Nepřechodné prvky 16. skupiny

1. Nepřechodné prvky 16. skupiny Kyslík VI. A skupina Síra Selen p4 prvky Tellur Polonium Chalkogeny O S Se Te Po

3. 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) Se – selene (řec. Měsíc) Te – tellos (řec. Země) Po – Polonia (Polsko) 1898: P. a M.Curie – Po ze smolince Počet známých prvků 1817: J.J. Berzelius – Se z usazeniny v nádobě po H2SO4 Rok objevu

4. 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

5. kyslík, síra = nekovy selen, tellur = polokovy polonium = radioaktivní kov většina chalkogenů jsou prvky alotropní např. síra - kosočtverečná - jednoklonná selen - červený - šedý

6. KyslíkOxygenium O

7. Historie • za objevitele kyslíku jsou považováni C. W. Scheele a J. Priestley

8. Kyslík objevili téměř současně 1771 - 1774 při žíhání kyslíkatých 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

9. 16 8 p+ O 8 n0 8 8 e- 1s2 2s2 2p4 8O

10. Výskyt kyslíku

11. 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%) 178O (0, 04%) 188O (0, 20%)

12. Vazebné možnosti kyslíku: • - elektronová konfigurace a vysoká hodnota • elektronegativity(X0= 3, 5) ovlivňují vazebné možnosti • kyslíku ve sloučeninách, oxidační číslo -II • (v peroxidech –I) • anion: O2- • b) dvě kovalentní vazby: -O- (H2O) • O= (CO2) • c) dativní vazba: H3O+ • - zvláštním případem je vazba v molekule dikyslíku • ( O = O )

13. 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

14. Vznik ozonu • UV záření-naráží na molekuly kyslíku a rozbíjí je na dva atomy kyslíku • Volné atomy kyslíku reagují s O2a vytvářejí molekuly ozonu

15. Nachází se v 10-50 km nad zemí Nejvíce zkoncentrován ve stratosféře (23-24 km) Výskyt ozonu

16. Ozonová díra pokles koncentrace ozonu ztenčování ozonové vrstvy ozonovou díru mají na svědomí mimo jiné halony a freony

17. 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

18. Výroba kyslíku: ■ frakční destilací zkapalněného vzduchu

19. elektrolýzou vody: katoda: 4 H3O+ + 4 e-→ 4 H2O + 2 H2 anoda: 4 OH- → 2 H2O + O2 + 4 e-

20. Příprava kyslíku • tepelný rozklad sloučenin • (Mn02) • 2 KClO3→ 2 KCl + 3 O2 2 KMnO4→ K2MnO4 + MnO2 + O2

21. 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

22. 3) elektrolýzou vody v Hoffmanově přístroji

23. 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

24. 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 tvrdé • např. SiO2, Al2O3, Fe2O3 •  iontové krystaly (pevné látky, v pevném stavu elektricky nevodivé, v tavenině vedou elektrický proud např. Na2O, BaO

25. 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 + H2O některé reagují s H2O → hydroxid (zásadotvorné) CaO + H2O → Ca(OH)2

26.  oxidy amfoterní • reagují s kyselinami i se zásadami vzniká sůl a voda • Al2O3 + 6 H2O → 2 AlCl3 + 3 H2O • Al2O3 + 2 NaOH + 3H2O → 2 Na[Al(OH)4] • ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O • ZnO + 2 NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] • oxidy netečné nereagují s vodou, kyselinami ani zásádami např. CO, NO, N2O, ClO2

27. 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

28. Laboratorní příprava: BaO2 + H2SO4→ BaSO4 + H2O2 Použití: bělící a dezinfekční prostředek 3% roztok v lékařství kadeřnictví