Periodiek systeem/Zuurstofgroep, chemische eigenschappen met waterstof

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---

Waterstofverbindingen van de zuurstofgroep

Eigenschappen van de H₂E-verbindingen in de zuurstofgroep

Hoewel de naamgeving van de verschillende waterstofverbindingen in de zuurstofgroep concequent van waterstofelementide spreekt is deze manier van naamgeven alleen voor de eerste drie leden van de zuurstofgroep terecht, hoewel voor watersofoxide compleet ongebruikelijk. Dat is beter bekend als water, Voor telluur en polonium is de richtlijn voor het benoemen van binaire verbindingen echter dat ze als hydride benoemd zouden moeten worden.

Nr	${\ce {H2E}}$	M	H-E-H	H-E	Spt	Kpt	D	pKz1	pKz2	ΔHf(g)
8	${\ce {H2O}}$	18,01528	104.45	95,84	0,0	100	1,85	15,74		−241,82
16	${\ce {H2S}}$	34,0888	92,1	133,6	-85,5	-60,33	0,97	7,05	11,96	−20,5
34	${\ce {H2Se}}$	80,97588	91	146	-65,7	-41,4		3,89	11,0	>0
52	${\ce {H2Te}}$	129,61588	90	169	-49	-2,2		2,64	8,80	0.7684
84	${\ce {H2Po}}$	210,998296			-35,3	36,1				>100
116	${\ce {H2Lv}}$

Legenda

Uit bovenstaande tabel zijn twee zaken duidelijk:

• Op basis van de formule vormen de verbindingen in deze lijst duidelijk een hechte groep
• Op basis van hun eigenschappen vormen de onderste vier (van waterstoflivermorium zijn geen gegevens bekend) duidelijk een groep met gradueel verlopende eigenschappen en is waterstofoxide (water) duidelijk een buitenbeentje.

Bindingshoek

De hoek tussen de bindingen van het centrale atoom naar de waterstof-atomen is in water slechts iets kleiner dan de officiële hoek voor een tetraëder (107 °). De conclusie is dat zuurstof in water een sp³hybridisatie heeft ondergaan. De afwijking van de ideale hoek wordt gevonden in het feit dat de twee groepen orbitalen op het zuurstof-atoom, twee met vrije elektronenparen en twee met een waterstof-atoom erbij, elkaar in principe afstatoren (negatieve ladingen!), maar de orbitalen mèt de waterstofatomen hebben een kleinere effectieve lading, en stoten elkaar dus minder af dan de vrije paren. De hoek tussen de vrije paren wordt daardoor iets groter, die tussen de orbitalen met de waterstofatomen iets kleiner.

Voor de andere elementen geldt eigenlijk dat er geen hybridisatie is opgetreden. De bindingshoeken liggen dicht tot zeer dicht bij de waarden die voor bindingen aan p-orbitalen verwacht mag worden. De afwijking van de ideale 90 ° kan eerder geweten worden aan te weinig ruimte op het oppervlak van het centrale atoom om beide waterstof-atomen in de verwachte hoek te plaatsen dan aan een, zeer kleine, hybridisatie.

Smelt- en kookpunten

In deze series wordt ook duidelijk dat water een zeer speciale plaats inneemt in deze groep verbindingen. Afhankelijk van de precieze methode heeft water zowel een smeltpunt dat ongeveer 100 K hoger is (273 K) dan op basis van de trend bij de waterstof-verbindingen van de andere elementen in deze groep verwacht mag worden, voor het kookpunt (373 K) wordt dat zelfs bijna 200 K. In de grafieken hieronder zijn de smelt- en kookpunten van de verschillende waterstofverbindingen uitgezet tegen de periode van het centrale element (midden) en tegen het atoomnummer (rechts). In de figuren lijkt al duidelijk dat, met uitzondering van water, er voor de andere elementen lineaire verbanden bestaan tussen de periode van het centrale element of het atoomnummer ervan en de smelt- en kookpunten van de ${\ce {H2E}}$-verbindingen.

Periode Atoomnummer Smpnt Kkpnt Smpnt Kkpnt Helling 16,730 32,849 0,727 1,457 Intercept 138,840 108,222 179,587 186,823 Correlatie 0,993 0,979 0,968 0,994 Water (K berekend) 172 174 185 198 Verschil -101 -199 -88 -175

Bij deze tabel en figuren kunnen de volgende opmerkingen worden geplaatst:

• Een verklaring voor het niet trendmatig gedrag van water moet weer gezocht worden in het afwijkende hybridisatie-gedrag van zuurstof in vergelijking met de overige elementen in deze groep. De twee vrije elektronenparen van zuurstof in de sp³-orbitalen vormen een duidelijke negatief geladen plek in het molecuul die als aangrijpingspunt dienst doet voor de waterstofbruggen. De andere elementen kunnen hier alleen de bolsymmetrische en daardoor over het hele oppervlak van het centrale atoom uitgespreide s-orbitaal en de gevulde p-orbitaal tegenover stellen. De s-orbitaal is door zijn uitgebreidheid niet geschikt voor de vorming van een gelokaliseerde binding en de p-orbitaal heeft op het moment dat de binding gevormd moet gaan worden maar de helft van de ladingdichtheid die het zuurstof-atoom kan bieden. Immers, bij zuurstof bevinden de elektronen zich in ene orbitaal die eigenlijk maar naar één kant van het atoom staat, bij de andere elementen gaat het wel is waar ook over een dubbel gevulde orbitaal, maar wel een met een uitgebreidheid naar beide zijden van de atoomkern.
• Het feit dat in alle gevallen een vrij hoge correlatie-coëfficiënt gevonden wordt geeft aan dat er een verband bestaat tussen enerzijds de periode of het atoomnummer van het centrale element en anderzijds de smelt- en kookpunten van de waterstof-verbindingen. Dat wil echter niet zeggen dat er een direct verband tussen de grootheden bestaat. Er kan ook een onderliggende variabele zijn die van invloed is.

Synthese en ΔH_f(g)

De synthese van de verschillende verbindingen is divers. De eerste twee zijn exotherme verbindingen, er komt energie vrij als de verbinding uit de elementen gevormd wordt, de volgende drie zijn gaande naar de hogere periodes steeds meer endotherm, wat het vermoeden rechtvaardigd dat ook de vorming van waterstoslivermorium uit de elementen meer energie kost dan oplevert.

Zuurstof (water)

De vorming van water uit de elementen is een demonstratie-reactie tijdens de introductie van het pertiodiek systeem of zelfs van de scheikunde als geheel. In een apparaat zoals hiernaast schematisch nis weergegeven wordt water gedaan. De reacties die verlopen zijn:

Plus pool:	${\ce {2H2O\ ->\ O2\ +\ 4H^{+}\ +\ 4e^{-}}}$	1 maal	${\ce {2H2O\ ->\ O2\ +\ 4H^{+}\ +\ 4e^{-}}}$
Min pool:	${\ce {2H2O\ +\ 2e^{-}\ ->\ H2\ +\ 2OH^{-}}}$	2 maal	${\ce {4 H2O \ + \ 4 e^{-}\ -> \ 2 H2 \ + \ 4 OH^{-}}}$
Optellen geeft nu:			${\ce {2H2O\ ->\ O2\uparrow \ +\ 2H2\uparrow }}$

De vier H⁺-ionen die aan de positieve (plus) pool ontstaan reageren met de OH^--ionen die gevromd worden aan de negatieve (min) pool en vormen weer 4 watermoleculen.

In het demonstratie-experiment worden de bovenzijden van de kranen vaak via een slang met T-stuk gekoppel. De derde aansluiting van het T-stuk wordt via een slang in een zeepsop-oplossing gestoken. Na openen van de kranen stromen beide gassen, knalgas vormend en zonder met elkaar te reageren door de slang in de zeep-oplossing. Een kleine vonk is nu genoeg om alle met knalgas gevulde zeepbellen te ontsteken. Dit heeft een luide knal, het heet niet voro niets knalgas, tot gevolg.

Zwavel (Waterstofsulfide)

De vorming van nwaterstofsulfide kan op verschillende manieren gerealiseerd worden.

Industrieel

Gaat het puur om de productie van waterstofsulfide dan is de directe reactie van de elementen een goede optie. Waterstof reageert met vloeibaar zwavel bij 450 °C:

${\ce {S_{l}\ +\ H2_{g}\ ->[{\ce {450\ ^{\circ }}}]\ H2S}}$

Bij de olie-industrie is het een tussenstap in het ontzwavelen van aardolie tijdens het hydro-kraken (tijdens het kraken van ruwe aardolie wordt daarbij ook waterstofgas toegevoegd):

${\ce {S\ +\ H2\ ->[{\ce {\Delta }}]\ H2S}}$

Een deel kan met luchtzuurstof omgezet worden in zwaveldioxide:

${\ce {2 H2S \ + \ 3 O2 \ -> \ 2 SO2 \ + \ 2 H2O}}$

Dat vervolgens met meer waterstofsulfide in elementaire zwavel kan worden omgezet:

${\ce {2H2S\ +\ SO2\ ->\ 3S\ +\ 2H2O}}$

Laboratorium

Op laboratoriumschaal wordt meestal gebruik gemaakt van een zwavelverbinding waarmee in het laboratorium met een standaard laboratorium-stof eenvoudig waterstofsulfide gevormd kan worden. Voorbeelden zijn:

• IJzersulfide met zwavelzuur

${\ce {FeS\ +\ H2SO4\ ->\ FeSO4\ +\ H2S\uparrow }}$

• Thioaceetamide met water

${\ce {CH3C(S)NH2\ +\ H2O\ ->\ CH3CONH2\ +\ H2S\uparrow }}$

• Veel sulfides, zowel van metalen als niet-metalen vormen waterstofsulfide als ze blootgrdtsld eotfrn ssn vocht. Aluminiumsulfide, fosforpentasulfide, siliciumdisulfide zijn voorbeelden:

${\ce {Al2S3\ +\ 3H2O\ ->\ Al2O3\ +\ H2S\uparrow }}$

${\ce {P4S10\ +\ 10H2O\ ->\ P4O10\ +\ 10H2S\uparrow }}$

${\ce {SiS2\ +\ 2H2O\ -.\ SiO2\ +\ H2S\uparrow }}$

Seleen

Zuiver waterstofselenide kan op laboratoriumschaal verkregen worden via d ereactie van aluminiumselenide en water:

${\ce {Al2Se3\ +\ 6H2O\ ->\ 2Al(OH)3\ +\ 3H2Se\uparrow }}$

Een alternatief voor dez ereactie is die van de elementen bij 400 °C:

$\mathrm {Al_{2}Se_{3}+6\ H_{2}O\longrightarrow \ 3\ H_{2}Se+2\ Al(OH)_{3}}$

${\ce {H2\ +\ Se->[{\ce {400^{\circ }}}]\ H2Se}}$

Telluur

Net als het sulfide en selenide wordt waterstoftelluride gemaakt door de reactie van een telluride (bijvoorbeeld natriumtellurdie, met een sterk zuur:

${\ce {Na2Te\ +\ H2SO4\ ->\ Na2SO4\ +\ H2Te\uparrow }}$

Polonium

Het is niet (april 2024) mogelijk gebleken waterstofpolonide rechtstreeks uit de elementen te maken. Het ontstaat is een mengsel van polonium, verdund zoutzuur en magnesium.

${\ce {Po\ +\ Mg\ +2HCl\ ->[{\ce {H2O}}]\ MgCl2\ +\ H2Po}}$

Andere verbindingen van waterstof met de leden van de suurstofgroep

Naast de hierboven beschreven verbindingen zijn er ook verbindingen bekend met de algemene formnules ${\ce {H_{x}E_{y}}}$ en ${\ce {H_{x}E^{1}_{y}E^{2}_{z}}}$, waarbij E weer staat voor een van de elementen van de zuurstofgroep.

• Category:Group_16_hydrides (Commons)

Zuurstof

Veruit het bekendste lid van deze groep is waterstofperoxide, ${\ce {H2O2}}$.

• Waterstofperoxide
• Category:Trioxidane (Commons)

Zwavel

• Hydrogen_disulfide

• Disulfide
• https://en.wikipedia.org/wiki/Lipoic_acid
• 1,1'-Ferrocenetrisulfide
• Diallylpentasulfid

Seleen

• Hydrogen_diselenide

Telluur

• Hydrogen_ditelluride

Verwijzingen in de tekst

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---