Apie viską po truputį

deguonis – aprašymas

Tai labiausiai paplitęs žemės paviršiuje, sudaro 23 atmosferos %, 46% litosferos, 86% hidrosferos. Sutinkamas grunas ir daugybėje junginių. Pramonėje gaunamas suskystinto oro frakcine distiliacija -183oC, o laboratorijoje dažniausiai elektrolizinant KOH vandeninį tirpalą

K(-): 4HOH + 4e  2H2 + 4OH-
A(+): 4OH- – 4e  O2 + 2H2O
Nedidelius deguonies kiekius patogu gauti katalitiškai skaidant 30% H2O2 tirpalą
2H2O2  2H2O + O2
O taip pat termiškai skaidant kai kuriuos deguonimi turtingus junginius
2KClO3  2KCl + 3O2
2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
Savybės. Deguonis turi tris patvarius izotopus: 168O – 99,76 atom. %, 178O – 0,037 %, 188O – 02 %.
Alotropinė modifikacija yra triatomė molekulė ozonas. Tai nepatvarios melsvos aštraus kvapo dujos. Termodinamiškai molekulė nepatvari, nes jos susidarymo reakcija endoterminė
3/2O2 O3 + 143 Kjmol
Todėl ozono dujos jei nėra katalizatorių skyla lėtai.
deguonisDeguonis – bespalvės, bekvapės, labai reaktingos dujos. Blogai tirpsta vandenyje, todėl iš jo O2 pašalinamas virinant. 10 k. geriau tirpsta organiniuose tirpikliuose. Svarbi ozono savybė yra stipri absorbcija ultravioletinėje spektro dalyje ir tai apsaugo žemę nuo nuo intensyvios saulės ultravioletinės radiacijos. Ozonas gaunamas veikiant O2 dujas elektros iškrova. Ozono koncentracija mišiniuose su O2  paprastai nustatoma leidžiant dujų mišinį per KJ tirpalą ir išsiskyrusį J2 nustatant titrimetiškai tiosulfatu
O3 + 2J- + H2O  J2 + O2 + 2HO-
Ši reakcija iliustruoja dvi labiausiai charakteringas ozono savybes, t.y. oksidacinę prigimtį ir gebėjimą atiduoti O atomą virstant O2
2NO2 + O3  N2O5 + O2
PbS + 4O3  PbSO4 + 4O2
juodas                      baltas
O3 naudojamas įvairiuose oksidacijos procesuose, žemos konc. naudojama geriamo vandens gryninimui, šaltam produktų laikymui ir oro dezinfekcijai.
O yra labai reaktingos trumpai egzistuojančios dalelės, susidarančios H2O, O2, O3, NO2 fotolizės rezultate. Tai labai stiprus oksidatorius vaidinantis svarbų vaidmenį aukštesnių atmosferos sluoksnių chemijoje. Jis koncentruoja, pvz.H2S į agresyvius rūgštinius oksidus.
O2 taip pat energingai oksidina daugelį elementų kambario ir aukštesnėse temper., todėl deguoniniai junginiai žinomi visiems elementams išskyrus inertines dujas. Jis naudojamas plieno, geležies gamybose, metalų lydyme, stiklo gamyboje, daugelyje chemijos pramonės šakų nutekamųjų vandenų apdirbime, dirbtinės atmosferos sudarymui. Labiausiai paplitęs ir ištirtas deguonies junginys vanduo yra lemiamas gyvybei ir lengvai transformuojasi į kietą ir dujinę būkles. Tik apie 3 % prienamo vandens yra gėlas, todėl jūros vandens nudruskinimas vis tampa aktualesnis. Tai judrus ir lakus skystis tarp kurio molekulių pasireiškia vandenilinis ryšys ir tuo paaiškinama daugelis vandens savybių, pvz.: aukšta virimo temperatūra. H2O gerai katalizina daugelį procesų. Žinoma kad šis katalitinis vandens veikimas pasireiškia dėl laisvų OH radikalų susidarymo        HOH  HO + H
Veikiamas stiprių reduktorių, pvz.: aktyvių metalų, H2O elgiasi kaip oksidatorius ir redukuojasi, išsiskiriant H2
Na + HOH  NaOH + 1/2H2
Veikiamas stipri; oksidatori; elgiasi kaip reduktorius ir oksidinasi iki laisvo O2
4KMnO4 + 2H2O  4MnO2 + 4KOH + 3O2
H2O molekules elektronų donorines savybės pasireiškia molekulėms koordinuojantis su katijonais
BeCl2 + 4H2O  [Be(H2O)4]Cl2
MgCl2 + 6H2O [Mg(H2O)6]Cl2
H2O dėl didelio solvatacinio – hidratacinio pajėgumo yra puikus tirpiklis. Daugelis junginių tirpdami H2O sudaro hidratuotų katijonų ir anijonų elektrolitinius tirpalus. Tirpstant eilei kovalentinių junginių H2O, įvyksta kovalentinių jungčių hidratacinis skilimas
P4O10(k) + 6H2O  4H3PO4(aq)
Mažiems H2O kiekiams kiekybiškai nustatyti naudojama reakcija su J2 ir SO2 nevandeniniame tirpale
2H2O + J2 + SO2  H2SO4 + 2HJ
Jono H3O+ yra įrodytas įvairių rūgščių tirpaluose
H+ + H2O  H3O+
Šis jonas taip pat būna dar labiau hidratuotas
H3O+ + H2O  H5O2+
H3O+ + 2H2O  H7O3+
ir įrodytas įvairiuose kristalo hidratuose
H                   H . . . .
\                 /
O – H – O               H5O2+
/                 \
. . . . H                    H
H2O2    Didesniais kiekiais jis gaunamas hidrolizinant perokso disulfatus, gautus elektrolitine hidrosulfatų oksidacija
A + : 2HSO4-  – 2e  H2S2O8
H2S2O8 + H2O  2H2SO4 + H2O2
O taip pat iš organinių junginių, pvz.: 2-etil anfrahinono

Grynas H2O2  yra beveik bespalvis mažiau lakus nei H2O, virimo temp. 150oC ir šiek tiek sunkesnis už H2O, maišosi bet kokiu santykiu su H2O. O2 atomo oks.l. molekulėje -1, t.y. tarpinis tarp O2, H2O2, H2O. Ir šis junginys nesant katalizatoriaus priemaišų lėtai skyla
2H2O2  2H2O + O2
Redokso reakcijose gali būti ir oksidatoriumi, ir reduktoriumi. Kaip oksidatorius               2FeCl2 + 2HCl + H2O2  2FeCl3 + 2H2O
Mn(OH)2 + H2O2 MnO2 + 2H2O
Kaip reduktorius
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4  3MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
2FeCl3 + H2 O2 + 2KOH  2FeCl2 + O2 + 2H2O + 2KCl
H2O2 yra silpna rūgštis       H2O2  H+ + HO2-     HO2- H+ + O22-
Todėl žinomos rūgščios druskos, NaHO2, neutralios, Na2O2
Oksidai   Jie žinomi beveik visiems elementams, pagal lakumą jie būna sunkiai suskystinamos dujos, arba net ugniai atsparios medžiagos. Elektrinės oksidų savybės kinta nuo puikių izoliacinių MgO, per puslaidininkines NiO, iki metalinių laidininkų ReO3. Kartu oksidai būna labai įvairios stecheometrinės sudėties ir labai įvairių cheminių savybių. Dažnai naudojama oksidų klasifikacija pabrėžia jų rūgštines, bazines savybes. Rūgštiniai tai daugelis nemetalų oksidų. Baziniai – tai elektroteigiamų elementų oksidai. Amfoteriniai – tai mažiau elektro-teigiamų elementų oksidai. Neutralūs arba inertiniai – tai oksidai nereaguojantys su vandeniu, o taip pat rūgščių ir hidroksidų tirpalais. Periode oksidų savybės kinta nuo stipriai bazinių per amfoterines iki rūgštinių. Oksidų rūgštingumas taip pat didėja didėjant elemento oks.l.
MnO     Mn2O3          MnO2      MnO3      Mn2O7
\              \                   \               \                 \
Mn(OH)2   Mn(OH)3   H2MnO3  H2MnO4    HMnO4
Pagr. Grupėse oksidų bazinės savybės stiprėja einant žemyn, nes ta kryptimi stiprėja elementų metalinės savybės.
Nors atvirkščia tendencija stebima sekančiose d elementų grupėse. d elementai, kuriems būdingas kintamas valentingumas dažnai sudaro kintamos sudėties oksidus, sulfidus, kurie vadinami nestecheometri-niais junginiais. Šios oksidų fazės labai reikšmingos fizikinėmis savy- bėmis ir elgiasi kaip puslaidininkai, selektyvūs katalizatoriai, fotoelek- trikai, termoelektrikai.
Siera
Yra 3 pagrindiniai pramoniniai sieros šaltiniai: 1) elementinės sieros klodai; 2) vandenilio sulfidas iš gamtinių dujų, naftos, organiniai sieros junginiai naftos perdirbimo produktai ir anglis. Iškasama C turi nuo 1 iki 2% S; 3) metalų sulfidiniai mineralai: piritas FeS2, vario blizgis Cu2S, cinko blizgis ZnS. Siera iš šių klodų gaunama Frašo metodu, kuomet pakaitintas iki 165o vanduo paduodamas po slėgiu į sieros klodą, esantį nuo 150 iki 750 metrų gylyje ir išlydyta S išstu-miama į paviršių suspaustu oru. Išgaunant S iš gamtinių dujų, H2S atskiriamas monoetalonamino, o po to perdirbamas Klauso procesu, šiame procese 1/3 H2S sudeginamas iki S, SO2 ir H2O garų
H2S + 1/2O2 S + H2O                H2S + 3/2O2  SO2 + H2O
Po to SO2 reaguoja su likusiu H2S, esant katalizatoriui
2H2S + SO2  3S + 2H2O
Panaši reakcijų seka yra išgaunant sierą iš žalios naftos, tikpirmiausia S junginiai išskiriami ir hidrinimu pervedami į H2S. Išgaunant S iš FeS2 ir kitų sulfidinių mineralų jie deginami
4FeS2 + 11O2  2Fe2O3 + 8SO2
S taip pat išgaunama iš anhidrito (CaSO4 1/2H2O) ir gipso klodų (CaSO4 2H2O), kurie deginami su koksu ir smėliu aukštesnėje kaip 1000o temperatūroje                     2CaSO4 + C  2CaO + 2SO2 + CO2
Elementinė S naudojama gumos vulkanizacijai, anglies disulfido gavi-mui, kuris labai reikalingas celiuliozės, viskozės gamyboms, taip pat insekticidų ir fundicidų bei farmacinių medž. gamybai. Tačiau apie 80% S sunaudojama vieno iš labiausiai svarbių chemikalų sieros rūgš-ties gamybai.
Savybės  S atomai turėdami du neporinius elektronus linkę sudaryti tarpusavyje savo atomų grandines, todėl žinoma labai daug  įvairių S modifikacijų. S6 – raudoni kristalai, S8, S9, S10, S12, S18, S20 – geltoni kristalai. Aukštoje temperatūroje sieros garai yra spalvoti, nes mole-kulės S2 – melsvai violetinės, S3 – raudonos dujos.  Žinoma eilė poli-merinių modifikacijų, kurios sudarytos iš Sx grandinių. Patvariausia yra geltona rombinė S, kuri vadinama  forma, kurios kristalai sudaryti iš ciklo okta molekulių. Tai geras izoliatorius, geriausias jos tirpiklis CS2. 95,3oC pereina į monoklininę formą,  modifikaciją. Įvairios polimerinės modifikacijos susidaro atšaldant skystą S, visos jos yra nepatvarūs mišiniai sudaryti iš įvairių grandininių ir ciklinių S modifi-kacijų. Garų sudėtyje yra visos S molekulės nuo S2 iki S10. S yra reaktingesnė tik aukštesnėse temperatūrose ir tuomet jungiasi su dau-geliu elementų           H2 + S  H2S          S + 3F2  SF6
Gana gerai sąveikauja su metalais, ypatingai su tais kurie sudaro netir-pius ir labai patvarius sulfidus, pvz.: CuS, Ag2S, PbS.

Leave a Reply

Close Menu