మొక్కలు, జంతువులకు ఆక్సిజనే ప్రాణాధారం. స్ట్రాటో ఆవరణంలో ఉండే ఓజోన్, సూర్యుడి నుంచి వెలువడే ప్రమాదకరమైన అతినీలలోహిత కిరణాలను భూమిపైకి రానీయకుండా చేసి మనల్ని రక్షిస్తోంది. భూమిలో భారాత్మకంగా 46.6% ఆక్సిజన్ ఉంది. గాలిలో ఘనపరిమాణాత్మకంగా కేవలం 20.946% మాత్రమే ఉంటుంది. వెంట్రుకలు, ఉన్ని, ఉల్లిపాయ, ఆవాలు, వెల్లుల్లి, ప్రొటీన్లు, కోడిగుడ్డు, అగ్నిపర్వతాలు, జిప్సం (CaSO4 . 2 H2O), ఎప్సం లవణం (MgSO4 . 7 H2O), బెరైట్ (BaSO4), జింక్ బ్లెండ్ (ZnS), గెలీనా (PbS), కాపర్ పైరెట్లు (CuFeS2)లలో సల్ఫర్ లభిస్తుంది. 16వ గ్రూపులో O, S, Se,Te, Po మూలకాలు ఉన్నాయి. ధాతువులను ఏర్పరచడం వల్ల వీటిని 'చాల్కోజన్లు' అంటారు. O, S అలోహాలు; Se, Te అర్ధ లోహాలు; Po రేడియోధార్మిక లోహం; ఆక్సిజన్ ద్విఅణుకం; మిగిలినవి అష్ట అణుకత మూలకాలు.
ఈ గ్రూపు మూలకాల సాధారణ ఎలక్ట్రాన్ విన్యాసం ns2 np4. పరమాణు, అయానిక వ్యాసార్ధాలు గ్రూపులో పైనుంచి కిందకు పెరుగుతాయి. అయొనైజేషన్ ఎంథాల్పీ, ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పీ, రుణవిద్యుదాత్మకత పైనుంచి కిందకు తగ్గుతాయి. 15వ గ్రూపు మూలకాల కంటే (p − ఆర్బిటాళ్లు సగం నిండటం వల్ల) 16వ గ్రూపు మూలకాలకు తక్కువ ప్రథమ అయొనైజేషన్ ఎంథాల్పీ ఉంటుంది.
దట్టమైన స్వభావం ఉండటం వల్ల ఆక్సిజన్ యొక్క రుణ ఎలక్ట్రాన్ గ్రాహ్య ఎంథాల్పీ సల్ఫర్ కంటే తక్కువగా ఉంటుంది. సాధారణ ఆక్సైడ్ (CaO, Na2O)లలో ఆక్సిజన్ -2 ఆక్సీకరణ స్థితిని; పెరాక్సైడ్ (H2O2, Na2O2)లలో -1; O2,O3లలో సున్నా, సూపర్ ఆక్సైడ్ (KO2)లలో -1, O2F2లలో +1, OF2లో +2 ఆక్సీకరణ స్థితిని ప్రదర్శిస్తుంది. మిగిలిన మూలకాలు 2, +2, +4, +6 ఆక్సీకరణ స్థితులను ప్రదర్శిస్తాయి. తక్కువ పరమాణు సైజు, అధిక రుణవిద్యుదాత్మకత, d - ఆర్బిటాళ్లు లేకపోవడం వల్ల ఆక్సిజన్కి అసంగత ప్రవర్తన ఉంటుంది.
ఈ గ్రూపు మూలకాలు MO2, MO3 రకం ఆక్సైడ్లను ఇస్తాయి. ఇవి ఆమ్ల ధర్మాన్ని కలిగి ఉంటాయి. క్షయీకరణ ధర్మం SO2 నుంచి TeO2 కి తగ్గుతుంది. అంటే SO2 క్షయకరణి కాగా TeO2 ఆక్సీకరణి. ఆక్సైడ్లలో మిశ్రమ ఆక్సైడ్లు (Pb3O4, Fe3O4), ఆమ్ల ఆక్సైడ్లు (CO2, N2O5, SO3,Cl2O7, Mn2O7, CrO3, V2O5), క్షార ఆక్సైడ్లు (Na2O, CaO, BaO) ఉండవచ్చు. ఆమ్లాలు, క్షారాలతో చర్య జరపని ఆక్సైడ్లను తటస్థ ఆక్సైడ్లు (CO, NO, N2O) అంటారు. ఆమ్లాలు, క్షారాలతో చర్య జరిపే ఆక్సైడ్లను (H2O, Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO2) ద్విస్వభావ ఆక్సైడ్లు అంటారు.
హాలైడ్లు
16వ గ్రూపు మూలకాలు M2X2, MX4, MX6 రకం హాలైడ్లను ఏర్పరుస్తాయి.
ఈ మూలకాలు మోనో, డై, టెట్రా, హెక్సా హాలైడ్లను ఇస్తాయి.
మోనోహాలైడ్లు : ఇవి ద్విఅణుకాలుగా ఉంటూ, అననుపాత చర్యల్లో పాల్గొంటాయి. వీటి నిర్మాణం H2O2లా తెరచిన పుస్తక ఆకృతిలో ఉంటుంది.
వీటిలో కేంద్రక పరమాణువులో sp3d సంకరీకరణం జరుగుతుంది. ఈ అణువులకు తూగుడు బల్ల ఆకృతి వస్తుంది. లూయీస్ క్షారాలు, ఆమ్లాలుగా వ్యవహరిస్తాయి. SF4 చాలా చురుకైంది. చర్యాశీలత ఎక్కువగా ఉండే వాయువు. బలమైన ఫ్లోరినేటింగ్ కారకం. చాలా అస్థిరమైంది. జలవిశ్లేషణ చెందుతుంది.
O - O = 127 pm, O - F= 158 pm, డై హెడ్రల్కోణం = 87º 30'. ఇది బలమైన ఆక్సీకరణి, ఫ్లోరినేటింగ్ కారకం. దీనికి జేగురు రంగు ఉంటుంది.
హైడ్రైడ్లు
ఈ గ్రూపు మూలకాలు H2M రకపు హైడ్రైడ్లను ఏర్పరుస్తాయి. కేంద్రక పరమాణువు M sp3 సంకరీకరణంలో పాల్గొంటుంది. వీటికి ''V" ఆకారం ఉంటుంది. H2O మినహా మిగతా హైడ్రైడ్లు విషపూరితమైనవి, దుర్గంధాన్నిచ్చేవి, బాష్పశీలత ఎక్కువ ఉన్నవి. ఉష్ణ స్థిరత్వం, బాష్పశీలత, సమయోజనీయ స్వభావం, బంధ కోణాలు, బంధశక్తి H2O నుంచి H2Te కి తగ్గుతాయి. ఆమ్ల స్వభావం, క్షయీకరణ స్వభావం H2O నుంచి H2Te కి పెరుగుతాయి. H2O లో ఉండే హైడ్రోజన్ బంధాలవల్ల గది ఉష్ణోగ్రత వద్ద అది ద్రవస్థితిలో ఉంటుంది. దీని భాష్పీభవన స్థానం ఊహించిన దానికంటే ఎక్కువ.
H2O కి స్థిరత్వం చాలా ఎక్కువ. దీనికి తక్కువ బాష్పశీలత, అధిక బాష్పీభవన ఉష్ణోగ్రత ఉన్నాయి. అన్ని హైడ్రైడ్ల కంటే H2S బాష్పీభవన స్థానం అత్యల్పం, బాష్పశీలత అత్యధికం.
H - S బంధవిఘటన శక్తి, H - Te బంధ విఘటన శక్తి కంటే ఎక్కువగా ఉండటం వల్ల H2Sకి, H2Te కంటే తక్కువ ఆమ్లత్వం ఉంటుంది.
O2 (డై ఆక్సిజన్)
O2 రంగు, వాసన లేని వాయువు. దీనికి పారా అయస్కాంత ధర్మం ఉంటుంది. ప్రయోగశాలలో O2ని కిందివిధంగా తయారు చేస్తారు.
నీటిని విద్యుద్విశ్లేషణం చేసి లేదా ద్రవ గాలిని అంశిక స్వేదనం చేసి O2ని పారిశ్రామికంగా తయారుచేస్తారు. O2 లోహాలు, అలోహాలతో చర్య జరుపుతుంది. Au, Agలతో చర్య జరపదు.
O2 ఉపయోగాలు:
* ఆక్సీ ఎసిటలీన్ వెల్డింగుల్లో
* వైద్యశాలలు, పర్వతారోహణంలో
* రాకెట్ను అధిక బలంతో ఆకాశం వైపు నెట్టడంలో హైడ్రజీన్ను ద్రవ ఆక్సిజన్తో కలిపి మండించడానికి
* జీవుల శ్వాసక్రియలో
* అనేక దహన ప్రక్రియల్లో O2ను ఉపయోగిస్తారు.
O3 (ఓజోన్)
ఓజోన్ ఆక్సిజన్ రూపాంతరం. దీనికి నీలిరంగు ఉంటుంది. డయా అయస్కాంత వాయువు. ఇది ట్రోపో ఆవరణంలో ఉంటే హరితగృహ ప్రభావానికి కారణమవుతుంది. O3 గాఢత 100 ppm మించితే శ్వాసక్రియకు ఆటంకం కలుగుతుంది. ఇంకా వాంతులు, తలనొప్పి వస్తాయి. దీనికి అధిక గాఢత వద్ద (ΔH = −ve, ΔS = +ve, ΔG = -ve ఉండటం వల్ల) పేలుడు స్వభావం ఉంటుంది.
O3 తయారీ:
O3ని O2 నుంచి తయారు చేస్తారు. శుద్ధమైన, పొడిగా ఉండే చల్లని O2ని నిశ్శబ్ద విద్యుత్ ఉత్సర్గం ద్వారా పంపితే 10% ఓజోన్ ఏర్పడుతుంది. శుద్ధ ఓజోన్ను ద్రవరూప ఆక్సిజన్ పరివేష్ఠితమై ఉండే పాత్రలో సంగ్రహిస్తారు.
3 O2 2 O3; ΔH = +142 K.J./ mole
O3 ధర్మాలు:
ఉష్ణగతిక శాస్త్రపరంగా ఓజోన్ (ఆక్సిజన్ కంటే) అస్థిరమైంది. ఇది వియోగం చెంది, నవజాత ఆక్సిజన్ను ఇస్తుంది.
O3 O2 + (O)
ఓజోన్ బలమైన ఆక్సీకరణి.
* ఓజోన్ నల్లని PbSని తెల్లని PbSO4 గా ఆక్సీకరణం చేస్తుంది.
PbS + 4 O3 PbSO4 + 4 O2
* ఓజోన్ సూపర్సోనిక్ జెట్ విమానాల నుంచి వెలువడే NOతో చర్య జరపడం వల్ల ఓజోన్ పొర క్షయమవుతుంది.
NO + O3 NO2 + O2
O3 నిర్మాణం:
O3కి కోణీయ ఆకృతి (V) ఉంటుంది. రెజొనెన్స్ కారణంగా దీనిలో ఉండే ఏక, ద్విబంధాలు రెండింటికీ ఒకే బంధదైర్ఘ్యం ఉంటుంది. బంధకోణం 117º.
O3 ఉపయోగాలు:
* క్రిమిసంహారిణి, సంక్రమణ (అంటు) వ్యాధుల నివారిణిగా
* నీటిని సూక్ష్మాంగజీవి రహితంగా చెయ్యడానికి
* ఏనుగు దంతాలు, నూనెలను విరంజనం చెయ్యడానికి
* KMnO4 తయారీలో ఆక్సీకరణిగా O3ను ఉపయోగిస్తారు.
సల్ఫర్
సల్ఫర్ రూపాంతరాల్లో పసుపుపచ్చ రాంబిక్ (α − సల్ఫర్), మోనోక్లినిక్ (β − సల్ఫర్) ముఖ్యమైనవి. గది ఉష్ణోగ్రత వద్ద రాంబిక్ సల్ఫర్ స్థిరమైంది. 369 K (పరివర్తన ఉష్ణోగ్రత)వద్ద ఇది మోనోక్లినిక్ సల్ఫర్గా పరివర్తన చెందుతుంది.
రాంబిక్ సల్ఫర్ ద్రవీభవన స్థానం 385.8 K. ఇది నీటిలో కరగదు. CS2, ఆల్కహాల్, బెంజీన్, ఈథర్లలో కరుగుతుంది. దీని విశిష్టసాంద్రత 2.06.
మోనోక్లినిక్ సల్ఫర్ ద్రవీభవన స్థానం 392 K. ఇది CS2లో కరుగుతుంది. దీని విశిష్టసాంద్రత 1.98. 1000 K కంటే ఎక్కువ ఉష్ణోగ్రత వద్ద ఇది S2గా ఉంటుంది. Π* ఆర్బిటాళ్లలో 2 జతగూడని ఎలక్ట్రాన్లు ఉండటం వల్ల ఇది పారా అయస్కాంత పదార్థం. S6లో దీనికి కుర్చీ ఆకృతి, S8 (α, β సల్ఫర్ రెండింటికీ)లో ముడతలు పడిన వలయాలు అంటే కిరీటం ఆకృతి ఉంటుంది.
SO2
SO2 ఉపయోగాలు:
* పట్టు, ఉన్నిని విరంజనం చెయ్యడానికి.
* యాంటీక్లోర్, సంక్రమణ నిరోధి, పరిరక్షకంగా.
* ద్రవ SO2 ను ద్రావణిగా.
* పెట్రోలియం, చక్కెరలను శుద్ధి చెయ్యడంలో SO2 ను ఉపయోగిస్తారు.
ఆక్సీఆమ్లాలను ఇదే క్రమంలో రాస్తే తేలిగ్గా గుర్తుంటుంది. ఆలోచించే క్రమాన్ని తయారుచేసుకోండి.
(1) H2SO4 మనకు తెలిసిన ఆమ్లం
(2) - ఇక్ ఆమ్లానికి ముందు (Before) - అస్ ఆమ్లం (తక్కువ ఆక్సీకరణ స్థితి) వస్తుంది.
(3) H-O-O-H లో ఒక H స్థానంలో SO3H రాస్తే H2SO5 వస్తుంది. కాబట్టి దీన్ని పెరా క్సోమోనో సల్ఫ్యూరికామ్లం అంటారు.
(4) 2H ల స్థానాల్లో SO3H రాస్తే H2S2O8 వస్తుంది. దీన్ని పెరాక్సో- డై - సల్ఫ్యూరిక్ ఆమ్లం అంటారు.
(5) ఒకవేళ H2SO3లో ఆక్సిజన్ స్థానంలో సల్ఫర్ రాస్తే అది H2S2O2 అవుతుంది. దాన్ని థయో సల్ఫ్యూరస్ ఆమ్లం అంటారు.
(6) O2కి రెట్టింపు O4 కాబట్టి H2S2O4 ను డైథయోనస్ ఆమ్లం అంటారు.
(7) H2SO4లో 'O' బదులు 'S' రాస్తే H2S2O3 థయో సల్ఫ్యూరిక్ ఆమ్లం అవుతుంది.
(8) O3 కి రెట్టింపు O6. అంటే H2S2O6 డైథయోనిక్ ఆమ్లం అవుతుంది.
(9) H2S(n+2) O6లో అనేక 'S'లు ఉండటం వల్ల అది పాలీథయోనిక్ ఆమ్లం అవుతుంది.
(10) H2S2O5 ను పైరో సల్ఫ్యూరస్ ఆమ్లం అంటారు.
(11) H2S2O7 ను పైరో సల్ఫ్యూరిక్ ఆమ్లం అంటారు. వీటి నిర్మాణాలను రాసేటప్పుడు ముందుగా 'S'ని, తర్వాత 'O'ను, చివరగా 'H'లను రాయాలి. H ఒక బంధాన్ని, OP రెండు బంధాలను, S 4 లేదా 6 బంధాలను ఏర్పరుస్తుంది. సల్ఫర్ ఆక్సీ ఆమ్లాల్లో ఉండే 'పై బంధాలన్నీ dΠ - pΠ (ఒకే రకం) బంధాలే.
H2SO4
ఇది రంగులేని, అధిక సాంద్రత ఉండే నూనె లాంటి ద్రవం. ప్రపంచంలో ముఖ్యమైన పారిశ్రామిక రసాయన పదార్థాల్లో ఇది ఒకటి. ఉపయోగాల దృష్ట్యా దీన్ని 'రసాయనాల రారాజు'గా పిలుస్తారు. దీని విశిష్ట సాంద్రత 1.84, బాష్పీభవన స్థానం 611 K, ఘనీభవన స్థానం 283 K. హైడ్రేషన్ ఉష్టం ఎక్కువగా ఉండటం వల్ల దీన్ని విలీనం చేసేటప్పుడు కొద్ది కొద్దిగా నీరు కలుపుతూ ఉండాలి.
H2SO4 పారిశ్రామిక తయారీ
స్పర్శా విధానంలో H2SO4ను 3 దశల్లో తయారుచేస్తారు.
¤ S లేదా సల్ఫైడ్ ధాతువును గాలిలో మండించి SO2ను తయారుచేస్తారు.
S + O2 SO2
4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2
* అనువైన పీడనం 2 బార్లు, అనువైన ఉష్ణోగ్రత 720K (లీషాట్లియర్ సూత్రం)వద్ద V2O5 ఉత్ప్రేరకం సమక్షంలో SO2ను SO3గా ఆక్సీకరణం చేస్తారు.
* H2SO4 సల్ఫర్ ట్రై ఆక్సైడ్ను అధిశోషితం (పీల్చుకుని) చేసుకుని ఓలియంను ఇస్తుంది.
SO3 + H2SO4 H2S2O7 (ఓలియమ్)
* ఓలియంను విలీనం చేస్తే 96-98% శుద్ధ H2SO4 వస్తుంది.
H2S2O7 + H2O 2 H2SO4.
H2SO4 ధర్మాలు:
* H2SO4 నిర్జలీకరణి, ఆక్సీకరణి, అల్ప బాష్పశీలత ఉండే ద్రవం.
* దీని Ka1 (> 10) విలువ Ka2 (1.2 . 10−2) కంటే ఎక్కువ.
Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + 2 H2O + SO2
3 S + 2 H2SO4 2 H2O + 3 SO2
C + 2 H2SO4 2 H2O + CO2 + 3 SO2
CaF2 + H2SO4 2 HF + CaSO4
* గాఢ H2SO4 కార్బోహైడ్రేట్లను బొగ్గుగా (Charring) మారుస్తుంది.
H2SO4 ఉపయోగాలు:
* అమ్మోనియం సల్ఫేట్, కాల్షియం సూపర్ ఫాస్ఫేట్ లాంటి ఎరువుల తయారీలో.
* ప్రయోగశాల కారకంగా.
* లెడ్ స్టోరేజీ బ్యాటరీల్లో.
* పెట్రోలియంను శుద్ధి చెయ్యడంలో.
* డిటర్జెంట్ పరిశ్రమలో.
* లోహాలను శుభ్రపరచడం (నిక్షాళనం)లో.
* వర్ణదాలు, లేపనాలు, రంజనాల తయారీలో H2SO4 ను ఉపయోగిస్తారు.