Елементите флуор, хлор, бром, йод и астатин, включени в основната подгрупа на група VII, се наричат ​​халогени. Това име, което буквално означава "солеобразуващ", е дадено на елементите заради способността им да взаимодействат с метали, за да образуват типични соли, като натриев хлорид NaCl.

Външната електронна обвивка на халогенните атоми съдържа седем електрона - два в s- и пет в p-орбитали (ns2np5). Халогените имат значителен електронен афинитет. техните атоми лесно прикрепват електрон, образувайки еднократно заредени отрицателни йони с електронната структура на съответния благороден газ (ns2np6). Склонността към прикачване на електрони характеризира халогените като типични неметали. Сходната структура на външната електронна обвивка определя голямото сходство на халогените помежду си, което се проявява както в техните химични свойства, така и във видовете и свойствата на съединенията, които образуват. Но, както показва сравнението на свойствата на халогените, между тях има значителни разлики.

С увеличаване на серийния брой на елементите в серията F - At атомните радиуси се увеличават, електроотрицателността намалява, неметалните свойства и окислителната способност на елементите отслабват.

За разлика от други халогени, флуорът в неговите съединения винаги е в състояние на окисление -1, тъй като има най-висока електроотрицателност сред всички елементи. Останалите халогени проявяват различни степени на окисление от -1 до +7.

С изключение на някои оксиди, които ще бъдат обсъдени по-долу, всички халогенни съединения съответстват на странни състояния на окисление. Този модел се дължи на възможността за последователно възбуждане на сдвоени електрони в атоми Cl, Br, I и At до подниво d, което води до увеличаване на броя на електроните, участващи в образуването ковалентни връзки, до 3, 5 или 7.

Молекулите на простите вещества, образувани от халогенни атоми, са двуатомни. С увеличаване на атомния радиус в серията F, Cl, Br, I, At, поляризуемостта на молекулите се увеличава. В резултат на това се засилва междумолекулното дисперсионно взаимодействие, което води до повишаване на точките на топене и кипене на халогените.

В серията Cl 2 - Br 2 -I 2 силата на връзката между атомите в една молекула постепенно намалява. Намаляването на силата на връзката в халогенните молекули се проявява в намаляване на тяхната устойчивост на нагряване. Флуорът се отделя от общ модел: силата на връзката между атомите в нейната молекула е по-малка, а степента термичната дисоциация на молекулите е по-висока от тази на хлора. Такива аномални свойства на флуора могат да се обяснят с отсъствието на d-подобвивка във външната електронна обвивка на неговия атом. В молекулата на хлора и други халогени има свободни d-орбитали и следователно между атомите се осъществява допълнително донорно-акцепторно взаимодействие, което укрепва връзката.

По време на образуването на F 2 молекулата се постига намаляване на енергията на електроните поради взаимодействието на 2p-AO с несдвоени електрони на флуорни атоми (система 1 + 1). Останалите p-AOs от несподелени електронни двойки могат да се считат за неучастващи в образуването на химическа връзка. Химическата връзка в молекулата Cl 2, в допълнение към подобното взаимодействие на валентния 3d-AO на хлорните атоми (система 1 + 1), се образува и поради взаимодействията на 3p-AO на самотната електронна двойка на един хлорен атом с свободния 3d-AO на другия (система 2 + 0). В резултат на това редът на връзката в C1 2 молекулата е по-голям, отколкото в F 2 молекулата, а химическата връзка е по-силна.

Халогените, поради тяхната висока химическа активност, се срещат в природата изключително в свързано състояние - главно под формата на соли на халогеноводородни киселини.

Флуорсреща се в природата най-често под формата на минерала флуоров шпат CaF 2 .

Най-важното естествено съединение хлоре натриев хлорид (готварска сол) NaCl, който служи като основна суровина за производството на други хлорни съединения.

Всички халогени имат много силна миризма. Вдишването им, дори в малки количества, причинява силно дразнене на дихателните пътища и възпаление на лигавиците. По-големи количества халогени могат да причинят тежко отравяне.

Халогените са относително слабо разтворими във вода. Един обем вода разтваря около 2,5 обема при стайна температура хлор . Този разтвор се нарича хлорна вода.

Флуорне може да се разтвори във вода, тъй като енергично го разлага:

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

Флуор и хлорте реагират интензивно с много органични разтворители: въглероден дисулфид, етилов алкохол, диетилов етер, хлороформ, бензол.

Химични свойства на халогените.

Свободните халогени проявяват изключително високо химическа активност. Те взаимодействат с почти всички прости вещества. Особено бързо и с акцент Голям бройтоплина, протичат реакциите на комбинацията на халогени с метали.

2Na + C1 2 = 2NaCl.

Изгарят се мед, калай и много други метали в хлорза образуване на съответните соли. Във всички тези случаи металните атоми даряват електрони, т.е. те се окисляват, а халогенните атоми добавят електрони, т.е. те се редуцират. Тази способност да приемат електрони, изразена в халогенните атоми, е тяхното характерно химично свойство. Следователно халогените са много енергични окислители.

Окислителните свойства на халогените се проявяват и при взаимодействието им със сложни вещества. Нека да дадем няколко примера.

1. При преминаване на хлор през разтвор на железен (II) хлорид, последният се окислява до железен (III) хлорид, в резултат на което разтворът става от бледозелен до жълт:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Химическа активност флуоризключително високо. Алкалните метали, олово, желязо се запалват в атмосфера на флуор при стайна температура. Флуорът не действа на някои метали (Al, Fe, Ni, Cu, Zn) на студено, тъй като върху повърхността им се образува защитен слой от флуорид. Въпреки това, когато се нагрява, флуорът реагира с всички метали, включително златото и платината.

С много неметали (водород, йод, бром, сяра, фосфор, арсен, антимон, въглерод, силиций, бор) флуорът взаимодейства на студа: реакциите протичат с експлозия или с образуване на пламък:

H 2 (g) + F 2 (g) \u003d 2HF (g)

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

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

При нагряване хлор, криптон и ксенон се комбинират с флуор, например: Xe (g) + F 2 tr) \u003d XeF 2 (r)

Флуорът не реагира директно само с кислород, азот и въглерод (под формата на диамант).

Взаимодействието на флуора със сложни вещества протича много енергично. В атмосферата му горят стабилни вещества като стъкло (под формата на памучна вата) и водна пара:

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

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

Свободният хлор също проявява много висока химическа активност, макар и по-ниска от флуора. Той взаимодейства директно с всички прости вещества, с изключение на кислорода, азота и благородните газове. Неметали като фосфор, арсен, антимон и силиций реагират с хлор дори при ниски температури; в този случай се отделя голямо количество топлина. Енергично протича взаимодействието на хлора с активните метали натрий,калий, магнезий и др. При стайна температура без осветление хлорът практически не взаимодейства с водорода, но при нагряване или на ярка слънчева светлина реакцията протича по верижен механизъм с експлозия.

Касова бележка.

Флуор, поради високата си електроотрицателност, може да се изолира от съединения само чрез електролиза (на електролиза се подлага стопилка KF + 2HF. Електролизата се извършва в никелов съд, който е катод, а въглищата служат като анод).

хлорпонастоящем се получават в големи количества чрез електролиза на водни разтвори на натриев или калиев хлорид.

В лабораториите хлорът се получава чрез действието на различни окислители върху солната киселина.

Mn0 2 + 4HC1 \u003d MnC1 2 + C1 2 + 2H 2 0.

Съединения на халогени с водород.

Химическата връзка в молекулите на халогеноводородите е полярна ковалентна: общата електронна двойка се измества към халогенния атом като по-електроотрицателна. Силата на химичната връзка в молекулите на халогеноводорода естествено намалява в серията HF - HC1 - HBr - HI: това се проявява в промяна в енталпията на дисоциация на молекулите в атоми.

При преминаване, например, от HF към HI, степента на припокриване на електронните облаци от водородни и халогенни атоми намалява, а областта на припокриване се намира на по-голямо разстояние от ядрото на халогенния атом и е по-силно екранирана от увеличен брой междинни електронни слоеве. Освен това в серията F - Cl - Br - I електроотрицателността на халогенния атом намалява. Следователно в молекулата HF електронният облак на водородния атом се измества в най-голяма степен към халогенния атом, а в молекулите на HC1, HBr и HI - все по-малко. Това също води до намаляване на припокриването на взаимодействащите електронни облаци и по този начин до отслабване на връзката между атомите.

Халогеноводородите са много разтворими във вода. При 0°C един обем вода се разтваря около 500 обема HC1 600 обема HBr и около 425 обема HI (при 10°С); флуороводородсмесва се с вода във всяко съотношение.

Разтварянето на халогеноводородите се придружава от дисоциацията им според вида на киселината и само флуороводороддисоциират относително слабо, докато останалите са сред най-силните киселини.

Отрицателни халогеноводородни йони, с изключение fgorid-йон, имат редуциращи свойства, нарастващи в серията Cl-, Br_, I-.

Хлоридният йон се окислява f тор, калиев перманганат, манганов диоксид и други силни окислители, например:

16HC1 + 2KMp0 4 = 5C1 2 + 2KS1 + 2MnC1 2 + 8H 2 0.

Разтвор на флуороводород във вода се нарича флуороводородна киселина.. Това име идва от флуоров шпат, от който обикновено се получава флуороводород чрез действието на концентрирана сярна киселина:

CaF 2 + H 2 S0 4 = CaS0 4 + 2HF.

Флуороводородът реагира с повечето метали. Въпреки това, в много случаи получената сол е слабо разтворима, в резултат на което върху металната повърхност се появява защитен филм.

Забележително свойство на флуороводорода и флуороводородната киселина е способността им да взаимодействат със силициевия диоксид Si0 2 , който е част от стъклото; в резултат на това се образува газообразен силициев флуорид SiF 4:

Si0 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 0.

Солна киселинаполучен чрез разтваряне на хлороводород във вода. Понастоящем основният метод за промишлено производство на хлороводород е процесът на неговия синтез от водород и хлор:

H 2 (g) + C1 2 (G) \u003d 2HC1 (G),

Големи количества HCl също се получава като страничен продукт от хлорирането. органични съединенияпо схемата

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Халогените образуват редица съединения с кислород. Всички тези съединения обаче са нестабилни, те не се получават чрез директно взаимодействие на халогени с кислород, а само индиректно. Такива характеристики на кислородните съединения на халогените са в съответствие с факта, че почти всички от тях се характеризират с положителни стойности на стандартната енергия на Гибс на образуване.

От съдържащите кислород съединения на халогените най-стабилни са солите на кислородните киселини, най-малко стабилни са оксидите и киселините. Във всички кислород-съдържащи съединения, халогените, с изключение на флуора, показват положително окислително състояние, достигащо седем.

Кислородният флуорид OF 2 може да се получи чрез преминаване на флуор в охладен 2% разтвор на NaOH. Реакцията протича според уравнението:

2F 2 + 2NaOH \u003d 2NaF + H 2 0 + OF 2

Както вече споменахме, кислородни съединения хлорможе да се получи само чрез косвени методи. Разглеждайки начините на тяхното образуване, нека започнем с процеса на хидролиза на хлора, тоест с обратима реакция между хлор и вода

C1 2 (p) + H 2 0 (W)<->HC1(R) + HClO(r)

което води до образуването на солна киселина и хипохлорна киселина HOC1.

Билет 16

Химия на водорода

Водородът има три изотопа: протий, деутерий или D и тритий или T. Масовите им числа са 1, 2 и 3. Протият и деутерият са стабилни, тритият е радиоактивен.

Молекулата на водорода се състои от два атома.

Водородът в свободно състояние се намира на Земята само в малки количества. Понякога се отделя заедно с други газове по време на вулканични изригвания, както и от сондажи при добив на нефт.Но под формата на съединения водородът е много разпространен.

В промишлеността водородът се произвежда главно от природен газ. Този газ, който се състои главно от метан, се смесва с водна пара и кислород. Когато смес от газове се нагрява до 800-900 ° C в присъствието на катализатор, възниква реакция, която може да бъде схематично представена с уравнението:

2CH 4 + 0 2 + 2H 2 0 \u003d 2C0 2 + 6H 2.

В лабораториите водородът се получава предимно чрез електролиза на водни разтвори на NaOH или KOH, като концентрацията на тези разтвори се избира така, че да съответства на тяхната максимална електропроводимост. Електродите обикновено са направени от листов никел. Този метал не корозира в алкални разтвори, дори е анод. Ако е необходимо, полученият водород се пречиства от водни пари и следи от кислород. От други лабораторни методиНай-разпространеният метод е извличането на водород от разтвори на сярна или солна киселина чрез действието на цинк върху тях.

Свойства и приложение на водорода.

Водородът е безцветен газ без мирис. Водородът е много слабо разтворим във вода, но в някои метали, като никел, паладий, платина, той се разтваря в значителни количества.

Разтворимостта на водорода в металите е свързана със способността му да дифундира през металите. Освен това, като най-лекия газ, водородът има най-висока скорост на дифузия: неговите молекули, по-бързо от молекулите на всички други газове, се разпространяват в средата на друго вещество и преминават през различни видове прегради. Особено голяма е способността му да дифундира при повишено налягане и високи температури.

Химичните свойства на водорода до голяма степен се определят от способността на неговия атом да дари единствения електрон, който има, и да се превърне в положително зареден йон. В този случай се проявява особеност на водородния атом, който го отличава от атомите на всички останали елементи: отсъствието на междинни електрони между валентния електрон и ядрото.

Водородният йон, образуван в резултат на загубата на електрон от водороден атом, е протон, чийто размер е с няколко порядъка по-малък от размера на катионите на всички други елементи. Следователно поляризиращият ефект на протона е много силен, в резултат на което водородът не е в състояние да образува йонни съединения, в които да действа като катион. Неговите съединения, дори с най-активните неметали, като флуора, са вещества с полярна ковалентна връзка.

Водородният атом е в състояние не само да дари, но и да прикрепи един електрон. В този случай се образува отрицателно зареден водороден йон с електронна обвивка на хелиев атом. Под формата на такива йони водородът се намира в съединения с определени активни метали. По този начин водородът има двойна химическа природа, проявявайки както окислителна, така и редукционна способност. В повечето реакции той действа като редуциращ агент, образувайки съединения, в които степента на окисление е +1. Но при реакции с активни метали той действа като окислител: степента му на окисление в съединения с метали е -1.

По този начин, дарявайки един електрон, водородът показва прилики с металите от първата група на периодичната система и чрез добавяне на електрон. - с неметали от седма група. Следователно водородът в периодичната система обикновено се поставя или в първата група и в същото време в скоби в седмата, или в седмата група и в скоби в първата.

Водородните съединения с метали се наричат ​​хидриди.

Хидридите на алкалните и алкалоземните метали са соли. т. е. химичната връзка между метала и водорода в тях е йонна. Под действието на водата върху тях възниква редокс реакция, при която хидридният йон Н - действа като редуциращ агент, а водородът на водата - като окислител:

H - - e~ \u003d H 0; H20 + e - \u003d H ° + OH -.

В резултат на реакцията се образуват водород и основа. Например, калциевият хидрид реагира с вода съгласно уравнението:

CaH 2 + 2H 2 0 \u003d 2H 2 + Ca (OH) 2.

Ако запален кибрит се доведе до струя водород, излизаща от някаква тясна дупка, тогава водородът се запалва и изгаря с несветещ пламък, образувайки вода:

2H 2 + 0 2 \u003d 2H 2 0.

При ниски температури водородът и кислородът практически не взаимодействат. Ако смесите двата газа и оставите сместа, след няколко години дори не можете да намерите следи от вода в нея.

Ниската скорост на взаимодействие на водорода с кислорода при ниски температури се дължи на високата енергия на активиране на тази реакция. Молекулите на водорода и кислорода са много силни; по-голямата част от сблъсъците между тях при стайна температура са неефективни. Само при повишени температури, когато кинетична енергияна сблъскващите се молекули стават големи, някои сблъсъци на молекули стават ефективни и водят до образуването на активни центрове.

При високи температури водородът може да вземе кислород от много съединения, включително повечето метални оксиди. Например, ако водородът се пропусне върху нагрят меден оксид, тогава медта се редуцира:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 0.

Атомен водород:При високи температури водородните молекули се дисоциират на атоми:

H 2<=>2H.

Тази реакция може да се осъществи, например, чрез нагряване на волфрамов проводник с ток в атмосфера от силно разреден водород. Реакцията е обратима и колкото по-висока е температурата, толкова повече равновесието се измества вдясно.

Атомният водород се получава и чрез действието на тих електрически разряд върху молекулярен водород, който е под налягане от около 70 Ра. Образуваните при тези условия водородни атоми не се комбинират веднага в молекули, което прави възможно изследването на техните свойства.

Когато водородът се разлага на атоми, се абсорбира голямо количество топлина:

H 2 (g) \u003d 2H (G)

От това става ясно, че водородните атоми трябва да са много по-активни от неговите молекули. За да може молекулярният водород да влезе в някаква реакция, молекулите трябва да се разпаднат на атоми, за което трябва да се изразходва голямо количество енергия. При реакциите на атомарния водород такъв разход на енергия не се изисква.

Всъщност дори при стайна температура атомарният водород редуцира много метални оксиди и се комбинира директно със сяра, азот и фосфор; с кислород образува водороден прекис.

Водороден пероксид.

Водородният пероксид (пероксид) е безцветна сиропирана течност. Това е много крехко вещество, което може да се разложи с експлозия във вода и кислород и се отделя голямо количество топлина:

2H 2 0 2 (W) - 2H 2 O (W) + 0 2 (G)

Водните разтвори на водороден пероксид са по-стабилни; на хладно място могат да се съхраняват доста дълго време.

Водородният пероксид се образува като междинен продукт по време на горенето на водорода, но поради високата температура на водородния пламък веднага се разлага на вода и кислород. Въпреки това, ако водороден пламък е насочен към парче лед, в получената вода могат да бъдат открити следи от водороден прекис.

Водородният пероксид се получава и чрез действието на атомарния водород върху кислорода.

При водородния пероксид водородните атоми са ковалентно свързани с кислородните атоми, между които също възниква проста връзка. Структурата на водородния пероксид може да бъде изразена със следната структурна формула: H - O-O - H.

H 2 0 2 молекулите имат значителна полярност, което е следствие от тяхната пространствена структура.

Водородният пероксид реагира директно с някои основи, за да образува соли. И така, под действието на водороден пероксид върху воден разтвор на бариев хидроксид, утайката от бариевата сол на водороден пероксид се утаява:

Ba (OH) 2 + H 2 0 2 \u003d Ba0 2 + 2H 2 0.

Солите на водородния прекис се наричат ​​пероксиди или пероксиди. Те се състоят от положително заредени метални йони и отрицателно заредени O 2- йони. Степента на окисление на кислорода във водородния прекис е -1, следователно водородният прекис има свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент, т.е. проявява редокс двойственост. Въпреки това окислителните свойства са по-характерни за него, тъй като стандартният потенциал на електрохимичната система

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

Примери за реакции, при които H 2 0 2 служи като окислител, са окисляването на калиев нитрит

KNO 2 + H 2 0 2 = KN0 3 + H 2 O

и изолиране на йод от калиев йодид:

2KI + H 2 0 2 \u003d I 2 + 2KON.

Като пример за редукционната способност на водородния прекис посочваме реакциите на взаимодействие на H 2 0 2 със сребърен оксид (I)

Ag 2 0 + H 2 0 2 \u003d 2Ag + H 2 0 + 0 2,

Кислород Оима атомен номер 8, разположен в основната подгрупа (подгрупа а) VIгрупа във втория период. В кислородните атоми валентните електрони са разположени на 2-ро енергийно ниво, което има само с- и стр-орбитали. Това изключва възможността за преход на О атоми във възбудено състояние, следователно кислородът във всички съединения проявява постоянна валентност, равна на II. Имайки висока електроотрицателност, кислородните атоми винаги са отрицателно заредени в съединенията (s.o. = -2 или -1). Изключение правят флуоридите OF 2 и O 2 F 2 .

За кислорода са известни степени на окисление -2, -1, +1, +2

Обща характеристика на елемента

Кислородът е най-разпространеният елемент на Земята, който представлява малко по-малко от половината, 49% от общата маса на земната кора. Естественият кислород се състои от 3 стабилни изотопа 16 O, 17 O и 18 O (16 O преобладава). Кислородът е част от атмосферата (20,9% от обема, 23,2% от масата), водата и повече от 1400 минерала: силициев диоксид, силикати и алумосиликати, мрамори, базалти, хематит и други минерали и скали. Кислородът съставлява 50-85% от масата на растителните и животинските тъкани, тъй като се съдържа в протеините, мазнините и въглехидратите, които изграждат живите организми. Ролята на кислорода за дишането и за окислителни процеси е добре известна.

Кислородът е относително слабо разтворим във вода - 5 обема на 100 обема вода. Ако обаче целият разтворен във водата кислород премине в атмосферата, тогава тя ще заема огромен обем - 10 милиона km 3 (n.c.). Това се равнява на приблизително 1% от целия кислород в атмосферата. Образование на земята кислородна атмосферапоради процеса на фотосинтеза.

Открит от шведа К. Шееле (1771 - 1772) и англичанина Дж. Пристли (1774). Първият използва отопление на селитра, вторият - живачен оксид (+2). Името е дадено от А. Лавоазие ("оксигениум" - "раждане на киселини").

В свободна форма той съществува в две алотропни модификации - "обикновен" кислород O 2 и озон O 3.

Структурата на молекулата на озона

3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ
Озонът в стратосферата образува тънък слой, който абсорбира по-голямата част от биологично вредното ултравиолетово лъчение.
По време на съхранение озонът спонтанно се превръща в кислород. Химически кислородът O 2 е по-малко активен от озона. Електроотрицателността на кислорода е 3,5.

Физични свойства на кислорода

O 2 - безцветен газ без мирис и вкус, т.т. –218,7 °С, т.к. -182,96 °C, парамагнитно.

Течният O 2 е син, твърдото вещество е синьо. O 2 е разтворим във вода (по-добре от азот и водород).

Получаване на кислород

1. Индустриален метод - дестилация на течен въздух и електролиза на вода:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. В лабораторията кислородът се произвежда от:
1. Електролиза на алкални водни разтвори или водни разтвори на кислородсъдържащи соли (Na 2 SO 4 и др.)

2. Термично разлагане на калиев перманганат KMnO 4:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Бертолетова сол KClO 3:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (MnO 2 катализатор)

Манганов оксид (+4) MnO 2:
4MnO 2 \u003d 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 o C),

3MnO 2 \u003d 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C),

Бариев пероксид BaO 2:
2BaO 2 \u003d 2BaO + O 2

3. Разлагане на водороден пероксид:
2H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2 (MnO 2 катализатор)

4. Разлагане на нитрати:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На Космически корабии подводници, кислородът се получава от смес от K 2 O 2 и K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O \u003d 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Обща сума:
2K 2 O 4 + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + 3O 2

Когато се използва K 2 O 2, общата реакция изглежда така:
2K 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + O 2

Ако смесите K 2 O 2 и K 2 O 4 в равни моларни (т.е. еквимоларни) количества, тогава един мол O 2 ще се освободи на 1 мол абсорбиран CO 2.

Химични свойства на кислорода

Кислородът поддържа горенето. Изгаряне - б бърз процес на окисление на дадено вещество, придружен от отделяне на голямо количество топлина и светлина. За да се докаже, че колбата съдържа кислород, а не някакъв друг газ, е необходимо да се спусне тлееща треска в колбата. В кислорода тлееща треска пламва ярко. Изгаряне различни веществавъв въздуха е окислително-редукционен процес, при който кислородът е окислителят. Окислителите са вещества, които „отнемат“ електрони от редуциращите вещества. Добрите окисляващи свойства на кислорода могат лесно да се обяснят със структурата на външната му електронна обвивка.

Валентната обвивка на кислорода се намира на 2-ро ниво - относително близо до ядрото. Следователно, ядрото силно привлича електрони към себе си. Върху валентната обвивка на кислорода 2s 2 2p 4има 6 електрона. Следователно пред октета липсват два електрона, които кислородът се стреми да приеме от електронните обвивки на други елементи, влизайки в реакции с тях като окислител.

Кислородът има втората (след флуора) електроотрицателност по скалата на Полинг. Следователно, в по-голямата част от своите съединения с други елементи, кислородът има отрицателенстепен на окисление. По-силен окислител от кислорода е само неговият съсед в периода - флуорът. Следователно съединенията на кислорода с флуор са единствените, при които кислородът има положителна степен на окисление.

Така че кислородът е вторият най-мощен окислител сред всички елементи на периодичната таблица. Повечето от най-важните му химични свойства са свързани с това.
Всички елементи реагират с кислород, с изключение на Au, Pt, He, Ne и Ar; във всички реакции (с изключение на взаимодействието с флуор) кислородът е окислител.

Кислородът лесно реагира с алкални и алкалоземни метали:

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

Финият железен прах (т.нар. пирофорно желязо) спонтанно се възпламенява във въздуха, образувайки Fe 2 O 3, а стоманената тел изгаря в кислород, ако се нагрее предварително:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

С неметали (сяра, графит, водород, фосфор и др.) кислородът реагира при нагряване:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 и др.

Почти всички реакции, включващи кислород O 2 са екзотермични, с редки изключения, например:

N 2 + O 2 → 2NO-Q

Тази реакция протича при температура над 1200 o C или при електрически разряд.

Кислородът е в състояние да окислява сложни вещества, например:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (излишен кислород),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (липса на кислород),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (без катализатор),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (в присъствието на Pt катализатор),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Известни са съединения, съдържащи диоксигениловия катион O 2 +, например O 2 + - (успешният синтез на това съединение накара Н. Бартлет да се опита да получи съединения от инертни газове).

озон

Озонът е химически по-активен от кислорода O 2 . И така, озонът окислява йодид - йони I - в разтвор на Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O \u003d I 2 + O 2 + 2KOH

Озонът е силно токсичен, токсичните му свойства са по-силни от, например, сероводород. В природата обаче озонът, съдържащ се в високи слоевеатмосферата, действа като защитник на целия живот на Земята от вредното ултравиолетово лъчение на слънцето. Тънкият озонов слой поглъща тази радиация и тя не достига до земната повърхност. Има значителни колебания в дебелината и дължината на този слой във времето (т. нар. озонови дупки), причините за такива колебания все още не са изяснени.

Приложение на кислород О 2: за интензифициране на процесите на производство на желязо и стомана, при топенето на цветни метали, като окислител в различни химически индустрии, за поддържане на живота на подводници, като окислител за ракетно гориво (течен кислород), в медицината, в заваряване и рязане на метали.

Използването на озон O 3:за дезинфекция на питейна вода, Отпадъчни води, въздух, за избелване на тъкани.

Тестове по химия 9 клас

Финален изпит по химия 9 клас

Вариантът е изготвен от G. R. Subkhanova.

Опция 1

1. Елементите азот и флуор имат еднакви

1) общ брой електрони

2) броя на завършените енергийни нива

3) броят на електроните във външното ниво

4) броят на протоните в ядрото

Отговор:

1. В един ред химични елементи B→C→N

1) зарядът на ядрата на атомите намалява

2) киселинните свойства на образуваните хидроксиди се повишават

3) броят на електронните нива се увеличава

4) електроотрицателността се увеличава

5) се увеличава атомен радиус

Отговор:

1. имат същия тип химическа връзка

1) калиев сулфат и азотен оксид (I)

2) бромоводород и алуминиев оксид

3) меден и натриев хлорид

4) кислород и силиций

Отговор:

1. При взаимодействие с кое от следните вещества водородът е окислител?

1) кислород

Отговор:

1. Взаимодействието на алуминия с железен(III) оксид се отнася до реакциите

1) съединения, редокс

2) обменен, екзотермичен

3) редокс, заместване

4) неутрализация, ендотермична

Отговор:

1. Най-голям брой катиони се образува при пълна дисоциация на 1 mol

1) калиев фосфат

2) натриев нитрат

3) меден(II) сулфат

4) железен (III) хлорид

Отговор:

Отговор:

1. И разтворът на натриев сулфат, и разтворът на натриев карбонат взаимодействат с

1) алуминиев фосфат

2) цинков хидроксид

3) бариев хлорид

4) азотна киселина

Отговор:

1. Железният (III) оксид реагира с

1) алуминиев хидроксид

2) магнезиев хлорид

3) азотна киселина

4) алуминиев оксид

Отговор:

1. Следните твърдения са верни за ацетилена:

1) една молекула се състои от два въглеродни атома и два водородни атома

2) е наситен въглеводород

3) въглеродните атоми в една молекула са свързани чрез двойна връзка

4) реагира с хлор

5) при разлагане се образуват въглероден диоксид и водород

Отговор:

1. Установете съответствие между формулата на веществото и реагентите, с всеки от които то може да взаимодейства.

ФОРМУЛА НА ВЕЩЕСТВОТО РЕАГЕНТИ

A) H 2 1) CuO, N 2

Б) HBr 2) NO 2, Na2SO4

C) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Отговор:

Отговор:

1. Дадена е схемата на трансформация: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Напишете молекулярните уравнения на реакциите, чрез които могат да се извършат тези трансформации.

Решение:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO 2

1. След преминаване на 2,24 литра газ серен диоксид (няма) през разтвор на калиев хидроксид се получават 252,8 g разтвор на калиев сулфит. Изчислете масовата част на солта в получения разтвор.

Решение:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Изчислете масата и количеството на веществото калиев сулфит, получено в резултат на реакцията:

Според уравнението на реакциятан(ТАКА 2 ) = н(К 2 ТАКА 3 ) = 0,1 mol

m (K 2 SO 3) \u003d n (K 2 SO 3) * M (K 2 SO 3) = 0,1къртица * 158 г/ къртица = 15.8 г

3) Определете масова фракциякалиев сулфит в разтвор:

Отговор: 6,25%

Вариант 2

1. В атом на елемент две енергийни нива са запълнени с електрони, а третото съдържа 6 електрона. Какъв е този елемент?

1) силиций

2) въглерод

3) кислород

Отговор

1. В поредицата от химични елементи Be → Mg → Ca

1) намалява най-висока степенокисляване

2) атомният радиус се увеличава

3) стойността на електроотрицателността се увеличава

4) основните свойства на образуваните хидроксиди се засилват

5) броят на електроните във външното ниво намалява

Отговор:

1. Химическа връзка в молекулата на амониевия хлорид

1) ковалентен неполярн

2) ковалентен полярен

4) водород

Отговор:

1. Въглеродът влиза в реакция на заместване с

1) железен (III) оксид

2) кислород

4) сярна киселина

Отговор:

Решение:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(ох) 2 + К 2 ТАКА 4 образуване на синя утайка

Отговор:

Решение:

Азотната киселина е силна киселина. следователно във воден разтвор той напълно се дисоциира на йони.

Отговор:

Решение:
Реактивните метали реагират с вода при стайна температура

Отговор:

Решение:

Амониевият хлорид и бариевият сулфат реагират със сребърен нитрат, от който само амониевият хлорид реагира с калциев хидроксид.

Отговор:

Решение:

Етиленът е ненаситен въглеводород (алкен), съдържащ двойна връзка, така че може да влезе в реакция на полимеризация.C2H4M=28g/mol

Решение:

магнезий:Mg + I 2 \u003d MgI 2

Mg + CuCl 2 = MgCl 2 + Cu

Оксид сяра(VI)-киселина оксид:SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 4

ZnBr 2 -сол:ZnBr 2 + Cl 2 = ZnCl 2 + Br 2

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

НО	Б	AT
1	2	4

1. Установете съответствие между газообразно вещество и лабораторен метод за неговото разпознаване. За всеки елемент от първата колона съпоставете съответния елемент във втората колона.

Запишете числата в отговор, като ги подредите в реда, съответстващ на буквите:

1. Дадена е схемата на трансформация: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Напишете молекулярните уравнения на реакциите, чрез които могат да се извършат тези трансформации.

Решение:

FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 + 2 KCl

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

1. Когато излишък от разтвор на калиев карбонат реагира с 10% разтвор на бариев нитрат, изпада 1,97 g утайка. Определете масата на разтвора на бариев нитрат, взет за експеримента.

Решение:

1) Съставете уравнението на реакцията:

К 2 CO 3 + Ба(НЕ 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 KNO 3

2) Изчислете количеството вещество на бариев карбонат, получено в резултат на реакцията:

Според уравнението на реакциятан(BaCO 3 ) = н(Ба(НЕ 3 ) 2 = 0,01 mol

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

3) Определете масата на разтвора (Ба(НЕ 3 ) 2):

Отговор: 26,1гр



Всички химични елементи, в зависимост от структурата и свойствата на атомите, се делят на метали, неметали и благородни газове. Също така, простите вещества, образувани от елементи, се класифицират на метали и неметали, въз основа на техните физични и химични свойства. Срещнахте се с металите в предишната глава. Сега да преминем към разглеждането на неметали.

Самата дума "неметали" показва, че свойствата на неметалните елементи и съответните им прости вещества са противоположни на свойствата на металите.

Ако металните атоми се характеризират с относително големи радиуси и малък брой електрони (1-3) на външно ниво, неметалните атоми, напротив, се характеризират с малки атомни радиуси и броя на електроните на външното енергийно ниво от 4 до 8 (борът има 3 електрона, но атомите на този елемент имат малък радиус). Оттук и стремежът на металните атоми да даряват външни електрони, тоест редуциращи свойства, а при неметалните атоми стремежът да получат електроните, липсващи до заветните осем, тоест окисляващи свойства. Тези свойства се характеризират с позицията на неметалите в реда на електроотрицателността. И така, флуорът проявява само окислителни свойства, а кислородът - редуциращи свойства изключително по отношение на флуора и т.н.

Сред 114-те химични елемента, известни днес (от които 92 елемента се намират в природата), 22 елемента са класифицирани като неметали. Вече говорихме за разположението на металите и неметалите в Периодичната система на Д. И. Менделеев в предишната глава. Тук отново отбелязваме, че в Периодичната система на Д. И. Менделеев металите са разположени основно под диагонала B-At, а неметалите са разположени по този диагонал и над него в основните подгрупи (фиг. 71).

Ориз. 71.
Позицията на неметалните химични елементи (маркирани в червено) в Периодичната система на Д. И. Менделеев

Свойствата на простите вещества, образувани от неметали, са много разнообразни. Въпреки че има много по-малко неметали в сравнение с металите, е трудно да се идентифицират общи характерни черти за тях.

Преценете сами: водород H 2, кислород O 2 и озон O 2, флуор F 2, хлор Cl 2, азот N 2 са газове при нормални условия, бром Br 2 е течност, а бор, въглерод (диамант и графит), силиций, фосфор (червен и бял), сяра (пластмасова и ромбична), селен, телур, йод I 2, астатин са твърди вещества.

Ако преобладаващата част от металите се характеризират със сребристо-бял цвят, тогава цветът на неметалите - простите вещества обхваща всички цветове на спектъра: червено (червен фосфор, червено-кафяв течен бром), жълто (сяра), зелено (хлор - жълто-зелен газ), виолетово (йодни пари).

Точките на топене на неметалните вещества са в много широк диапазон: от 3800 ° C за графита до -259 ° C за водорода. Тази особеност на свойствата на неметалите е следствие от образуването на два вида кристални решетки: молекулярни (O 2, O 2, N 2, халогени, бял фосфор и др.) и атомни (диамант, графит, силиций, бор и др.). Различната структура на кристалните решетки също обяснява феномена алотропия (спомнете си какво представлява). Например, елементът фосфор образува просто вещество с молекулярна кристална решетка - бял фосфор, чиито молекули имат състав P 4, и просто вещество с атомна кристална решетка - червен фосфор P.

Втората причина за алотропията е свързана с различен брой атоми в молекулите на простите вещества. Типичен пример са прости вещества, образувани от кислород: кислород O 2 и озон O 3.

За разлика от безцветния кислород O 2 , който няма мирис, озонът е светлосин газ със силна миризма.

Вече знаете от миналогодишния курс, че примесът от озон във въздуха, който се появява след гръмотевична буря, дава усещане за приятна свежест; озонът се съдържа и във въздуха на боровите гори и морския бряг.

В природата озонът се образува от електрически разряди или окисляване на органични смолисти вещества, както и от действието на ултравиолетовите лъчи върху кислорода. В лабораторията се получава в специални устройства - озонатори (фиг. 72) чрез действие върху кислород с тих (без искри) електрически разряд.

Ориз. 72.
Озонатор

Озонът е много по-силен окислител от кислорода. Използването му се основава на силната окислителна способност на озона: избелване на тъкани, дезодориране (отстраняване на миризма) на мазнини и масла, дезинфекция на въздуха и питейната вода.

Озонът има много голямо значениеза да спаси целия живот на нашата планета. Припомнете си, че озоновият слой на Земята (фиг. 73), разположен на височина 20-25 км, забавя ултравиолетовото лъчение, което има разрушителен ефект върху клетките на живите организми. Затова е ясно колко е важно този „озонов щит” на планетата, който е много чувствителен към действието на различни химикали, да се запази от унищожение.

Ориз. 73.
Озоновия слой на Земята

Озонът се класифицира като променлива съставка на въздуха. Също така в края на XVIIIв А. Лавоазие установи, че въздухът не е просто вещество, а смес от газообразни неметали: азот N 2 (той представлява 4/5 от обема на въздуха) и кислород O 2 (с обемна част 1/5 ). В бъдеще идеите за състава на въздуха бяха усъвършенствани. В момента има постоянни, променливи и произволни компоненти на въздуха.

Постоянните компоненти на въздуха са азот, кислород и благородни газове (аргон, хелий, неон и др.). Съдържанието им в тропосферата е еднакво (Таблица 6).

Таблица 6
Състав на въздуха

Променливите съставки на въздуха са въглероден диоксид (около 0,03 обемни процента), водна пара и озон (около 0,00004 обемни процента). Съдържанието им може да варира значително в зависимост от природните и производствените условия.

Случайните компоненти на въздуха включват прах, микроорганизми, растителен прашец, някои газове, включително тези, които образуват киселинни дъждове: оксиди на сяра, азот и др.

Въздухът, свободен от променливи и произволни компоненти, е прозрачен, лишен от цвят, вкус и мирис, 1 литър от него при n. г. има маса 1,29 г. Моларната маса на въздуха с обем 22,4 литра (1 mol) е 29 g / mol.

Въздухът е океан от газове, на дъното на който живеят хора, животни и растения. Той е от съществено значение за дишането и фотосинтезата. Кислородът на въздуха, разтворен във водата, служи за дишането на обитателите на водната среда (риби, водни растения).

Голяма е ролята на въздуха в процесите на изветряне (разрушаване) на скалите и за почвообразуването (фиг. 74). Под действието на въздуха и бактериите органичните остатъци се минерализират – остарелите органични вещества се превръщат в минерални съединения и отново се усвояват от растенията.

Ориз. 74.
В резултат на изветряне се образуват скали с причудлива форма.

Азот, аргон и кислород се получават от течен въздух с помощта на различни точки на кипене (фиг. 75). При дестилацията на втечнения въздух първи се изпарява азотът.

Ориз. 75
Дестилация на течен въздух:
а - схема на процеса; в - промишлена инсталация

Нови думи и понятия

1. Метални елементи и неметални елементи. Структурата на атомите на неметалите.
2. Простите вещества са метали, а простите вещества са неметали.
3. Алотропия. кислород и озон.
4. Състав на въздуха.

Задачи за самостоятелна работа

1. Определете колко пъти по-тежък (по-лек) от въздуха кислород, въглероден диоксид, водород, т.е. определете относителната плътност на тези газове във въздуха (D въздух).
2. Като знаете обемния състав на въздуха, намерете количеството вещество на всеки газ: азот и кислород в 100 литра въздух при n. г.
3. Определете броя на молекулите: а) кислород; б) азот, съдържащ се в 22,4 литра въздух при n. г.
4. Изчислете обема въздух (n.a.), който ще е необходим за изгаряне на 20 m 3 сероводород, ако се образуват вода и серен оксид (IV). Изчислете масата на този въздух.
5. Подгответе доклад за използването на кислород.
6. Какво представляват озоновите дупки? Как да предотвратим появата им?