Toate elementele chimice, în funcție de structura și proprietățile atomilor, sunt împărțite în metale, nemetale și gaze nobile. De asemenea, substanțele simple formate din elemente sunt clasificate în metale și nemetale, pe baza proprietăților lor fizice și chimice. Ați învățat despre metale în capitolul anterior. Acum să trecem la luarea în considerare a nemetalelor.

Cuvântul „nemetale” însuși indică faptul că proprietățile elementelor nemetalice și substanțele simple corespunzătoare sunt opuse proprietăților metalelor.

Dacă atomii metalici sunt caracterizați prin raze relativ mari și un număr mic de electroni (1-3) la nivel extern, atomii nemetalici, dimpotrivă, sunt caracterizați prin raze atomice mici, iar numărul de electroni la nivelul energiei externe de la 4 la 8 (borul are 3 electroni, dar atomii acestui element au o rază mică). De aici tendința atomilor de metal de a renunța la electroni externi, adică proprietăți reducătoare, iar pentru atomii nemetalici - dorința de a primi electroni care lipsesc celor opt râvniți, adică proprietăți oxidante. Aceste proprietăți sunt caracterizate de poziția nemetalelor în seria electronegativității. Astfel, fluorul prezintă numai proprietăți oxidante, iar oxigenul prezintă proprietăți reducătoare exclusiv în raport cu fluor etc.

Dintre cele 114 elemente chimice cunoscute astăzi (dintre care 92 se găsesc în natură), 22 de elemente sunt clasificate ca nemetale. Am vorbit deja despre aranjarea metalelor și nemetalelor în Tabelul periodic al lui D. I. Mendeleev în capitolul anterior. Aici remarcăm încă o dată că în Tabelul periodic al lui D.I.

Orez. 71.
Poziția elementelor chimice-nemetale (marcate cu roșu) în Tabelul periodic al lui D.I.Mendeleev

Proprietățile substanțelor simple formate din nemetale sunt foarte diverse. Deși există mult mai puține nemetale în comparație cu metalele, este dificil să distingem caracteristicile comune ale acestora.

Judecă singur: hidrogenul H 2, oxigenul O 2 și ozonul O 2, fluorul F 2, clorul Cl 2, azotul N 2 sunt gaze în condiții normale, bromul Br 2 este un lichid, iar borul, carbonul (diamant și grafit), siliciul, fosforul (roșu și alb), sulful (plastic și rombic), seleniul, telurul, iodul I 2, astatinul sunt solide.

Dacă marea majoritate a metalelor sunt caracterizate de o culoare alb-argintiu, atunci culoarea nemetalelor - substanțe simple acoperă toate culorile spectrului: roșu (fosfor roșu, brom lichid roșu-maro), galben (sulf), verde (clorul este un gaz galben-verde), violet (vapori de iod).

Punctele de topire ale nemetalelor sunt într-un interval foarte larg: de la 3800 ° C pentru grafit la -259 ° C pentru hidrogen. Această caracteristică a proprietăților nemetalelor este o consecință a formării a două tipuri de rețele cristaline de către acestea: moleculare (O 2, O 2, N 2, halogeni, fosfor alb etc.) și atomice (diamant, grafit, siliciu, bor etc.). Structura diferită a rețelelor cristaline explică, de asemenea, fenomenul de alotropie (amintiți-vă ce este). De exemplu, elementul fosfor formează o substanță simplă cu o rețea cristalină moleculară - fosfor alb, ale cărui molecule au compoziția P 4 și o substanță simplă cu rețea cristalină atomică - fosfor roșu R.

Al doilea motiv pentru alotropie este asociat cu un număr diferit de atomi din moleculele substanțelor simple. Un exemplu tipic sunt substanțele simple formate din oxigen: oxigenul O 2 și ozonul O 3.

Spre deosebire de oxigenul incolor, inodor, O 2, ozonul este un gaz albastru deschis cu un miros puternic.

Știți deja din cursul anului trecut că amestecul de ozon din aer, care apare după o furtună, dă o senzație de prospețime plăcută; conţine ozon în aerul pădurilor de pini şi al litoralului mării.

În natură, ozonul se formează prin descărcări electrice sau oxidarea unor substanțe organice rășinoase, precum și prin acțiunea razelor ultraviolete asupra oxigenului. În laborator, se obține în aparate speciale - ozonizatoare (Fig. 72) prin acționarea asupra oxigenului cu o descărcare electrică liniștită (fără scântei).

Orez. 72.
Ozonizator

Ozonul este un agent oxidant mult mai puternic decât oxigenul. Aplicarea sa se bazează pe capacitatea puternică de oxidare a ozonului: albirea țesăturilor, dezodorizarea (înlăturarea mirosului) grăsimilor și uleiurilor, dezinfectarea aerului și a apei de băut.

Ozonul este foarte important pentru conservarea întregii vieți de pe planeta noastră. Să ne amintim că stratul de ozon al Pământului (Fig. 73), situat la o altitudine de 20-25 km, captează radiațiile ultraviolete, care au un efect distructiv asupra celulelor organismelor vii. Prin urmare, este de înțeles cât de important este păstrarea acestui „scut de ozon” al planetei, foarte sensibil la acțiunea diferitelor substanțe chimice, de la distrugere.

Orez. 73.
Stratul de ozon al pământului

Ozonul este clasificat ca o componentă variabilă a aerului. Chiar și la sfârșitul secolului al XVIII-lea. A. Lavoisier a stabilit că aerul nu este o substanță simplă, ci un amestec de nemetale gazoase: azot N 2 (reprezintă 4/5 din volumul aerului) și oxigen O 2 (cu o fracție volumică de 1/5). ). Ulterior, conceptul de compoziție a aerului a fost rafinat. În prezent, există componente ale aerului constant, variabil și aleatoriu.

Constituenții permanenți ai aerului sunt azotul, oxigenul și gazele nobile (argon, heliu, neon etc.). Conținutul lor în troposferă este același (Tabelul 6).

Tabelul 6
Compoziția aerului

Constituenții variabili ai aerului sunt dioxidul de carbon (aproximativ 0,03% în volum), vaporii de apă și ozonul (aproximativ 0,00004% în volum). Conținutul lor poate varia foarte mult în funcție de condițiile naturale și industriale.

Constituentii accidentali ai aerului includ praful, microorganismele, polenul plantelor, unele gaze, inclusiv cele care formeaza ploaia acida: oxizi de sulf, azot etc.

Aerul, lipsit de constituenti variabili si aleatoriu, este transparent, lipsit de culoare, gust si miros, 1 litru din el la n. la. are o masă de 1,29 g. Masa molară a aerului cu un volum de 22,4 litri (1 mol) este de 29 g/mol.

Aerul este un ocean de gaze, în fundul căruia trăiesc oameni, animale și plante. Este esențială pentru respirație și fotosinteză. Oxigenul aerului dizolvat în apă servește pentru respirația locuitorilor mediului acvatic (pești, plante acvatice).

Rolul aerului în procesele de meteorizare (distrugere) rocilor și în formarea solului este mare (Fig. 74). Sub influența aerului și a bacteriilor, reziduurile organice sunt mineralizate - substanțele organice învechite sunt transformate în compuși minerali și din nou absorbite de plante.

Orez. 74.
Ca urmare a intemperiilor, se formează roci de o formă bizară.

Azotul, argonul și oxigenul sunt obținute din aerul lichid folosind diferite puncte de fierbere (Fig. 75). La distilarea aerului lichefiat, azotul este primul care se evaporă.

Orez. 75.
Distilarea aerului lichid:
a - diagrama procesului; c - instalatie industriala

Cuvinte și concepte noi

1. Elemente-metale și elemente-nemetale. Structura atomică a nemetalelor.
2. Substanțe simple - metale și substanțe simple - nemetale.
3. alotropie. Oxigen și ozon.
4. Compoziția aerului.

Teme de auto-studiu

1. Determinați de câte ori mai greu (mai ușor) decât aerul oxigenul, dioxidul de carbon, hidrogenul, adică determinați densitatea relativă a acestor gaze în aer (D aer).
2. Cunoscând compoziția volumetrică a aerului, aflați cantitatea de substanță a fiecărui gaz: azot și oxigen în 100 litri de aer la n. la.
3. Determinați numărul de molecule: a) oxigen; b) azotul continut in 22,4 litri de aer la n. la.
4. Calculați volumul de aer (n.u.) care va fi necesar pentru arderea a 20 m 3 de hidrogen sulfurat, dacă aceasta produce apă și oxid de sulf (IV). Calculați masa acestui aer.
5. Pregătiți un mesaj despre utilizarea oxigenului.
6. Ce sunt găurile de ozon? Cum să preveniți apariția lor?

Teste de chimie nota 9

Test final la chimie clasa a 9-a

Varianta a fost pregătită de G.R.Subkhanova

Opțiunea 1

1. Elementele azot și fluor au același lucru

1) numărul total de electroni

2) numărul de niveluri de energie finalizate

3) numărul de electroni la nivelul exterior

4) numărul de protoni din nucleu

Răspuns:

1. În seria elementelor chimice B → C → N

1) sarcina nucleelor ​​atomice scade

2) proprietăţile acide ale hidroxizilor formaţi cresc

3) numărul nivelelor electronice crește

4) electronegativitatea crește

5) raza atomică crește

Răspuns:

1. Același tip de legătură chimică are

1) sulfat de potasiu și oxid nitric (I)

2) bromură de hidrogen și oxid de aluminiu

3) clorură de cupru și sodiu

4) oxigen și siliciu

Răspuns:

1. Când interacționează cu care dintre substanțele indicate este hidrogenul un agent oxidant?

1) oxigen

Răspuns:

1. Interacțiunea aluminiului cu oxidul de fier (III) se referă la reacții

1) compuși, redox

2) schimb, exotermic

3) redox, substituție

4) neutralizare, endotermă

Răspuns:

1. Cel mai mare număr de cationi se formează la disociarea completă a 1 mol

1) fosfat de potasiu

2) azotat de sodiu

3) sulfat de cupru (II).

4) clorura de fier (III).

Răspuns:

Răspuns:

1. Atât soluția de sulfat de sodiu, cât și soluția de carbonat de sodiu interacționează cu

1) fosfat de aluminiu

2) hidroxid de zinc

3) clorură de bariu

4) acid azotic

Răspuns:

1. Oxidul de fier (III) reacţionează cu

1) hidroxid de aluminiu

2) clorură de magneziu

3) acid azotic

4) oxid de aluminiu

Răspuns:

1. Pentru acetilenă, următoarele afirmații sunt adevărate:

1) o moleculă este formată din doi atomi de carbon și doi atomi de hidrogen

2) este o hidrocarbură saturată

3) atomii de carbon din moleculă sunt legați printr-o legătură dublă

4) reacționează cu clorul

5) în timpul descompunerii, se formează dioxid de carbon și hidrogen

Răspuns:

1. Stabiliți o corespondență între formula unei substanțe și reactivi, cu fiecare dintre care poate interacționa.

FORMULA REACTIVILOR DE SUBSTANȚĂ

A) H21) CuO, N2

B) HBr2) NO2, Na2S04

B) CuCl23) Si, H2O

Răspuns:

Răspuns:

1. Schema transformărilor este dată: AlCl 3 → Al (OH) 3 → X → NaAlO 2

Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare care pot fi folosite pentru a efectua transformările indicate

Soluţie:

AlCI3 + 3NaOH → Al (OH)3 + 3NaCl

2Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al2O3 + Na2O→ 2NaAlO2

1. După trecerea prin soluția de hidroxid de potasiu a 2,24 litri de dioxid de sulf (NU), s-au obținut 252,8 g soluție de sulfit de potasiu. Calculați fracția de masă de sare din soluția rezultată.

Soluţie:

2KOH + SO2 → K2SO3 + H2O

2) Calculați masa și cantitatea substanței sulfit de potasiu obținute în urma reacției:

Conform ecuaţiei reacţiein(ASA DE 2 ) = n(K 2 ASA DE 3 ) = 0,1 mol

m (K2SO3) = n (K2SO3) * M (K2SO3) = 0,1cârtiță * 158 G/ cârtiță = 15.8 G

3) Determinați fracția de masă a sulfitului de potasiu din soluție:

Răspuns: 6,25%

Opțiunea 2

1. Într-un atom al unui element, două niveluri de energie sunt umplute cu electroni, iar al treilea conține 6 electroni. Ce element este?

1) siliciu

2) carbon

3) oxigen

Răspuns

1. În seria elementelor chimice Be → Mg → Ca

1) cea mai mare stare de oxidare scade

2) raza atomică crește

3) valoarea electronegativității crește

4) sunt îmbunătățite principalele proprietăți ale hidroxizilor formați

5) numărul de electroni la nivelul exterior scade

Răspuns:

1. Legătura chimică în molecula de clorură de amoniu

1) covalent nepolar

2) polar covalent

4) hidrogen

Răspuns:

1. Carbonul intră într-o reacție de substituție cu

1) oxid de fier (III).

2) oxigen

4) acid sulfuric

Răspuns:

Soluţie:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 + K 2 ASA DE 4 formarea unui precipitat albastru

Răspuns:

Soluţie:

Acidul azotic este un acid puternic. prin urmare, într-o soluție apoasă, se disociază complet în ioni.

Răspuns:

Soluţie:
Metalele active reacţionează cu apa la temperatura camerei

Răspuns:

Soluţie:

Clorura de amoniu și sulfatul de bariu reacţionează cu azotatul de argint, dintre care doar clorura de amoniu cu hidroxid de calciu.

Răspuns:

Soluţie:

Etilena este o hidrocarbură nesaturată (alchenă) care conține o dublă legătură, astfel încât poate suferi o reacție de polimerizare.C2H4M = 28g/mol

Soluţie:

Magneziu:Mg + I2 = MgI2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Oxid sulf(VI) -acid oxid:SO3 + H2O = H2SO4

SO3 + Na2O = Na2SO4

ZnBr 2 -sare:ZnBr2 + Cl2 = ZnCl2 + Br2

ZnBr2 + 2KOH = Zn (OH)2 + 2KBr

A	B	V
1	2	4

1. Stabiliți o corespondență între o substanță gazoasă și o metodă de laborator pentru recunoașterea acesteia. Pentru fiecare element din prima coloană, potriviți elementul corespunzător din a doua coloană.

Notați numerele din răspuns, aranjandu-le în ordinea corespunzătoare literelor:

1. Schema transformărilor este dată: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Notați ecuațiile reacțiilor moleculare care pot fi utilizate pentru a efectua transformările indicate.

Soluţie:

FeCl 2 + 2KOH → Fe (OH) 2 + 2 KCl

Fe (OH)2 + H2SO4 → FeS04 + 2H2O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

1. Când un exces de soluție de carbonat de potasiu a interacționat cu o soluție de azotat de bariu 10%, au căzut 1,97 g de precipitat. Determinați masa soluției de azotat de bariu luată pentru experiment.

Soluţie:

1) Să compunem ecuația reacției:

K 2 CO 3 + Ba(NU 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 KNO 3

2) Calculați cantitatea de substanță carbonat de bariu obținută în urma reacției:

Conform ecuaţiei reacţiein(BaCO 3 ) = n(Ba(NU 3 )2 = 0,01 mol

m (Ba (NO 3) 2) = n (Ba (NO 3) 2) * M ((Ba (NO 3) 2) = 0,01cârtiță * 261 G/ cârtiță = 2.61 G

3) Determinați masa soluției (Ba(NU 3 ) 2):

Răspuns: 26,1 g



Oxigenul O are numărul atomic 8, situat în subgrupul principal (subgrupul a) VI grup, în a doua perioadă. În atomii de oxigen, electronii de valență sunt localizați la al 2-lea nivel de energie, care are doar s- și p-orbital. Aceasta exclude posibilitatea de tranziție a atomilor de O într-o stare excitată, prin urmare oxigenul din toți compușii prezintă o valență constantă egală cu II. Având o electronegativitate mare, atomii de oxigen sunt întotdeauna încărcați negativ în compuși (s.r. = -2 sau -1). Excepție fac fluorurile OF 2 și O 2 F 2.

Pentru oxigen, stările de oxidare sunt -2, -1, +1, +2

Caracteristicile generale ale elementului

Oxigenul este cel mai abundent element de pe Pământ, reprezentând puțin mai puțin de jumătate, 49% din masa totală a scoarței terestre. Oxigenul natural este format din 3 izotopi stabili 16 O, 17 O și 18 O (16 O predomină). Oxigenul face parte din atmosferă (20,9% în volum, 23,2% în masă), apă și peste 1400 de minerale: silice, silicați și aluminosilicați, marmură, bazalt, hematit și alte minerale și roci. Oxigenul reprezintă 50-85% din masa țesuturilor plantelor și animalelor, deoarece este conținut în proteinele, grăsimile și carbohidrații care alcătuiesc organismele vii. Rolul oxigenului pentru respirație și pentru procesele de oxidare este bine cunoscut.

Oxigenul este relativ ușor solubil în apă - 5 volume în 100 volume de apă. Cu toate acestea, dacă tot oxigenul dizolvat în apă ar trece în atmosferă, atunci acesta ar ocupa un volum uriaș - 10 milioane km 3 (n.u). Aceasta este egală cu aproximativ 1% din tot oxigenul din atmosferă. Formarea unei atmosfere de oxigen pe pământ se datorează proceselor de fotosinteză.

Descoperit de suedezul K. Scheele (1771 - 1772) și englezul J. Priestley (1774). Primul a folosit încălzirea nitratului, al doilea - oxid de mercur (+2). Numele a fost dat de A. Lavoisier („oxigeniu” – „născând acizi”).

În formă liberă, există în două modificări alotropice - oxigen „obișnuit” O 2 și ozon O 3.

Structura moleculei de ozon

3O 2 = 2O 3 - 285 kJ
Ozonul din stratosferă formează un strat subțire care absoarbe cea mai mare parte a radiațiilor ultraviolete dăunătoare din punct de vedere biologic.
În timpul depozitării, ozonul se transformă spontan în oxigen. Oxigenul O 2 este mai puțin activ din punct de vedere chimic decât ozonul. Electronegativitatea oxigenului este de 3,5.

Proprietățile fizice ale oxigenului

O 2 - gaz fără culoare, miros și gust, deci pl. –218,7 ° С, b.p. –182,96 ° C, paramagnetic.

O 2 lichid este albastru, solid este albastru. O 2 este solubil în apă (mai bine decât azotul și hidrogenul).

Producția de oxigen

1. Metoda industrială - distilarea aerului lichid și electroliza apei:

2H2O → 2H2 + O2

2. În laborator se obține oxigen:
1.Electroliza soluțiilor apoase alcaline sau soluțiilor apoase de săruri care conțin oxigen (Na 2 SO 4 etc.)

2. Descompunerea termică a permanganatului de potasiu KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Sarea lui Berthollet KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (catalizator MnO 2)

Oxid de mangan (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Peroxid de bariu BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Prin descompunerea peroxidului de hidrogen:
2H2O2 = H2O + O2 (catalizator MnO2)

4. Descompunerea nitraților:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Pe navele spațiale și submarine, oxigenul este obținut dintr-un amestec de K 2 O 2 și K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

In total:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Când se utilizează K 2 O 2, reacția generală arată astfel:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Dacă amestecați K 2 O 2 și K 2 O 4 în cantități molare egale (adică echimolare), atunci va fi eliberat un mol de O 2 per 1 mol de CO 2 absorbit.

Proprietățile chimice ale oxigenului

Oxigenul susține arderea. Arderea - b Un proces rapid de oxidare a unei substanțe, însoțit de eliberarea unei cantități mari de căldură și lumină. Pentru a dovedi că sticla conține oxigen și nu un alt gaz, o așchie care mocnește trebuie să fie scufundată în sticlă. În oxigen, o așchie mocnind se aprinde puternic. Arderea diferitelor substanțe în aer este un proces redox în care oxigenul este agentul oxidant. Oxidanții sunt substanțe care „preiau” electroni din substanțele reducătoare. Proprietățile de oxidare bune ale oxigenului pot fi explicate cu ușurință prin structura învelișului său exterior de electroni.

Învelișul de valență a oxigenului este situat la al 2-lea nivel - relativ aproape de nucleu. Prin urmare, nucleul atrage puternic electronii către sine. Pe învelișul de valență a oxigenului 2s 2 2p 4 sunt 6 electroni. În consecință, doi electroni lipsesc octetului, pe care oxigenul încearcă să-i ia din învelișurile electronice ale altor elemente, intrând în reacții cu acestea ca agent oxidant.

Oxigenul are a doua electronegativitate (după fluor) pe scara Pauling. Prin urmare, în majoritatea covârșitoare a compușilor săi cu alte elemente, oxigenul are negativ starea de oxidare. Un oxidant mai puternic decât oxigenul este doar vecinul său în perioada - fluorul. Prin urmare, compușii de oxigen cu fluor sunt singurii în care oxigenul are o stare de oxidare pozitivă.

Deci, oxigenul este al doilea cel mai puternic agent oxidant dintre toate elementele tabelului periodic. Cele mai multe dintre cele mai importante proprietăți chimice ale sale sunt asociate cu aceasta.
Toate elementele reacționează cu oxigenul, cu excepția Au, Pt, He, Ne și Ar, în toate reacțiile (cu excepția interacțiunii cu fluor) oxigenul este un agent oxidant.

Oxigenul reacționează ușor cu metalele alcaline și alcalino-pământoase:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Pulberea fină de fier (așa-numita fier piroforic) se aprinde spontan în aer, formând Fe 2 O 3, iar sârma de oțel arde în oxigen dacă este încălzită în prealabil:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Oxigenul reacționează cu nemetale (sulf, grafit, hidrogen, fosfor etc.) când este încălzit:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H2 + O2 → H2O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 etc.

Aproape toate reacțiile care implică oxigen O 2 sunt exoterme, cu rare excepții, de exemplu:

N2 + O2 → 2NU - Q

Această reacție are loc la temperaturi peste 1200 o C sau într-o descărcare electrică.

Oxigenul este capabil să oxideze substanțe complexe, de exemplu:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (exces de oxigen),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (lipsa oxigenului),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (fără catalizator),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (în prezența unui catalizator Pt),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS 2 (pirită) + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Compuși cunoscuți care conțin cationul dioxigenil O 2 +, de exemplu, O 2 + - (sinteza cu succes a acestui compus l-a determinat pe N. Bartlett să încerce să obțină compuși ai gazelor inerte).

Ozon

Ozonul este mai reactiv din punct de vedere chimic decât oxigenul O2. Deci, ozonul oxidează iodura - ionii I - într-o soluție de Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O = I 2 + O 2 + 2KOH

Ozonul este foarte toxic, proprietățile sale otrăvitoare sunt mai puternice decât, de exemplu, hidrogenul sulfurat. Cu toate acestea, în natură, ozonul conținut în straturile înalte ale atmosferei joacă rolul de protector al întregii vieți de pe Pământ de radiațiile ultraviolete dăunătoare ale soarelui. Un strat subțire de ozon absoarbe această radiație și nu ajunge la suprafața Pământului. Există fluctuații semnificative ale grosimii și lungimii acestui strat în timp (așa-numitele găuri de ozon), motivele acestor fluctuații nu au fost încă clarificate.

Aplicarea oxigenului O 2: să intensifice procesele de obținere a fierului și oțelului, la topirea metalelor neferoase, ca agent oxidant în diverse industrii chimice, pentru susținerea vieții pe submarine, ca oxidant pentru combustibilul rachetei (oxigen lichid), în medicină, la sudare și tăierea metalelor.

Aplicare ozon O 3: pentru dezinfecția apei potabile, a apelor uzate, a aerului, pentru albirea țesăturilor.

Elementele fluor, clor, brom, iod și astatin incluse în subgrupa principală a grupei VII se numesc halogeni. Acest nume, care înseamnă literal „purtător de sare”, elementele primite pentru capacitatea lor de a interacționa cu metalele pentru a forma săruri tipice, cum ar fi clorura de sodiu NaCl.

Învelișul exterior de electroni a atomilor de halogen conține șapte electroni - doi pentru s- și cinci pentru orbitalii p (ns2np5). Halogenii au o afinitate electronică semnificativă. atomii lor atașează cu ușurință un electron, formând ioni negativi încărcați individual, care au structura electronică a gazului nobil corespunzător (ns2np6). Tendința de a atașa electronii caracterizează halogenii ca nemetale tipice. Structura similară a învelișului electron exterior determină marea similitudine a halogenilor între ei, care se manifestă atât prin proprietățile lor chimice, cât și prin tipurile și proprietățile compușilor pe care îi formează. Dar, după cum arată compararea proprietăților halogenilor, există și diferențe semnificative între ele.

Odată cu creșterea numărului ordinal de elemente din seria F - At, razele atomilor cresc, electronegativitatea scade, iar proprietățile nemetalice și capacitatea de oxidare a elementelor slăbesc.

Spre deosebire de alți halogeni, fluorul din compușii săi este întotdeauna în starea de oxidare -1, deoarece are cea mai mare electronegativitate dintre toate elementele. Restul halogenilor prezintă diferite stări de oxidare de la -1 la +7.

Cu excepția unor oxizi, care vor fi discutați mai jos, toți compușii halogeni corespund unor stări de oxidare impare. Acest model se datorează posibilității de excitare secvențială a electronilor perechi din atomii Cl, Br, I și At la subnivelul d, ceea ce duce la o creștere a numărului de electroni care participă la formarea legăturilor covalente la 3, 5. , sau 7.

Moleculele substanțelor simple formate din atomi de halogen sunt diatomice. Pe măsură ce raza atomică crește în seria F, Cl, Br, I, At, polarizabilitatea moleculelor crește. Ca urmare, interacțiunea dispersiei intermoleculare este îmbunătățită, ceea ce duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere ale halogenilor.

În seria Cl 2 - Br 2 -I 2, puterea legăturii dintre atomii din moleculă scade treptat. O scădere a forței de legătură în moleculele de halogen se manifestă printr-o scădere a rezistenței acestora la încălzire. Fluorul iese din tiparul general: puterea legăturii dintre atomi din molecula sa este mai mică, iar gradul disocierea termică a moleculelor este mai mare decât cea a clorului... Asemenea proprietăți anormale ale fluorului pot fi explicate prin absența unei subcoape d în învelișul exterior de electroni a atomului său. Există d-orbitali liberi în molecula de clor și alți halogeni și, prin urmare, există o interacțiune suplimentară donor-acceptor între atomi, care întărește legătura.

Când se formează o moleculă F 2, se realizează o scădere a energiei electronilor datorită interacțiunii 2p-AO cu electronii neperechi ai atomilor de fluor (sistem 1 + 1). Restul p-AO-urilor perechilor de electroni singuri pot fi considerate că nu participă la formarea legăturilor chimice. Legătura chimică din molecula de Cl 2, pe lângă interacțiunea analogă a valenței 3p-AO a atomilor de clor (sistemul 1 + 1), se formează și datorită interacțiunilor 3p-AO a perechii de electroni singuri a unuia. atom de clor cu 3d-AO vacant al altuia (sistem 2 + 0). Ca urmare, ordinea legăturilor în molecula C1 2 este mai mare decât în ​​molecula F 2, iar legătura chimică este mai puternică.

Halogenii, datorită activității lor chimice ridicate, se găsesc în natură exclusiv în stare legată - în principal sub formă de săruri ale acizilor hidrohalici.

Fluor apare în natură cel mai adesea sub forma mineralului fluor spat CaF 2.

Cel mai important compus natural clor este clorura de sodiu (sare de masă) NaCl, care servește drept materie primă principală pentru producerea altor compuși ai clorului.

Toți halogenii au un miros foarte înțepător. Inhalarea lor, chiar și în cantități mici, provoacă iritații severe ale căilor respiratorii și inflamarea mucoaselor. Nivelurile mai mari de halogeni pot provoca toxicitate severă.

Halogenii sunt relativ ușor solubili în apă. Un volum de apă se dizolvă aproximativ 2,5 volume la temperatura camerei clor ... Această soluție se numește apă cu clor.

Fluor nu poate fi dizolvată în apă, deoarece o descompune puternic:

2F 2 + 2H 2 0 = 4HF + 0 2

Fluor și clor reacţionează intens cu mulţi solvenţi organici: disulfură de carbon, alcool etilic, dietil eter, cloroform, benzen.

Proprietățile chimice ale halogenilor.

Halogenii liberi sunt extrem de reactivi. Ele interacționează cu aproape toate substanțele simple. Reacțiile combinației de halogeni cu metale au loc deosebit de rapid și cu eliberarea unei cantități mari de căldură.

2Na + C12 = 2NaCl.

Cuprul, staniul și multe alte metale se ard în clor formând sărurile corespunzătoare. În toate aceste cazuri, atomii de metal donează electroni, adică se oxidează, iar atomii de halogen adaugă electroni, adică se reduc. Această capacitate de atașare a electronilor, pronunțată în atomii de halogen, este proprietatea lor chimică caracteristică. În consecință, halogenii sunt oxidanți foarte energici.

Proprietățile oxidante ale halogenilor se manifestă și atunci când aceștia interacționează cu substanțe complexe. Aici sunt cateva exemple.

1. Când clorul este trecut printr-o soluție de clorură de fier (II), aceasta din urmă este oxidată la clorură de fier (III), în urma căreia soluția trece de la verde pal la galben:

2FeCl2 + C12 = 2FeCl3

Activitate chimică fluor extrem de Sus. Metalele alcaline, plumbul, fierul se aprind în atmosferă de fluor la temperatura camerei. Pe unele metale (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) fluorul nu acționează la frig, deoarece pe suprafața lor se formează un strat protector de fluor. Cu toate acestea, atunci când este încălzit, fluorul reacționează cu toate metalele, inclusiv cu aurul și platina.

Fluorul interacționează cu multe nemetale (hidrogen, iod, brom, sulf, fosfor, arsen, antimoniu, carbon, siliciu, bor) la rece: reacțiile au loc cu o explozie sau cu formarea unei flăcări:

H2 (g) + F2 (g) = 2HF (g)

Si (K) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r)

S (K) + 3F 2 (r) = SF 6 (r)

Când sunt încălzite, clorul, criptonul și xenonul sunt combinate cu fluor, de exemplu: Xe (g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluorul nu reacționează direct doar cu oxigenul, azotul și carbonul (sub formă de diamant).

Interacțiunea fluorului cu substanțele complexe se desfășoară foarte viguros. Substanțe stabile precum sticla (sub formă de vată) și vaporii de apă ard în atmosfera sa:

Si0 2 (k) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r) + 0 2 (g)

2H 2 0 (g) + 2F 2 (r) = 4HF (r) + 0 2 (g)

De asemenea, clorul liber prezintă o activitate chimică foarte mare, deși mai puțin decât fluorul. Interacționează direct cu toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului și gazelor nobile. Nemetale precum fosforul, arsenul, antimoniul și siliciul reacţionează cu clorul chiar și la temperaturi scăzute; în acest caz, se eliberează o cantitate mare de căldură. Interacțiunea clorului cu metalele active sodiul are loc viguros, potasiu, magneziu etc. La temperatura camerei fără iluminare, clorul practic nu interacționează cu hidrogenul, dar atunci când este încălzit sau în lumina puternică a soarelui, reacția are loc printr-un mecanism în lanț cu o explozie.

Primirea.

Fluor, datorită electronegativității sale ridicate, poate fi izolat din compuși numai prin electroliză (topirea compoziției KF + 2HF este supusă electrolizei. Electroliza se realizează într-un vas de nichel, care este catodul, iar anodul este cărbune).

Clor se obţin în prezent în cantităţi mari prin electroliza soluţiilor apoase de cloruri de sodiu sau potasiu.

În laboratoare, clorul este produs prin acțiunea diverșilor agenți oxidanți asupra acidului clorhidric.

Mn02 + 4HC1 = MnC12 + C12 + 2H20.

Compuși ai halogenilor cu hidrogen.

Legătura chimică din moleculele de halogenuri de hidrogen este covalentă polară: perechea totală de electroni este deplasată la atomul de halogen ca fiind mai electronegativă. Forța legăturii chimice în moleculele de halogenuri de hidrogen scade în mod natural în seria HF - HC1 - HBr - HI: aceasta se manifestă printr-o modificare a entalpiei de disociere a moleculelor în atomi.

Când mergeți, de exemplu, de la HF la HI, gradul de suprapunere a norilor de electroni ai atomilor de hidrogen și halogen scade, iar regiunea de suprapunere este situată la o distanță mai mare de nucleul atomului de halogen și este mai ecranată de numărul crescut. a straturilor electronice intermediare. În plus, în seria F - Cl - Br - I, electronegativitatea atomului de halogen scade. Prin urmare, în molecula HF, norul de electroni al atomului de hidrogen este deplasat spre atomul de halogen în cea mai mare măsură, iar în moleculele HCl, HBr și HI - din ce în ce mai puțin. Acest lucru duce, de asemenea, la o scădere a suprapunerii norilor de electroni care interacționează și, astfel, la o slăbire a legăturii dintre atomi.

Halogenurile de hidrogen sunt foarte solubile în apă. La 0 ° C, un volum de apă dizolvă aproximativ 500 de volume HC1, 600 de volume de HBr și aproximativ 425 de volume de HI (la 10 ° C); fluorură de hidrogen miscibil cu apa în orice raport.

Dizolvarea halogenurilor de hidrogen este însoțită de disocierea lor în funcție de tipul de acid și numai fluorură de hidrogen disociate relativ slab, restul sunt printre cei mai puternici acizi.

Ionii negativi ai halogenurilor de hidrogen, excluzând phgorid-ion, au proprietăți reducătoare, crescând în seria Cl-, Br_, I-.

Ionul clor este oxidat de f torus, permanganat de potasiu, dioxid de mangan și alți oxidanți puternici, de exemplu:

16HC1 + 2KMn0 4 = 5C1 2 + 2KC1 + 2MnC1 2 + 8H 2 0.

O soluție de acid fluorhidric în apă se numește acid fluorhidric.... Acest nume vine de la spatul fluor, din care fluorura de hidrogen este obținută de obicei prin acțiunea acidului sulfuric concentrat:

CaF2 + H2SO4 = CaS04 + 2HF.

Fluorura de hidrogen reacționează cu majoritatea metalelor. Cu toate acestea, în multe cazuri, sarea rezultată este ușor solubilă, drept urmare pe suprafața metalului apare o peliculă protectoare.

O proprietate remarcabilă a acidului fluorhidric și a acidului fluorhidric este capacitatea lor de a interacționa cu dioxidul de siliciu SiO2, care face parte din sticla; ca urmare, se formează fluorură de siliciu gazoasă SiF 4:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.

Acid clorhidric obtinut prin dizolvarea clorurii de hidrogen in apa. În prezent, principala metodă de producție industrială a clorurii de hidrogen este procesul de sinteză a acesteia din hidrogen și clor:

H2 (g) + C12 (G) = 2HC1 (G),

Cantități mari de HCI se obțin și ca produs secundar al clorării compușilor organici conform schemei

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogenii formează o serie de compuși cu oxigenul. Totuși, toți acești compuși sunt instabili, nu se obțin prin interacțiunea directă a halogenilor cu oxigenul, ci doar indirect. Astfel de caracteristici ale compușilor de oxigen ai halogenilor sunt în concordanță cu faptul că aproape toți sunt caracterizați de valori pozitive ale energiei standard de formare Gibbs.

Dintre compușii halogen care conțin oxigen, sărurile acizilor oxigenați sunt cele mai stabile, iar oxizii și acizii sunt cei mai puțin stabili. În toți compușii care conțin oxigen, halogenii, cu excepția fluorului, prezintă o stare de oxidare pozitivă de până la șapte.

Fluorura de oxigen OF 2 poate fi obținută prin trecerea fluorului într-o soluție de NaOH 2% răcită. Reacția se desfășoară conform ecuației:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + H20 + OF 2

După cum sa indicat deja, compușii de oxigen clor poate fi obţinută numai prin metode indirecte. Vom începe luarea în considerare a modalităților de formare a acestora cu procesul de hidroliză a clorului, adică cu o reacție reversibilă între clor și apă.

C1 2 (p) + H 2 0 (F)<->HC1 (P) + HClO (p)

în urma cărora se formează acidul clorhidric şi acidul hipocloros HOC1.

Biletul 16

Chimia hidrogenului

Hidrogenul are trei izotopi: protiu, deuteriu sau D și tritiu sau T. Numerele lor de masă sunt egale cu 1, 2 și 3. Protiul și deuteriul sunt stabili, tritiul este radioactiv.

O moleculă de hidrogen este formată din doi atomi.

Hidrogenul liber se găsește pe Pământ doar în cantități mici. Uneori este eliberat împreună cu alte gaze în timpul erupțiilor vulcanice, precum și din foraje în timpul producției de petrol. Dar hidrogenul este foarte frecvent sub formă de compuși.

În industrie, hidrogenul se obține în principal din gaze naturale. Acest gaz, constând în principal din metan, este amestecat cu abur și oxigen. Când un amestec de gaze este încălzit la 800-900 ° C în prezența unui catalizator, are loc o reacție, care poate fi reprezentată schematic prin ecuația:

2СН 4 + 0 2 + 2Н 2 0 = 2С0 2 + 6Н 2.

În laboratoare, hidrogenul este obținut în mare parte prin electroliza soluțiilor apoase de NaOH sau KOH, concentrația acestor soluții este aleasă astfel încât să corespundă conductivității lor electrice maxime. Electrozii sunt de obicei fabricați din tablă de nichel. Acest metal nu se corodează în soluții alcaline, chiar și ca anod. Dacă este necesar, hidrogenul rezultat este purificat din vapori de apă și urme de oxigen. Printre alte metode de laborator, cea mai răspândită metodă este extragerea hidrogenului din soluții de acizi sulfuric sau clorhidric prin acțiunea zincului asupra acestora.

Proprietăți și aplicații ale hidrogenului.

Hidrogenul este un gaz incolor, inodor. Hidrogenul este foarte puțin solubil în apă, dar în unele metale, de exemplu, în nichel, paladiu, platină, se dizolvă în cantități semnificative.

Solubilitatea hidrogenului în metale este legată de capacitatea sa de a difuza prin metale. În plus, fiind cel mai ușor gaz, hidrogenul are cea mai mare rată de difuzie: moleculele sale se răspândesc mai repede decât moleculele tuturor celorlalte gaze în mediul unei alte substanțe și trec prin diferite tipuri de partiții. Capacitatea sa de a difuza la presiune ridicată și temperaturi ridicate este deosebit de mare.

Proprietățile chimice ale hidrogenului sunt determinate în mare măsură de capacitatea atomului său de a dona singurul electron pe care îl are și de a se transforma într-un ion încărcat pozitiv. În acest caz, se manifestă o trăsătură a atomului de hidrogen, care îl deosebește de atomii tuturor celorlalte elemente: absența electronilor intermediari între electronul de valență și nucleu.

Ionul de hidrogen, format ca urmare a pierderii unui electron de către un atom de hidrogen, este un proton, a cărui dimensiune este cu câteva ordine de mărime mai mică decât dimensiunea cationilor tuturor celorlalte elemente. Prin urmare, efectul de polarizare al protonului este foarte puternic, drept urmare hidrogenul nu este capabil să formeze compuși ionici în care ar acționa ca cation. Compușii săi chiar și cu cele mai active nemetale, cum ar fi fluorul, sunt substanțe cu o legătură covalentă polară.

Atomul de hidrogen este capabil nu numai să doneze, ci și să atașeze un electron. Aceasta formează un ion de hidrogen încărcat negativ cu învelișul de electroni a atomului de heliu. Sub formă de astfel de ioni, hidrogenul se află în compuși cu unele metale active. Astfel, hidrogenul are o dublă natură chimică, prezentând atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. În majoritatea reacțiilor, acționează ca un agent reducător, formând compuși în care starea sa de oxidare este +1. Dar în reacțiile cu metale active, acționează ca un agent de oxidare: starea sa de oxidare în compușii cu metale este -1.

Astfel, prin donarea unui electron, hidrogenul prezintă asemănări cu metalele din primul grup al sistemului periodic și prin atașarea unui electron. - cu nemetale din grupa a șaptea. Prin urmare, hidrogenul din sistemul periodic este de obicei plasat fie în primul grup și în același timp între paranteze în al șaptelea grup sau în al șaptelea grup și între paranteze în primul.

Compușii hidrogenului cu metale se numesc hidruri.

Hidrururile de metale alcaline și alcalino-pământoase sunt săruri. adică legătura chimică dintre metalul și hidrogenul din ele este ionică. Când apa acționează asupra lor, are loc o reacție redox, în care ionul hidrură H - acționează ca agent reducător, iar hidrogenul apei acționează ca agent oxidant:

H--e~ = H0; H20 + e - = H° + OH -.

Reacția produce hidrogen și o bază. De exemplu, hidrura de calciu reacţionează cu apa conform ecuaţiei:

CaH2 + 2H20 = 2H2 + Ca (OH)2.

Dacă aduceți un chibrit aprins la un curent de hidrogen care iese dintr-o gaură îngustă, atunci hidrogenul se aprinde și arde cu o flacără neluminoasă, formând apă:

2H2 + 02 = 2H20.

La temperaturi scăzute, hidrogenul și oxigenul practic nu interacționează. Dacă amestecați ambele gaze și lăsați amestecul, atunci nici după câțiva ani nu pot fi găsite semne de apă în el.

Rata scăzută de interacțiune a hidrogenului cu oxigenul la temperaturi scăzute se datorează energiei mari de activare a acestei reacții. Moleculele de hidrogen și oxigen sunt foarte puternice; marea majoritate a ciocnirilor dintre ele la temperatura camerei sunt ineficiente. Numai la temperaturi ridicate, când energia cinetică a moleculelor care se ciocnesc devine mare, unele ciocniri ale moleculelor devin eficiente și duc la formarea de centri activi.

La temperaturi ridicate, hidrogenul poate capta oxigenul din mulți compuși, inclusiv majoritatea oxizilor metalici. De exemplu, dacă hidrogenul este trecut peste oxid de cupru încălzit, atunci cuprul este redus:

CuO + H2 = Cu + H20.

Hidrogen atomic: La temperaturi ridicate, moleculele de hidrogen se disociază în atomi:

H 2<=>2H.

Această reacție poate fi efectuată, de exemplu, prin încălzirea unui fir de tungsten cu un curent într-o atmosferă de hidrogen foarte rarefiat. Reacția este reversibilă și cu cât temperatura este mai mare, cu atât echilibrul este deplasat spre dreapta.

Hidrogenul atomic se obține și prin acțiunea unei descărcări electrice liniștite asupra hidrogenului molecular la o presiune de aproximativ 70 Pa. Atomii de hidrogen formați în aceste condiții nu se combină imediat în molecule, ceea ce face posibilă studierea proprietăților lor.

Când hidrogenul se descompune în atomi, o mare cantitate de căldură este absorbită:

H2 (g) = 2H (G)

Prin urmare, este clar că atomii de hidrogen ar trebui să fie mult mai activi decât moleculele sale. Pentru ca hidrogenul molecular să intre în orice reacție, moleculele trebuie să se dezintegreze în atomi, pentru care trebuie cheltuită o cantitate mare de energie. În cazul reacțiilor atomice cu hidrogen, acest consum de energie nu este necesar.

Într-adevăr, hidrogenul atomic deja la temperatura camerei reduce mulți oxizi metalici, se combină direct cu sulful, azotul și fosforul; cu oxigenul formează peroxid de hidrogen.

Apă oxigenată.

Peroxidul de hidrogen (peroxidul) este un lichid siropos incolor. Aceasta este o substanță foarte fragilă care se poate descompune printr-o explozie în apă și oxigen și se eliberează o cantitate mare de căldură:

2H 2 0 2 (L) - 2H 2 O (g) + 0 2 (G)

Soluțiile apoase de peroxid de hidrogen sunt mai stabile; într-un loc răcoros, pot rezista mult timp.

Peroxidul de hidrogen se formează ca produs intermediar în arderea hidrogenului, dar datorită temperaturii ridicate a flăcării de hidrogen, se descompune imediat în apă și oxigen. Cu toate acestea, dacă direcționați o flacără de hidrogen către o bucată de gheață, atunci se pot găsi urme de peroxid de hidrogen în apa rezultată.

Peroxidul de hidrogen este produs și prin acțiunea hidrogenului atomic asupra oxigenului.

În peroxidul de hidrogen, atomii de hidrogen sunt legați covalent de atomi de oxigen, între care se realizează și o legătură simplă. Structura peroxidului de hidrogen poate fi exprimată prin următoarea formulă structurală: H - O - O - H.

Moleculele H 2 0 2 au o polaritate semnificativă, care este o consecință a structurii lor spațiale.

Cu unele baze, peroxidul de hidrogen reacţionează direct pentru a forma săruri. Deci, atunci când peroxidul de hidrogen acționează asupra unei soluții apoase de hidroxid de bariu, un precipitat de sare de bariu a peroxidului de hidrogen precipită:

Ba (OH)2 + H202 = Ba02 + 2H20.

Sărurile de peroxid de hidrogen se numesc peroxizi sau peroxizi. Ele constau din ioni metalici încărcați pozitiv și ioni de O 2- încărcați negativ. Starea de oxidare a oxigenului în peroxidul de hidrogen este - 1, prin urmare, peroxidul de hidrogen are proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător, adică prezintă dualitate redox. Cu toate acestea, proprietățile de oxidare sunt mai caracteristice, deoarece potențialul standard al sistemului electrochimic

H 2 0 2 + 2H + + 2e ~ = 2H 2 0,

Exemple de reacții în care H2O2 servește ca agent de oxidare includ oxidarea nitritului de potasiu

KNO2 + H202 = KN03 + H2O

și eliberarea de iod din iodură de potasiu:

2KI + H 2 0 2 = I 2 + 2KON.

Ca exemplu al capacității de reducere a peroxidului de hidrogen, să subliniem reacția de interacțiune a H2O2 cu oxidul de argint (I).

Ag 2 0 + H 2 0 2 = 2Ag + H 2 0 + 0 2,