Periodiek systeem/Zuurstofgroep, chemische eigenschappen

Koppelingen toevoegen
Uit Wikibooks
Vorige pagina Inhouds­opgave Dit is de laatste pagina Index
Chemische eigenschappen van de zuurstofgroep [Bron 1]


Elektronenverdeling[bewerken]

De leden van de zuurstofgroep hebben een met de andere groepen vergelijkbare opbouw van de elektronenschillen:

Z Element Elektronen per schil
8 Zuurstof 2, 6
16 Zwavel 2, 8, 6
34 Seleen 2, 8, 18, 6
52 Telluur 2, 8, 18, 18, 6
84 Polonium 2, 8, 18, 32, 18, 6
115 Livermorium 2, 8, 18, 32, 32, 18, 6[1]

Metalen en niet-metalen[bewerken]

Zuurstof, zwavel en seleen zijn in de zuurstofgroep duidelijk niet-metalen en tellur is een metalloïde.[2] Van polonium zijn te weinig bgegevens bekend (maart 2024) om het als metalloïde danwel als metaal aan te merken. Sommige bronnen noemen het een metaal,[3][4] hoewel het toch ook over een aantal metalloïde-eigenschappen beschikt,[5] Zuurstof neemt in deze groep een echt speciale plaats in naast de andere leden. Een van de voornaamste redenen is wel dat zuurstof geen vrije d-orbitalen ter beschikking heeft en de andere elementen in deze groep wel. Ook is de elektronegatieviteit van zuurstof veel hoger dan op basis van de trend in de andere elementen verwacht zou worden.

Covalente bindingen[bewerken]

In de zuurstofgroep missen de elementen 2 elektronen om aan de octetregel te voldoen. In covalente bindingen zullen ze twee extra elektronen accepteren, waarbij naast de bindingen twee vrije elektyronenparen overblijven. De hoek tussen de bindingen is ligt tussen de 90° en 120°. In +1 ionen, zoals het hydroxonium-ion, wordt een trigonale pyramide-structuur aangenomen met het vrije elektronenpaar. Dubbele covalente bindingen zijn voor de zuurstofgroep ook geen probleem.

Werk in uitvoering.
Dit hoofdstuk bevindt zich nog in de opbouwfase.
De auteur ervan heeft zich voorgenomen de genoemde onderwerpen verder uit te werken.
Indien u wilt bijdragen, overleg dan even met t.vanschaik

E-E en E-E'[bewerken]

Bindingen tussen de leden van de zuurtsofgroep, zowel met zichzelf als andere leden, zijn goed mogelijk.

Oxidatiegetallen[bewerken]

Oxidatiegetallen voor de zuurstofgroep lopen, standaard met stappen van 2, uiteen van -2 tot +6. Gaande door de groep naar de hogere periodes wordt (met de dalende elektronegativiteit) de neiging tot het vormen van de -2 vorm wel minder.[6] Andere, formele, oxidatiegetallen zijn ook mogelijk zoals -1 (door een directe binding tussen twee gelijke atomen uit de zuurstofgroep).[7] Het hoogste oxidatiegetal voor de zuurstofgroep is +6. Dit wordt bereikt in de sulfaten, selenaten, telluraten en de overeenkomstige zuren zoals zwavelzuur.

Zuurstof[bewerken]

, de meest bekende verbinding van zuurstof

Zuurstof is, op fluor na, het meest elektronegatieve element en het vormt verbindingen met vrijwel alle andere elementen,[Noot 1] zelfs met een aantal edelgassen. Het komt veel voor gebonden aan metalen (IJzeroxide) en niet-metalen (sliciumoxide = zand). Het meest gebruikelijke oxidatiegetal voor zuurstof is -2, maar -1 komt ook regelmatig voor.[7] Met waterstof vormt het water en waterstofperoxide. In de organische chemie komt zuurstof, uiteraard naast koolstof, zeer veel voor. Een positief oxidatiegetal voor zuurstof is alleen bekend naast fluor in zuurstofdifluoride (oxidatiegetal: +2) en dizuurstofdifluoride (oxidatiegetal: +1).

Zwavel[bewerken]

Zwavel vertoont het hele scala aan mogelijke oxidatiegetallen voor de zuurstofgroep. De zwavel-analoga van zuurstofverbindingen (een zwavelatoom heeft de plaats van een zuurstofatoom ingenomen) worden vaak met dezelfde naam aangeduid waarbij thio als voorvoegsel gebruikt wordt. Op veel manieren is de chemie van zwavel met die van zuurstof vergelijkbaar. Wel een groot verschil is dat de dubbele binding tussen twee zwavelatomen veel zwakker is dan tussen twee zuurstofatomen, waar tegenover staat dat de enkele binding tussen twee zwavelatomen sterker is dan die tussen twee zuurstofatomen. [8] Organische zwavelverbindingen hebben een sterke, specifieke, geur die door de meeste mensen als "stank" wordt ervaren. Een aantal organismen maakt gebruik van zwavelverbindingen.[3][Noot 2]

Seleen[bewerken]

Van seleen zijn verbindingen bekend met oxidatiegetallen -2, +4 en + 6. Daarnaast vormt het ook met zuurstof stabiele verbindingen.[3] Hoewel slechts in zeer kleine hoeveelheden is seleen een essentieel element in de voeding en komt het in eiwitten voor in de vorm van het proteïnogene aminozuur selenocysteïne en het selenomethionine, een aminozuur dat na samenstelling van de peptideketen in een posttranslationele modificatie gerealiseerd wordt.

Telluur[bewerken]

Telluur heeft het hele repertoire aan oxidatoegetallen van de zuurstofgroep tot zijn beschikking.[7] Het mono-, di- en tri-oxide zijn beschreven.[3]

Polonium[bewerken]

Van polonium zijn verbindingen bekend met oxidatiegetal -2, +2, +4 en (met fluor) +6.[7]

Noten in de tekst

  1. ↑ Het feit dat zuurstof met vrijwel alle elementen verbindingen vormt is de achterliggende reden geweest om het in eerste instantie te gebruiken als definitie van de atomaire massa-eenheid. Door zijn verbinding met zuurstof was van een nieuw element relatief eenvoudig de atomaire massa te bepalen.
  2. ↑ Een bekend verschijnsel is de verkleuring naar strandzand blauwzwart toe als het van de lucht wordt afgesloten (tijdens vloed). Bacteriën gebruiken het aanwezige ijzer(III)sulfaat als elektronenacceptor van hun metabole processen. Het ijzersulfaat wordt daarbij omgezet in ijzer(II)sulfide met de kenmerkende blauwzwarte kleur en rotte-eieren-lucht tot gevolg. Bij laagwater (of scheppen) wordt het ijzer(II)sulfide met zuurstof uit de lucht weer omgezet in ijzer(III)sulfaat en verdwijnen kleur en geur weer.

Bronnen

  1. ↑ Dit is een (gedeeltelijke) vertaling van de tekst in, of gebruikte gegevens zijn ontleend aan het lemma Chalcogen op de Engelse Wikipedia, paragraaf "Chemical" zoals dit op 2 april 2024 aanwezig was.

Verwijzingen in de tekst

  1. ↑  (2011) The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements Uitgever: Springer Science+Business Media ISBN 978-94-007-0210-3
  2. ↑ Theodore Gray: (2011) The Elements Uitgever: Black Bay and Leventhal publishers
  3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 John Emsley: (2011) Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements  (New) Uitgever: Oxford University Press ISBN 978-0-19-960563-7
  4. ↑  (2009) Chemistry & Chemical Reactivity  p. 65 Uitgever: Cengage Learning ISBN 978-0-495-38703-9
  5. ↑ Periodic Table of the Elements – Metalloids. Gordonengland.co.uk.
  6. ↑ Group VIA: Chalcogens. Chemed.chem.wisc.edu.
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 7,3 Mark Jackson: (2002) Periodic Table Advanced Uitgever: Bar Charts Inc. ISBN 978-1-57222-542-8
  8. ↑ The Chemistry of Oxygen and Sulfur. Bodner Research Web.


Vorige pagina Inhouds­opgave Dit is de laatste pagina Index
Informatie afkomstig van https://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.