Element SimbolNumăr

atomic

Învelişul de

electroni

Stare de

oxidare

Oxigen O 8 He 2s2p4 -2

Sulf S 16 Ne 3s2p4 -2, +4, +6

Seleniu Se 34 Ar 3d104s2p4 -2, +4, +6

Telur Te 52 Kr 4d105s2p4 -2, +4, +6

Poloniu Po 84 Xe 4f145d106s2p4 -2, +4, +6

Grupa VIa a sistemului periodic

În condiţii standard, la 250C şi 1 atm, oxigenul există sub formă de

molecule diatomice O2. Sulful şi seleniul apar sub formă de molecule

ciclice de opt atomi.

Caracterul metalic creşte cu creşterea numărului atomic, în sensul

Se < Te < Po.

Oxigenul

Este elementul cel mai răspândit: - în litosferă (47,3%), în hidrosferă

(85,8%), în atmosferă (23,2%-masă sau 20,9%-volum).

Cu toate elementele, exceptând fluorul, oxigenul reacţionează numai în

starea de oxidare (–2). Cu fluorul, oxigenul reacţionează în starea de oxidare

(+2).

Oxigenul formează cu elementele vecine cu el în perioada 2 şi anume

cu N şi C, duble legături. Prin această proprietate, chimia oxigenului se

deosebeşte mult de cea a sulfului, seleniului şi telurului care nu formează

legături duble.

Oxigenul formează cu omologii săi superiori din grupa VIa combinaţii

stabile, oxizi şi oxiacizi covalenţi

Aproape toate elementele se combină cu oxigenul molecular formând

oxizi. În afară de gazele rare, numai halogenii şi metalele nobile nu reacţionează

direct cu oxigenul.

Combinarea unui element cu oxigenul poartă numele de ardere. Aceste

procese pot fi arderi vii, când au loc cu degajare mare de căldură şi lumină şi pot

fi oxidări sau arderi lente, care se petrec la temperaturi joase şi cu viteză mică.

Oxidările lente se petrec în organismele vii şi sunt esenţiale pentru viaţa

acestora.

Dintre nemetale, ard deosebit de uşor fosforul alb, sulful şi carbonul,

formând oxizi: P2O5, SO2 şi CO2. Dintre metale, cel mai uşor arde magneziul,

emiţând lumină albă şi căldură. Arderile constituie o sursă importantă de energie.

Importanţa în tehnică

Unica sursă pentru obţinerea oxigenului o constituie distilarea

fracţionată a aerului lichid.

Oxigenul se conservă şi se transportă în tuburi de oţel, la presiune

de 150 sau 225 atm.

Cantităţi mari se folosesc în obţinerea diferitelor substanţe

organice şi anorganice, în obţinerea temperaturilor înalte necesare la

sudura metalelor (împreună cu acetilena).

Sub formă de oxigen lichid se foloseşte drept combustibil pentru

acţionarea rachetelor.

Este folosit în medicină în aparatele de respiraţie artificială.

Importanţa fiziologică

Oxigenul este folosit în respiraţie. Energia eliberată în acest proces serveşte

vieţuitoarelor aerobe pentru diverse funcţiuni vitale, producerea de căldură,

travaliu muscular, sinteze de diferite substanţe în organism.

În plantele verzi, alături de respiraţie are loc şi procesul de asimilaţie

clorofiliană în care se consumă CO2 şi se eliberează O2.

Reacţiile de oxidare la care participă moleculele de oxigen sunt reacţii

exoergice (însoţite de o descreştere a entalpiei libere).

Rezerva de oxigen din atmosferă este asigurată de către plante prin procesul

de asimilaţie clorofiliană. Menţinerea aproximativ constantă a cantităţii de oxigen

din aer depinde de circuitul oxigenului în natură. Descreşterea suprafeţelor

împădurite, creşterea cantităţii de CO2 provenită din procesele industriale şi din

circulaţia rutieră dezechilibrează circuitul oxigenului în natură.

Oxidul de hidrogen (apa)

Răspândire în natură

Apa este una din cele mai răspândite substanţe în natură, mai

ales în stare lichidă, formă în care acoperă 2/3 din suprafaţa globului,

alcătuind apele de suprafaţă.

În natură nu există apă chimic pură. Compoziţia chimică a acestei

ape variază cu natura rocilor cu care a fost în contact. Cel mai scăzut

conţinut în substanţe minerale dizolvate îl are apa izvoarelor de munte şi

cea provenită din topirea gheţarilor.

Apa izvoarelor şi a râurilor conţine dizolvate gazele din aer

(oxigen, azot şi dioxid de carbon), cationi (calciu, magneziu şi sodiu),

anioni (dicarbonat, sulfură şi clorură). O apă cu un conţinut ridicat de

dicarbonat de calciu şi de magneziu este o apă dură.

Apa potabilă este apa bună de băut şi ea trebuie să fie limpede,

incoloră, fără miros, fără substanţe organice; trebuie să conţină

dizolvate cantităţi mici de săruri (în general, până la 600 mg/l) şi să fie

aerată, adică să conţină oxigen. Apa de mare puritate se obţine fie prin

distilare (apa distilată, folosită în laboratoare), fie prin electroosmoză,

metodă prin care se obţine o apă de bună calitate.

Sulful

Se găseşte în cantităţi mari în natură, atât liber cât şi sub formă de

combinaţii (sulfuri ale metalelor tranziţionale şi sulfaţi).

pirita (FeS2) blenda (ZnS)

calcopirita (FeCuS2) galena (PbS)

gipsul (CaSO42H2O) barita (BaSO4).

Proprietăţi fizice

Este o substanţă solidă, cristalină, de culoare galbenă şi prezintă două

forme alotropice: sulful rombic şi sulful monoclinic. Ambele forme sunt solubile

în sulfură de carbon şi alţi solvenţi organici (benzen, petrol).

Sulful are în unii compuşi ai săi o tendinţă spre catenare, adică spre

formare de lanţuri compuse din doi sau mai mulţi atomi.

Pirita Calcopirita

Blenda Galena Barita

Structura moleculei de S8

Sulful rombic şi monoclinic

Reacţii chimice Observaţii

Reacţiile sulfului elementar

M + S MS Se formează sulfuri S2-; M-metal activ

H2 + S H2S

E + S ES2 E – C, Si, Ge

E + S ES E – Sn, Pb

S + O2 SO2

S + 3 F2 SF6

Reacţii ale compuşilor cu sulf

S2- + 2 H+ H2S H2S – reducător puternic

H2S + O2 S + H2O

2 H2S + 3 O2 2 SO2 + 2H2O

2 SO2 + O2 2 SO3 Oxidare catalitică

SO2 + H2O H2SO3 H2SO3 – acid sulfuros

SO3 + H2O H2SO4

Proprietăţi chimice ale sulfului şi ale principalilor săi compuşi

Dioxidul de sulf şi acidul sulfuros

Dioxidul de sulf (SO2) se obţine prin arderea în aer a sulfului sau a

sulfurilor metalice:

S + O2 SO2

4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2

Proprietăţi fizice şi chimice

SO2 este un gaz incolor, cu miros înecăcios, uşor lichefiabil prin

comprimare. Dioxidul de sulf lichid este un bun solvent pentru multe

alte substanţe organice şi anorganice.

Cu oxidanţii puternici, dioxidul de sulf reacţionează ca un agent

reducător:

SO2 + 2 HNO3 H2SO4 + 2 NO2

În prezenţa reducătorilor mai puternici decât el se comportă ca un

agent oxidant:

SO2 + 2 H2 5000C S + 2 H2O

SO2 + 2 C 8000C S + 2 CO

În soluţie apoasă, dioxidul de sulf formează în proporţie mică acidul

sulfuros:

SO2 + H2O H2SO3

Acidul sulfuros nu poate fi izolat din soluţia sa apoasă, căci la

încălzire echilibrul reacţiei s-ar deplasa spre stânga, SO2 părăsind

soluţia.

Acidul sulfuros este un acid slab, diprotic, cea de-a doua treaptă

de ionizare având loc numai la diluţii foarte mari.

Acidul sulfuros este un agent reducător puternic. El reduce ionul

permanganic la Mn2+ şi Mn4+ la Mn2+.

MnO2 + H2SO3 MnSO4 + H2O

Halogenii oxidează acidul sulfuros la acid sulfuric:

Cl2 + H2SO3 + H2O 2 Cl- + SO42- + 4 H+

Sărurile acidului sulfuros se numesc sulfiţi (SO32-) şi disulfiţi sau

sulfiţi acizi (HSO3-).

Disulfiţii se prepară prin trecerea unui curent de SO2 printr-o

soluţie a unei baze tari:

NaOH + SO2 NaHSO3

Ca(OH)2 + SO2 Ca(HSO3)2

Sulfiţii se obţin prin tratarea disulfiţilor cu baze tari:

NaHSO3 + NaOH Na2SO3 + H2O

Sulfiţii şi disulfiţii sunt reducători puternici, întocmai ca şi soluţia

apoasă de dioxid de sulf.

Trioxidul de sulf şi acidul sulfuric

Trioxidul de sulf se prepară prin oxidarea catalitică a dioxidului de

sulf cu oxigen din aer.

2 SO2 + O2 2 SO3

Proprietăţi fizice şi chimice

La temperatura obişnuită, SO3 este un lichid iar la temperatura de

16,80C se solidifică.

Din punct de vedere chimic este o substanţă foarte reactivă. Cu apa,

reacţionează violent dând acid sulfuric:

SO3 + H2O H2SO4

Din cauza combinării cu vaporii de apă din atmosferă, fumegă în aer.

Trioxidul de sulf carbonizează substanţele organice cum sunt

zahărul sau celuloza, la fel ca şi acidul sulfuric, dar mai energic. Pe piele

produce arsuri. Cu substanţe organice ca benzenul şi alte hidrocarburi

formează acizi sulfonici:

SO3 + C6H6 C6H5 – SO3H

Absorbţia SO3 se face în acid sulfuric diluat şi se obţine astfel o

soluţie numită acid fumans sau oleum.

Acidul sulfuric este un lichid vâscos, incolor şi inodor. La diluarea

acidului sulfuric cu apă se degajă o cantitate mare de căldură care se

datorează celor două trepte de ionizare şi formării hidraţilor (H2SO4H2O

şi H2SO42 H2O).

Acidul sulfuric este un acid diprotic care ionizează în două trepte de

ionizare:

H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4

-

HSO4- + H2O H3O

+ + SO42-

Acidul sulfuric concentrat nu atacă fierul, manifestându-se un

fenomen de pasivitate. Acidul sulfuric diluat (80%) atacă fierul, dar este

pasiv faţă de plumb, datorită formării unui strat subţire de sulfat de

plumb, insolubil în acid sulfuric diluat.

Sulful şi carbonul reduc acidul sulfuric la SO2, ele oxidându-se:

2 H2SO4 + S 3 SO2 + 2 H2O

2 H2SO4 + C 2 SO2 + CO2 + 2 H2O

Sărurile acidului sulfuric se numesc sulfaţi acizi (HSO4-) şi sulfaţi

(SO42-). Sulfaţii sunt săruri frumos cristalizate, uşor solubile în apă.

Importanţa sulfului şi a compuşilor săi

Sulful este o componentă nelipsită a proteinelor, substanţe ce

se află în toate celulele vii. Intră în componenţa unor vitamine, glicozizi

(substanţe ce imprimă gustul caracteristic de iute – în muştar, usturoi,

hrean etc.)

Unele bacterii şi unele alge oxidează hidrogenul sulfurat,

transformându-l în sulf, pe care îl acumulează în celulele lor.

Dioxidul de sulf în concentraţie mare în aer este toxic. El este

nociv şi pentru plante - se dizolvă în apa de pe frunze şi se oxidează

parţial dând acid sulfuric, care este puternic coroziv. Aceeaşi acţiune

corozivă o au gazele sulfuroase şi asupra statuilor din marmură.

Dioxidul de sulf şi sulfiţii, datorită caracterului lor puternic

reducător, sunt folosiţi ca decoloranţi în industria textilă sau în procesul

de preparare al vinurilor. Dioxidul de sulf gazos şi în soluţie este un

insecticid şi un dezinfectant slab.

Acidul sulfuric se fabrică în cantităţi foarte mari, fiind utilizat:

- la fabricarea îngrăşămintelor fosfatice; - în industria

petrolului (la rafinare); - în industria petrochimică (la obţinerea de alcooli

din alchene); - în industria medicamentelor, la acumulatori etc.

H2SO4 oleum

sau fumans

Efectele ploii acide

Element SimbolNumăr

atomic

Învelişul de

electroni

Stare de

oxidare

Fluor F 9 He 2s2p5 -1

Clor Cl 17 Ne 3s2p5 -1,+1,+3,+5,+7

Brom Br 35 Ar 3d104s2p5 -1,+1,+5

Iod I 53 Kr 4d105s2p5 -1,+1,+3,+5,+7

Astatiniu At 85 Xe 4f145d106s2p5 -

Grupa VIIa a sistemului periodic

În condiţii normale, la 250C şi 1 atm , halogenii formează molecule

diatomice, X2. În moleculă, cei doi atomi de halogen sunt uniţi printr-o legătură

covalentă .

Sub formă de molecule, fluorul şi clorul sunt gaze, bromul este lichid iar

iodul este solid. Astatiniul este produs în reacţii nucleare.

Halogenii au un pronunţat caracter nemetalic. Afinitatea pentru

electroni scade de la fluor la iod. Datorită caracterului puternic

electronegativ, halogenii sunt oxidanţi foarte puternici.

Halogenii formează atât legături covalente cât şi legături ionice,

în funcţie de caracterul elementului cu care se combină.

Cu metalele formează combinaţii ionice, în care apare ionul

halogenură X-, ion ce ia naştere prin acceptarea unui electron.

Cu elemente mai slab electronegative ca Si, C, P, As, O, S sau B,

halogenii formează legături covalente.

Halogenii se înlocuiesc în combinaţiile ionice în ordinea:

F > Cl > Br > I

Fluorul se deosebeşte de restul elementelor prin proprietăţile

sale. El este cel mai electronegativ element şi deci, cel mai reactiv.

Spre deosebire de ceilalţi halogeni, fluorul are în combinaţii numai

starea de oxidare (–1). Clorul, bromul şi iodul prezintă în combinaţii

şi numere de oxidare pozitive, în special în combinaţile cu oxigenul.

Hidracizi halogenaţi

Toţi halogenii reacţionează cu apa:

X2 + H2O HOX + (H+ + X -)

Halogenii formează cu hidrogenul hidracizii: acidul fluorhidric, acidul clorhidric,

acid bromhidric, cu formula generală HX, prin X înţelegându-se halogen. Ei se

prepară prin sinteză din elemente, reacţie puternic exotermă, cu excepţia reacţiei

de preparare a acidului iodhidric care este endotermă:

H2 + Cl2 2 HCl

H2 + F2 2 HF

H2 + Br2 2 HBr

H2 + l2 2 Hl

Hidracizii halogenaţi sunt gaze incolore. În stare pură nu conduc curentul electric,

dar în soluţie apoasă sunt electroliţi puternici, cu excepţia acidului fluorhidric.

Acesta prezintă proprietăţi speciale datorită faptului că în stare anhidră formează

asociaţii moleculare prin legături de hidrogen.

În soluţie apoasă, hidracizii halogenilor reacţionează aproape cu toate metalele

(numai platina rezistă la HF, iar plumbul şi aurul rezistă la HCl); din această cauză

sunt foarte corozivi.

Halogenuri

Sărurile hidracizilor se numesc halogenuri. Ele se formează prin reacţia cu oxizii

metalelor sau cu hidroxizii acestora.

Halogenurile sunt combinaţii binare ale halogenilor cu alte elemente. Ele pot fi

halogenuri ionice sau covalente.

Halogenurile ionice sunt reprezentate caracteristic prin halogenurile metalelor

alcaline şi alcalino-pământoase. În stare solidă formează cristale ionice sau semi-

ionice, au puncte de topire şi de fierbere înalte şi sunt solubile în dizolvanţi polari.

Legătura metal – halogen este o legătură ionică.

Halogenurile covalente sunt reprezentate prin halogenurile nemetalelor şi

halogenurile unor metale tranziţionale, de plumb şi staniu. Ele sunt solubile în

dizolvanţi nepolari şi insolubile în dizolvanţi polari, deşi unele din ele, cum ar fi

PCl3, reacţionează cu apa, formând acidul fosforos şi acidul clorhidric.

Halogenurile covalente au proprietatea de a forma cu ionii de halogen ioni

complecşi:

SiF4 + 2 F - SiF62-

SnCl4 + 2 Cl - SnCl62-

PbCl4 + 2 Cl - PbCl62-

Halogen Oxizi Oxiacizi

F F2O, F2O2 -

Cl Cl2O, ClO2, (ClO3)2, Cl2O7 HClO, HClO2, HClO3, HClO4

Br Br2O HBrO, HBrO3

I I2O4, I4O9, I2O5, I2O7 HIO, HIO3, HIO4, H5IO6

Oxizi şi oxiacizii halogenaţi

Halogenii reacţionează cu oxigenul formând oxizi şi respectiv oxiacizi

(exceptând fluorul) în care au numere de oxidare pozitive.

În tabel sunt prezentaţi compuşii halogenilor cu oxigenul, respectiv

oxizii şi oxiacizii halogenilor:

Ex. : HClO – acid hipocloros; sare: ClO- - hipoclorit

HClO2 – acid cloros; sare: ClO2- - clorit

HClO3 – acid cloric; sare: ClO3- - clorat

HClO4 – acid percloric; sare: ClO4- - perclorat

Oxiacizii în care halogenii au starea de oxidare +1, respectiv

acizii hipocloros, hipobromos, hipoiodos se obţin prin reacţia

halogenilor respectivi cu apa; sărurile lor se obţin prin reacţia

halogenilor cu hidroxizi alcalini:

Cl2 + H2O HCl + HClO

Cl2 + 2 NaOH NaCl + NaClO + H2O , unde

NaClO – hipoclorit de sodiu.

Atât oxiacizii cât şi sărurile lor au un caracter puternic oxidant,

dar au stabilitate mică şi nu pot fi izolaţi din soluţie. Acidul hipocloros

(apa de clor) şi hipocloritul de sodiu sunt mult folosiţi în industria

textilă ca decoloranţi. Clorura de var este un material care se

foloseşte ca dezinfectant şi decolorant. Se obţine prin acţiunea

clorului gazos asupra hidroxidului de calciu solid.

Cl2 + Ca(OH)2 Ca(OCl)2 + H2

Componenta activă este hipocloritul de calciu Ca(OCl)2.

Acidul cloric HClO3 şi sărurile lui, cloraţii, precum şi acidul

percloric HClO4 cu sărurile sale, percloraţii, sunt compuşi mai stabili,

dar caracterul oxidant se manifestă la temperaturi ridicate.

Acizii cloric şi percloric în soluţii concentrate şi la temperaturi

relativ ridicate se descompun cu explozie, la fel ca şi sărurile lor.

Cloraţii reacţionează cu violenţă cu unele nemetale cum ar fi

carbonul sau sulful:

2 KClO3 + 3 C 2 KCl + 3 CO2

2 KClO3 + 3 S 2 KCl + 3 SO2

Pe aceste reacţii se bazează folosirea cloratului de potasiu în

pirotehnie.

Halogenii sunt mult folosiţi în sinteza organică.

Clorura de sodiu - materie primă în prepararea produselor

clorosodice; clorura de potasiu - în industria îngrăşămintelor chimice.

Clor gazosFluor gazos Brom lichid si vapori

Iod solid Petarde Focuri de artificii