säure beim Erhitzen.
SeO 3 -Trioxid ist ein weißer Feststoff, der aus Molekülen besteht
Trimer (SeO3)3. Selentrioxid ist gut wasserlöslich und hat eine starke Wirkung
oxidative Eigenschaften. SeO3 wird durch Ersetzen von Selensäure durch Schwefeltrioxid gewonnen.
Selen- und Tellurhalogenide. Es sind viele Selen- und Tellurhalogenide bekannt (EF6, EF4, SeF2, TeCl2), sie werden durch direkte Synthese aus einfachen Substanzen gewonnen
Abschluss
Die VIA-Untergruppe besteht aus p-Elementen: O, S, Se, Te, Po.
Mit Ausnahme von Po sind sie alle Nichtmetalle.
Die allgemeine Formel für Valenzelektronen lautet ns 2 np 4.
Elemente der Untergruppe VIA werden oft unter der allgemeinen Bezeichnung „cha-
cohens“, was „Erze bilden“ bedeutet.
Die charakteristischsten Oxidationsstufen von S, Se, Te: -2, +4, +6.
Die minimale Oxidationsstufe (–2) ist für alle Elemente stabil
Unter den positiven Oxidationsstufen von Schwefel ist +6 stabiler.
Für Se, Te ist die stabilste Oxidationsstufe +4.
Schwefel kommt in der Natur als einfache Substanz in Form von Sulfid- und Sulfatmineralien vor. Selenid und Telluride kommen in geringen Mengen in Sulfiderzen vor.
Einfache Stoffe können sowohl oxidativ als auch reduktiv wirken
überzeugende Eigenschaften.
In der Reihe S, Se, Te werden die reduzierenden Eigenschaften einfacher Stoffe verstärkt,
und die oxidative Aktivität nimmt ab.
Schwefel, Selen und Tellur reagieren mit Metallen unter Bildung von Sulfiden, Se-
Lenide und Telluride, die als Oxidationsmittel wirken.
Schwefel, Selen und Tellur werden durch Sauerstoff zu Dioxiden EO2 oxidiert.
Im Oxidationszustand(–2) Alle Elemente bilden schwache Säuren wie
N2 E.
In der Reihe H2 S, H2 Se, H2 Te nimmt die Stärke der Säuren zu.
Chalkogenverbindungen in der Oxidationsstufe (–2) zeigen eine Reduktion
Neuartige Eigenschaften. Sie verstärken sich beim Übergang von S nach Te.
Alle Oxide und Hydroxide von Chalkogenen weisen saure Eigenschaften auf.
Die Stärke von Säuren nimmt mit steigendem Oxidationsgrad zu und nimmt mit zunehmender Oxidation ab.
Fortschritt von S nach Te.
H2 SO4 und H2 SeO4 sind starke Säuren, H2 TeO6 Säure ist schwach.
Die Säuren der Elemente im Oxidationszustand (+4) sind schwach und das Oxid Te (+4)
weist Amphoterizität auf.
Die Oxide SO2 und SeO2 lösen sich in Wasser. TeO2-Oxid ist in Wasser schlecht löslich. Alle Oxide sind in Alkali gut löslich.
Die Trioxide SO3 und SeO3 sind in Wasser gut löslich, TeO3 ist jedoch unlöslich.
Schwefelsäure ist die in der chemischen Praxis am häufigsten verwendete Säure.
Teakholz und in der Industrie.
Die weltweite Produktion von H2SO4 beträgt 136 Millionen Tonnen/Jahr.
Verbindungen in der Oxidationsstufe +4 können sowohl oxidiert als auch reduziert werden.
S(+4)-Verbindungen zeichnen sich eher durch reduzierende Eigenschaften aus.
Die reduzierenden Eigenschaften von Se (+4)- und Te (+4)-Verbindungen kommen zum Ausdruck
deutlich schwächer als Schwefel (+4).
Der Oxidationszustand (+4) von Selen und Tellur ist stabil, starke Oxidationsmittel können jedoch Se (+4) und Te (+4) in den Oxidationszustand (+6) oxidieren.
Schwefelsäure enthält zwei Oxidationsmittel: Wasserstoffionen und
Sulfation.
In verdünnter Schwefelsäure erfolgt die Oxidation von Metallen durch Wasserstoffionen.
In konzentrierter Schwefelsäure ist das Oxidationsmittel das Sulfation.
welches je nach Stärke der Reduktion zu SO2, S, H2 S reduziert werden kann
Gründer.
Selen- und Tellursäure wirken langsam, aber stark
Oxidationsmittel stärker als Schwefelsäure.
1. Stepin B.D., Tsvetkov A.A. Anorganische Chemie: Lehrbuch für Universitäten / B.D.
Stepin, A.A. Tsvetkov. – M.: Höher. Schule, 1994.- 608 S.: Abb.
2. Karapetyants M.Kh. Allgemeine und anorganische Chemie: Lehrbuch für Universitätsstudenten / M.Kh. Karapetyants, S.I. Drakin. - 4. Aufl., gelöscht. - M.: Chemie, 2000. -
3. Ugai Y.A. Allgemeine und anorganische Chemie: Lehrbuch für Universitätsstudenten,
Studierende der Richtung und Fachrichtung „Chemie“ / Y.A. Ugai. - 3
Hrsg., rev. - M.: Höher. Schule, 2007. - 527 S.: Abb.
4. Nikolsky A.B., Suworow A.V. Chemie. Lehrbuch für Universitäten /
A.B. Nikolsky, A.V. Suworow. – St. Petersburg: Khimizdat, 2001. - 512 S.: Abb.
Chemie, wirklich notwendig! Wie verändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Reihe der Elemente S---Se---Te---Po? Erkläre die Antwort. und bekam die beste Antwort
Antwort von Yona Aleksandrovna Tkachenko[aktiv]
In der Sauerstoff-Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl der Radius der Atome zu und die Ionisierungsenergie, die die metallischen Eigenschaften der Elemente charakterisiert, ab. Daher ändern sich in der Reihe 0-S-Se-Te-Po die Eigenschaften der Elemente von nichtmetallisch zu metallisch. Unter normalen Bedingungen ist Sauerstoff ein typisches Nichtmetall (Gas) und Polonium ein bleiähnliches Metall.
Mit zunehmender Ordnungszahl der Elemente nimmt der Elektronegativitätswert der Elemente in einer Untergruppe ab. Negative Oxidationsstufen kommen immer seltener vor. Der oxidative Oxidationszustand wird immer weniger charakteristisch. Die oxidative Aktivität einfacher Stoffe der 02--S-Se--Te-Reihe nimmt ab. Obwohl Schwefel also viel schwächer ist, interagiert Selen direkt mit Wasserstoff, Tellur reagiert nicht damit.
Hinsichtlich der Elektronegativität steht Sauerstoff nach Fluor an zweiter Stelle und weist daher bei Reaktionen mit allen anderen Elementen ausschließlich oxidierende Eigenschaften auf. Schwefel, Selen und Tellur entsprechend ihren Eigenschaften. gehören zur Gruppe der Oxidations-Reduktionsmittel. Bei Reaktionen mit starken Reduktionsmitteln zeigen sie oxidierende Eigenschaften und wenn sie starken Oxidationsmitteln ausgesetzt werden. Sie oxidieren, das heißt, sie weisen reduzierende Eigenschaften auf.
Mögliche Wertigkeiten und Oxidationsstufen von Elementen der sechsten Gruppe der Hauptuntergruppe aus Sicht der Atomstruktur.
Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium bilden die Hauptuntergruppe der Gruppe VI. Das äußere Energieniveau der Atome der Elemente dieser Untergruppe enthält 6 Elektronen, die die s2p4-Konfiguration haben und wie folgt auf die Zellen verteilt sind:
Antwort von 2 Antworten[Guru]
Hallo! Hier finden Sie eine Auswahl an Themen mit Antworten auf Ihre Frage: Chemie, das ist sehr notwendig! Wie verändern sich die oxidierenden Eigenschaften in der Reihe der Elemente S---Se---Te---Po? Erkläre die Antwort.
In der Reihe der Elemente O-S-Se nimmt mit zunehmender Ordnungszahl eines chemischen Elements die Elektronegativität 1) zu. 2) klug.
O-S-Se – nimmt ab
C-N-O-F – erhöht
Fluor ist das elektronegativste Element.
Aufgabe 773.
Was erklärt den Unterschied zwischen den Eigenschaften der Elemente der 2. Periode und den Eigenschaften ihrer elektronischen Analoga in nachfolgenden Perioden?
Lösung:
Der Unterschied zwischen den Eigenschaften von Elementen der 2. Periode und den Eigenschaften ihrer elektronischen Analoga in nachfolgenden Perioden wird erklärt
die Tatsache, dass die Atome der Elemente der 2. Periode in der äußeren elektronischen Schicht keine d-Unterebene enthalten. Beispielsweise sind die Elemente der Hauptuntergruppe der Gruppe VI: O, S, Se, Te, Po elektronische Analoga, da ihre Atome sechs Elektronen in der äußeren elektronischen Schicht enthalten, zwei auf der s- und vier auf der p-Unterebene . Die elektronische Konfiguration ihrer Valenzschicht ist: ns2np4. Das Sauerstoffatom unterscheidet sich von den Atomen anderer Elemente der Untergruppe durch das Fehlen einer d-Unterebene in der äußeren elektronischen Schicht:
Diese elektronische Struktur des Sauerstoffatoms erlaubt es dem Atom daher nicht, Elektronen zu paaren Kovalenz Sauerstoff beträgt in der Regel 2 (die Anzahl der ungepaarten Valenzelektronen). Hier ist eine Erhöhung der Zahl ungepaarter Elektronen nur durch eine Überführung des Elektrons in das nächste Energieniveau möglich, was naturgemäß mit einem hohen Energieaufwand verbunden ist. Atome der Elemente der nachfolgenden Perioden +16S, +34Se, +52Te und +84Po auf der Valenzelektronenschicht haben freie d-Orbitale:
Diese elektronische Struktur der Atome ermöglicht es den Atomen dieser Elemente, Elektronen zu paaren, daher erhöht sich im angeregten Zustand die Zahl der ungepaarten Elektronen aufgrund der Übertragung von s- und p-Elektronen auf freie d-Orbitale. In dieser Hinsicht weisen diese Elemente auf Kovalenz gleich nicht nur 2, sondern auch 4 und 6:
A) ( Kovalenz – 4) 
B) ( Kovalenz – 4) 
Daher können Schwefel-, Selen- und Telluratome im Gegensatz zum Sauerstoffatom nicht nur an der Bildung von zwei, sondern auch von vier oder sechs kovalenten Bindungen beteiligt sein. Atome anderer Perioden verhalten sich ähnlich, haben ebenfalls unbesetzte d-Orbitale, können in einen angeregten Zustand übergehen und eine zusätzliche Anzahl ungepaarter Elektronen bilden.
Diagonale Ähnlichkeit von Elementen
Aufgabe 774.
Wie äußert es sich? diagonale Ähnlichkeit von Elementen? Was verursacht es? Vergleichen Sie die Eigenschaften von Beryllium, Magnesium und Aluminium.
Lösung:
Diagonale Ähnlichkeit ist die Ähnlichkeit untereinander von Elementen, die im Periodensystem der Elemente diagonal voneinander angeordnet sind, sowie der entsprechenden einfachen Substanzen und Verbindungen. Die Diagonale von links oben nach rechts unten vereint etwas ähnliche Elemente. Dies erklärt sich aus der ungefähr gleichen Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften in den Perioden und der metallischen Eigenschaften in den Gruppen. Diagonale Analogie kann sich in zwei Formen manifestieren: die Ähnlichkeit im allgemeinen chemischen Charakter der Elemente, die sich in allen Verbindungen desselben Typs manifestiert. Diagonale Analogie im weitesten Sinne beruht auf der Nähe der Energie- und Dimensionseigenschaften analoger Elemente. Dies wiederum wird durch eine nichtmonotone Änderung beispielsweise der Elektronegativität und der Bahnradien von Elementen horizontal (in einer Periode) und vertikal (in einer Gruppe) bestimmt. Aufgrund dieser Nichtmonotonie ist es möglich, dass der Unterschied zwischen den Eigenschaften von Elementen entlang der Diagonale kleiner ausfällt als horizontal und vertikal, was zu einer größeren chemischen Ähnlichkeit diagonal angeordneter Elemente in benachbarten Gruppen im Vergleich zur Gruppenanalogie führt. Die Ähnlichkeit kann durch die engen Ladungs-/Radiusverhältnisse des Ions erklärt werden.
Diagonale Ähnlichkeit beobachtet in Paaren der Elemente Li und Mg, Be und Al, B und Si usw. Dieses Muster ist auf die Tendenz zurückzuführen, dass sich die Eigenschaften vertikal (in Gruppen) und horizontal (in Perioden) ändern.
Damit verbunden ist eine Zunahme der nichtmetallischen Eigenschaften in Perioden von links nach rechts und in Gruppen von unten nach oben. Daher ähnelt Lithium Magnesium, Beryllium Aluminium, Bor Silizium und Kohlenstoff Phosphor. So bilden Lithium und Magnesium viele Alkyl- und Arylverbindungen, die häufig in der organischen Chemie verwendet werden. Beryllium und Aluminium haben ähnliche Redoxpotentiale. Bor und Silizium bilden flüchtige, hochreaktive molekulare Hydride.
Die chemischen Eigenschaften von Beryllium ähneln in vielerlei Hinsicht denen von Magnesium (Mg) und insbesondere Aluminium (Al). Die Ähnlichkeit der Eigenschaften von Beryllium und Aluminium erklärt sich aus dem nahezu identischen Verhältnis der Kationenladung zu ihrem Radius für die Be 2+- und Al 3+-Ionen. Be – weist, wie Aluminium, amphotere Eigenschaften auf.
Für Beryllium und Aluminium beträgt das Verhältnis von Ionenradius zu Ladung, 1/nm, 45,4 bzw. 41,7 und ist damit viel größer als für Magnesium – 24,4. Magnesiumhydroxid hat eine mittlere Base, während Beryllium und Aluminium amphotere Basen haben. Magnesium hat ein ionisches Chlorid-Kristallgitter, während Beryllium und Aluminium ein Molekülgitter haben (anonym); ionisch (kristallines Hydrat). Magnesiumhydrid ist eine ionische Verbindung und Beryllium- und Aluminiumhydride sind Polymere.
Physikalische und chemische Eigenschaften einfacher Stoffe der Elemente der Hauptuntergruppen
Aufgabe 775.
Was sind die allgemeinen Änderungsmuster der physikalischen und chemischen Eigenschaften einfacher Substanzen, die durch Elemente der Hauptuntergruppen des Periodensystems der Elemente gebildet werden: a) in einer Periode; b) in einer Gruppe?
Lösung:
a) in der Periode.
In Perioden (von links nach rechts) - die Kernladung nimmt zu, die Anzahl der elektronischen Niveaus ändert sich nicht und ist gleich der Periodenzahl, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schicht nimmt zu, der Atomradius nimmt ab, die reduzierenden Eigenschaften nehmen ab, die oxidierenden Eigenschaften nehmen zu, die höchste Oxidationsstufe steigt von +1 auf +7, die niedrigste Oxidationsstufe steigt von -4 auf +1, die metallischen Eigenschaften von Stoffen werden schwächer, nichtmetallische Eigenschaften nehmen zu. Dies ist auf die Zunahme der Elektronenzahl in der letzten Schicht zurückzuführen. In den Zeiträumen von links nach rechts nehmen die basischen Eigenschaften höherer Oxide und ihrer Hydrate ab und die sauren Eigenschaften zu.
b) in einer Gruppe.
In den Hauptuntergruppen (von oben nach unten) nimmt die Kernladung zu, die Anzahl der elektronischen Ebenen nimmt zu, die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Schicht ändert sich nicht und ist gleich der Gruppennummer, der Atomradius nimmt zu, die reduzierenden Eigenschaften nehmen zu, die oxidierenden Eigenschaften nehmen ab, die höchste Oxidationsstufe ist konstant und entspricht der Zahlengruppe, die niedrigste Oxidationsstufe ändert sich nicht und ist gleich (- Gruppennummer), die metallischen Eigenschaften von Stoffen werden verstärkt, nichtmetallische Eigenschaften sind geschwächt. Die Formeln höherer Oxide (und ihrer Hydrate) sind den Elementen der Haupt- und Nebenuntergruppen gemeinsam. In höheren Oxiden und ihren Hydraten von Elementen der Gruppen I – III (außer Bor) überwiegen basische Eigenschaften; von IV bis VIII – saure Eigenschaften. In jeder Hauptuntergruppe (außer VIII) nimmt der basische Charakter der Oxide und Hydroxide von oben nach unten zu, während die sauren Eigenschaften schwächer werden.
Dies ist auf eine Zunahme der Anzahl elektronischer Schichten und damit auf eine Abnahme der Anziehungskräfte der Elektronen der letzten Schicht auf den Kern zurückzuführen.
Säure-Base-Eigenschaften von Oxiden und Hydroxiden von Elementen
Aufgabe 776.
Wie verändern sich die Säure-Base- und Redoxeigenschaften höherer Oxide und Hydroxide von Elementen mit zunehmender Ladung ihrer Kerne: a) innerhalb eines Zeitraums; b) innerhalb der Gruppe?
Lösung:
a) Innerhalb eines Zeitraums mit zunehmender Ladung der Atomkerne von Elementen ändern sich die Säure-Base-Eigenschaften ihrer höheren Oxide wie folgt, die Fähigkeit zur Säurebildung nimmt ab. Die Veränderung der Säure-Base-Eigenschaften über einen Zeitraum lässt sich am Beispiel der folgenden Verbindungen von Elementen der dritten Periode deutlich nachvollziehen:
Die Redoxeigenschaften ändern sich über Zeiträume mit zunehmender Atomladung der Elemente wie folgt: Die reduzierenden Eigenschaften der Elemente werden schwächer und die oxidativen Eigenschaften der Elemente nehmen zu. Beispielsweise nimmt in der dritten Periode die Reduktionsfähigkeit in der Reihenfolge Na 2 O, MgO, Al 2 O 3, SiO 2, P 2 O 5 ab und die Oxidationsfähigkeit nimmt in der Reihenfolge NaOH, Mg(OH) zu. 2, Al(OH) 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, HClO 4. Die säurereduzierenden Eigenschaften von Elementen hängen von der Anzahl der Oxidationsstufen ab, die sie aufweisen. Im Laufe der Zeit nimmt die Anzahl der Oxidationsgrade der Elemente auf natürliche Weise zu: Na weist zwei Oxidationsgrade auf (0 und +1), Cl – sieben (0, -1, +1, +3, +4, +5, +6). , +7).
b) In Gruppen ändern sich mit zunehmender Ladung der Atomkerne von Elementen die Säure-Base-Eigenschaften der Oxide und Hydroxide der Elemente wie folgt: Die basischen Eigenschaften nehmen zu und die sauren Eigenschaften werden schwächer. Beispielsweise nimmt in Gruppen elektropositiver Elemente die Stärke der Basen zu: Be(OH) 2 ist eine amphotere Verbindung und Ba(OH) 2 ist eine starke Base. In Gruppen nimmt mit zunehmender Ladung der Elementatome die Reduktionsfähigkeit höherer Oxide und Hydroxide von Elementen zu und die Oxidationsfähigkeit ab, beispielsweise für Elemente der Gruppe VII (HClO 4, HBrO 4, HIO 4), die am stärksten reduzierend sind Der Wirkstoff ist HClO 4 und der schwächste ist HIO 4 . In Gruppe II (BeO, MgO, CaO, SrO, BaO) ist BaO das stärkste Reduktionsmittel und BeO das schwächste.