Nepechodn prvky 16 skupiny Kyslk VI A skupina

Nepřechodné prvky 16. skupiny Kyslík VI. A skupina Síra Selen p 4 prvky Tellur Polonium O S Chalkogeny Se Te Po

Historie chalkogenů chalkos = řecky ruda gennao = řecky tvořím S – známá už od středověku 1782: Müller – Te ze zlatonosné rudy S – lat. sulpur, řec. Θειο (ztělesnění ohně, blesku) 1898: P. a M. Curie – Po Se – selene (řec. Měsíc) ze smolince Te – tellos (řec. Země) Po – Polonia (Polsko) 1817: J. J. Berzelius – Se z usazeniny v nádobě po H 2 SO 4

Charakteristika 16. skupiny Se stoupajícím protonovým číslem: stoupá: ■ molární hmotnost (g / mol) ■ hustota ■ kovový charakter ■ bod tání a bod varu ■ reaktivita k O 2 klesá: ■ kyselý charakter oxidů konfigurace valenčních elektronů: ns 2 np 4 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 alotropní např. 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 žíhání kyslíkatých sloučenin Na. NO 3, Mn. O 2, Hg. O 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

8 16 O 8 n 0 8 8 O 1 s 2 + p 8 2 s 2 e 2 p 4

Výskyt kyslíku Chemický prvek Hmotnostní zlomek atomů prvků na Zemi(%) O Si Al Fe Ca Na K 49, 8 25, 8 7, 5 4, 7 3, 4 2, 6 2, 4 Mg 1, 9 ostatní 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: 16 8 O (99, 76%) 17 8 O (0, 04%) 18 8 O (0, 20%)

Vazebné možnosti kyslíku: - elektronová konfigurace a vysoká hodnota elektronegativity(X 0= 3, 5) ovlivňují vazebné možnosti kyslíku ve sloučeninách, oxidační číslo -II (v peroxidech –I) a) anion: O 2 b) dvě kovalentní vazby: -O- (H 2 O) O= (CO 2) c) dativní vazba: H 3 O+ - zvláštním případem je vazba v molekule dikyslíku ( O=O )

Fyzikální vlastnosti: ■ elementární kyslík ve dvou formách: dikyslík O 2 a trikyslík (ozon) O 3 ■ bezbarvý plyn ■ těžší než vzduch ■ při teplotě -183°C kondenzuje na modrou kapalinu Ozon O 3 ■ namodralý plyn ■ ostrého zápachu ■ jedovatý Teplota tání °C Teplota varu °C O 2 O 3 -219 -193 -183 -112

Vznik ozonu • UV záření-naráží na molekuly kyslíku a rozbíjí je na dva atomy kyslíku • Volné atomy kyslíku reagují s O 2 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: O 2 ■ velmi reaktivní ■ reaguje téměř se všemi prvky (výjimkou jsou halogeny, vzácné plyny a některé přechodné kovy) ■ hoření (prudká oxidace za vývoje tepla a světla) O 3 ■ vzniká v horních vrstvách atmosféry účinkem kosmického záření na dikyslík O 2 + O → O 3 ■ reaguje prudčeji než dikyslík O 3 + 2 KI + H 2 O → I 2 + 2 KOH + O 2

Výroba kyslíku: ■ frakční destilací zkapalněného vzduchu

elektrolýzou vody: katoda: 4 H 3 O+ + 4 e- → 4 H 2 O + 2 H 2 anoda: 4 OH- → 2 H 2 O + O 2 + 4 e-

Příprava kyslíku 1) tepelný rozklad sloučenin (Mn 02) 2 KCl. O 3 → 2 KCl + 3 O 2 2 KMn. O 4 → K 2 Mn. O 4 + Mn. O 2 + O 2

2) redukce kyslíkatých sloučenin 2 Mn. O 2 + 2 H 2 SO 4 → 2 Mn. SO 4 + O 2 + 2 H 2 O 5 H 2 O 2 + 2 KMn. O 4 + 3 H 2 SO 4 → → 2 Mn. SO 4 + K 2 SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O

3) elektrolýzou vody v Hoffmanově přístroji

Použití kyslíku: O 2 sváření a řezání kovů kyslíkové přístroje ve zdravotnictví, letectví, hornictví, kosmonautice k pohonu raket (kapalný kyslík) k urychlení chemických procesů (výroba oceli) O 3 dezinfekce H 2 O a vzduchu bělení textilních vláken

Binární sloučeniny kyslíku: - oxidy, - peroxid vodíku, - peroxidy kovů Oxidy: OIIrozdělení: a) podle struktury molekulové oxidy (mezi jednotlivými molekulami existují většinou jen slabé van der Waalsovy interakce) -oxidy nekovů např. CO, CO 2, NO 2, SO 2 kovalentní krystaly (atomy tvoří trojrozměrné mřížky, pevné látky, velmi tvrdé např. Si. O 2, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 iontové krystaly (pevné látky, v pevném stavu elektricky nevodivé, v tavenině vedou elektrický proud např. Na 2 O, Ba. O

b) podle acidobazických vlastností oxidy kyselé CO 2 + Ca(OH)2 → Ca. CO 3 + H 2 O Si. O 2 + 2 Na. OH → Na 2 Si. O 3 + H 2 O některé reagují s H 2 O → kyselin (kyselinotvorné) SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 oxidy zásadité Cu. O + H 2 SO 4 → Cu. SO 4 + H 2 O některé reagují s H 2 O → hydroxid (zásadotvorné) Ca. O + H 2 O → Ca(OH)2

oxidy amfoterní reagují s kyselinami i se zásadami vzniká sůl a voda Al 2 O 3 + 6 H 2 O → 2 Al. Cl 3 + 3 H 2 O Al 2 O 3 + 2 Na. OH + 3 H 2 O → 2 Na[Al(OH)4] Zn. O + 2 HCl → Zn. Cl 2 + H 2 O Zn. O + 2 Na. OH + H 2 O → Na 2[Zn(OH)4] oxidy netečné nereagují s vodou, kyselinami ani zásádami např. CO, N 2 O, Cl. O 2

Peroxid vodíku: H 2 O 2 H–O–O–H O-I (O 2 -II) ■ velmi reaktivní, bezbarvá kapalina, ■ nestálý 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2 (ovlivnění rozkladu: zpomalit H 3 PO 4, H 2 SO 4 zrychlit Mn. O 2, krev, světlo, teplo ■ oxidační účinky Pb. S + 4 H 2 O 2 → Pb. SO 4 + 4 H 2 O 2 KI + H 2 O 2 + 2 HCl → 2 H 2 O + I 2 + 2 KCl ■ redukční účinky Ag 2 O + H 2 O 2 → 2 Ag + H 2 O + O 2 2 KMn. O 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 → → K 2 SO 4 + 2 Mn. SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2 O

Laboratorní příprava: Ba. O 2 + H 2 SO 4 → Ba. SO 4 + H 2 O 2 Použití: bělící a dezinfekční prostředek 3% roztok v lékařství kadeřnictví