Download - CURS 7 chimie generala
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