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