Elementele fluor, clor, brom, iod și astatin incluse în subgrupa principală a grupei VII se numesc halogeni. Acest nume, care înseamnă literal „producător de sare”, elementele au fost date 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 în s și cinci în orbitali p (ns2np5). Halogenii au o afinitate electronică semnificativă. atomii lor atașează cu ușurință un electron, formând ioni negativi încărcați individual cu structura electronică a gazului nobil corespunzător (ns2np6). Tendința de a câștiga electroni caracterizează halogenii ca nemetale tipice. Structura similară a învelișului electron exterior determină marea similitudine a halogenilor între ei, manifestată atât în ​​proprietățile lor chimice, cât și în tipurile și proprietățile compușilor pe care îi formează. Dar, după cum arată o comparație a proprietăților halogenilor, există diferențe semnificative între ele.

Odată cu creșterea numărului atomic 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. Halogenii rămași 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, crește interacțiunea dispersiei intermoleculare, ceea ce determină o creștere a punctelor de topire și de fierbere ale halogenilor.

În seria Cl 2 - Br 2 -I 2, puterea legăturilor 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 căldură. Fluorul cade din model 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 subînvelișului d în învelișul electronilor exterioară a atomului său. În molecula de clor și alți halogeni există d-orbitali liberi și, prin urmare, există o interacțiune suplimentară donor-acceptor între atomi, care întărește legătura.

În timpul formării moleculei F2, se realizează o scădere a energiei electronilor datorită interacțiunii 2p-AO cu electronii neperechi ai atomilor de fluor (sistem 1 + 1). P-AO-urile rămase ale perechilor de electroni singuri pot fi considerate ca nu sunt implicate în formare legătură chimică. O legătură chimică într-o moleculă de Cl 2, în plus față de o interacțiune similară între atomii de clor de valență 3d-AO (sistem 1+1), se formează și datorită interacțiunilor 3p-AO ale perechii de electroni singuri a unui 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 găsit în natură cel mai adesea sub formă de mineralul 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 tractului respirator și inflamarea mucoaselor. Cantități mai mari de halogeni pot provoca otrăviri severe.

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 prezintă un nivel extrem de ridicat activitate chimică. Ele interacționează cu aproape toate substanțele simple. Mai ales rapid și cu evidențiere cantitate mare căldură, apar reacții de combinare a halogenilor cu metale.

2Na + C12 = 2NaCl.

Cuprul, staniul și multe alte metale ard în clor, formând sărurile corespunzătoare. În toate aceste cazuri, atomii de metal renunță la electroni, adică sunt oxidați, iar atomii de halogen câștigă electroni, adică se reduc. Această capacitate de a atașa electroni, exprimată clar în atomi de halogen, este proprietatea lor chimică caracteristică. În consecință, halogenii sunt agenți oxidanți foarte energici.

Proprietățile oxidative ale halogenilor se manifestă și atunci când interacționează cu substanțe complexe. Să dăm câteva exemple.

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

2FeCl2 + C12 = 2FeCl3

Activitate chimică fluor excepțional de ridicat. Metalele alcaline, plumbul și fierul se aprind într-o atmosferă de fluor la temperatura camerei. Fluorul nu are efect asupra unor metale (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) la rece, 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 apar 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 se combină 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 are loc foarte viguros. În atmosfera sa ard substanțe stabile precum sticla (sub formă de vată) și vaporii de apă:

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; aceasta eliberează o cantitate mare de căldură. Interacțiunea clorului cu metale active sodiu, potasiu, magneziu etc. La temperatura camerei fără iluminare, clorul practic nu reacționează cu hidrogenul, dar atunci când este încălzit sau în lumina puternică a soarelui, reacția are loc printr-un mecanism în lanț cu o explozie.

Chitanță.

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 cărbunele servește ca anod) .

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.

Мn0 2 + 4НС1 = МnС1 2 + С1 2 + 2Н 2 0.

Compuși ai halogenilor cu hidrogen.

Legătura chimică din moleculele de halogenuri de hidrogen este covalentă polară: perechea de electroni comună este deplasată la atomul de halogen, deoarece este mai electronegativă. Forța legăturilor chimice în moleculele de halogenură 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.

În timpul tranziției, 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 puternic ecranată de un număr crescut de straturi 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 se deplasează spre atomul de halogen în cea mai mare măsură, iar în moleculele HC1, 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, prin urmare, slăbește legătura dintre atomi.

Halogenurile de hidrogen sunt foarte solubile în apă. La 0 °C un volum de apă se dizolvă aproximativ 500 de volume NS1, 600 de volume de HBr și aproximativ 425 de volume de HI (la 10 °C); fluorură de hidrogen se amestecă cu apă în orice raport.

Dizolvarea halogenurilor de hidrogen este însoțită de disocierea lor de tip acid și numai fluorură de hidrogen este disociat relativ slab, în ​​timp ce restul sunt printre cei mai puternici acizi.

Ioni de halogenură de hidrogen negativi, excluzând fgorid-ionii au proprietăţi reducătoare care cresc în ordinul Cl-, Br_, I-.

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

16NS1 + 2KMp0 4 = 5S1 2 + 2KS1 + 2MnS1 2 + 8N 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 se obține 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 de protecție.

O proprietate remarcabilă a acidului fluorhidric și acidului fluorhidric este capacitatea lor de a interacționa cu dioxidul de siliciu Si02, care face parte din sticla; Ca rezultat, se formează fluorură de siliciu gazoasă SiF4:

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),

Cantitati mari HCI se obține și ca produs secundar al clorării compuși organici conform diagramei

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogenii formează o serie de compuși cu oxigenul. Totuși, toți acești compuși sunt instabili și nu sunt obținuți 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, în timp ce oxizii și acizii sunt cei mai puțin stabili. În toți compușii care conțin oxigen, halogenii, cu excepția fluorului, prezintă o stare de oxidare pozitivă, ajungând la șapte.

Fluorura de oxigen OF 2 poate fi preparată 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. Să începem examinarea modalităților de formare a acestora cu procesul de hidroliză a clorului, adică cu o reacție reversibilă între clor și apă.

S1 2 (p) + N 2 0 (F)<->HC1(R) + HClO(R)

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 de masă sunt egale cu 1, 2 și 3. Protiul și deuteriul sunt stabile, tritiul este radioactiv.

Molecula de hidrogen este formată din doi atomi.

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

În industrie, hidrogenul este produs în principal din gaze naturale. Acest gaz, constând în principal din metan, este amestecat cu vapori de apă 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:

2CH 4 + 0 2 + 2H 2 0 = 2C0 2 + 6H 2.

În laboratoare, hidrogenul este obținut în mare parte prin electroliza soluțiilor apoase de NaOH sau KOH concentrația acestor soluții este aleasă pentru a corespunde conductivității electrice maxime. Electrozii sunt de obicei fabricați din foi 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. De la alții metode de laborator Cea mai comună metodă este separarea hidrogenului din soluțiile 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, 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 din mediul unei alte substanțe și trec prin diferite tipuri de partiții. Capacitatea sa de difuzie este deosebit de mare la presiune ridicată și temperaturi ridicate.

Proprietățile chimice ale hidrogenului sunt determinate în mare măsură de capacitatea atomului său de a renunța la singurul său electron și de a deveni un ion încărcat pozitiv. În acest caz, apare 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 legături covalente polare.

Atomul de hidrogen este capabil nu numai să doneze, ci și să câștige un electron. În acest caz, se formează un ion de hidrogen încărcat negativ cu învelișul de electroni a atomului de heliu. Sub formă de astfel de ioni, hidrogenul se găsește în compușii cu unele metale active. Astfel, hidrogenul are o dublă natură chimică, prezentând atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. În majoritatea reacțiilor, acesta 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, renunțând la un electron, hidrogenul prezintă asemănări cu metalele din primul grup al tabelului periodic și prin adăugarea unui electron. - cu nemetale din grupa a șaptea. Prin urmare, hidrogenul din tabelul periodic este de obicei plasat fie în primul grup și în același timp între paranteze în al șaptelea grup, fie în a șaptea grupă și între paranteze în primul.

Compușii hidrogenului cu metale se numesc hidruri.

alcalin şi metale alcalino-pământoase sunt săruri. adică legătura chimică dintre metal și hidrogen 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:

N - - e~ = N0; 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, 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 chiar și după câțiva ani nu puteți detecta nici măcar 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. Doar la temperaturi ridicate, când energie cinetică moleculele care se ciocnesc devin mari, unele ciocniri de molecule devin eficiente și duc la formarea de centri activi.

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

CuO + H2 = Cu + H20.

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

H 2<=>2N.

Această reacție poate fi efectuată, de exemplu, prin încălzirea unui fir de tungsten cu 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 este produs și prin acțiunea unei descărcări electrice liniștite asupra hidrogenului molecular sub 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 cantitate mare de căldură este absorbită:

N2 (g) = 2H (G)

Din aceasta rezultă clar că atomii de hidrogen trebuie să fie mult mai activi decât moleculele sale. Pentru ca hidrogenul molecular să intre în orice reacție, moleculele trebuie să se dezintegreze în atomi, ceea ce necesită cheltuirea unei cantități mari de energie. În reacțiile cu hidrogen atomic, o astfel de cheltuială de energie nu este necesară.

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

Peroxid de hidrogen.

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

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

Soluțiile apoase de peroxid de hidrogen sunt mai stabile; într-un loc răcoros pot fi păstrate destul de mult timp.

Peroxidul de hidrogen se formează ca produs intermediar în timpul arderii 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, în apa rezultată pot fi găsite urme de peroxid de hidrogen.

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 există și o legătură simplă. Structura peroxidului de hidrogen poate fi exprimată prin următoarea formulă structurală: H - O-O - H.

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

Peroxidul de hidrogen reacţionează direct cu unele baze pentru a forma săruri. Astfel, 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 peroxidului 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, se caracterizează mai mult prin proprietăți oxidante, deoarece potențialul standard al sistemului electrochimic

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Exemple de reacții în care H 2 0 2 servește ca agent de oxidare includ oxidarea nitritului de potasiu

KNO2 + H202 = KN03 + H2O

și separarea iodului de iodură de potasiu:

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

Ca exemplu al capacității de reducere a peroxidului de hidrogen, subliniem reacția H 2 0 2 cu oxidul de argint (I)

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

Oxigenul O are număr atomic 8, situat în subgrupul principal (subgrupul a) VI grup, în a doua perioadă. În atomii de oxigen, electronii de valență sunt localizați pe al 2-lea nivelul de energie, având numai s- Și p-orbitali. Aceasta exclude posibilitatea ca atomii de O să treacă la o stare excitată, prin urmare oxigenul din toți compușii prezintă o valență constantă egală cu II. Având electronegativitate mare, atomii de oxigen din compuși sunt întotdeauna încărcați negativ (c.d. = -2 sau -1). O excepție o constituie fluorurile OF 2 și O 2 F 2 .

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

Caracteristicile generale ale elementului

Oxigenul este cel mai comun element de pe Pământ, reprezentând puțin mai puțin de jumătate, 49% din masa totală. scoarta terestra. Oxigenul natural este format din 3 izotopi stabili 16 O, 17 O și 18 O (predomină 16 O). Oxigenul face parte din atmosferă (20,9% în volum, 23,2% în masă), în compoziția apei și a peste 1.400 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 în procesele de respirație și oxidare este bine cunoscut.

Oxigenul este relativ ușor solubil în apă - 5 volume în 100 volume de apă. Totuși, dacă tot oxigenul dizolvat în apă ar trece în atmosferă, acesta ar ocupa un volum uriaș - 10 milioane km 3 (n.s.). Aceasta este egală cu aproximativ 1% din tot oxigenul din atmosferă. Educație pe pământ atmosfera de oxigen datorită proceselor de fotosinteză.

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

În forma sa liberă, există în două modificări alotropice - oxigenul „obișnuit” O 2 și ozonul 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. Din punct de vedere chimic, oxigenul O2 este mai puțin activ decât ozonul. Electronegativitatea oxigenului este de 3,5.

Proprietățile fizice ale oxigenului

O 2 – gaz incolor, inodor și insipid, p.t. –218,7 °C, bp. –182,96 °C, paramagnetic.

O2 lichid este albastru, O2 solid este albastru. O 2 este solubil în apă (mai bine decât azotul și hidrogenul).

Obținerea oxigenului

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

2H2O → 2H2 + O2

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

2. Descompunere termică permanganat de potasiu KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Sarea 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 BaO2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Descompunerea peroxidului de hidrogen:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (catalizator MnO 2)

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

Pe nave spațialeși submarine, oxigenul se obține dintr-un amestec de K 2 O 2 și K 2 O 4:
2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Total:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 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 balonul conține oxigen și nu alt gaz, trebuie să coborâți o așchie care mocnește în balon. În oxigen, o așchie mocnind strălucește puternic. Combustie diverse substanțeîn aer este un proces redox în care oxigenul este agentul oxidant. Agenții oxidanți sunt substanțe care „preiau” electroni de la 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 miez. Prin urmare, nucleul atrage puternic electronii către sine. Pe învelișul de valență a oxigenului 2s 2 2p 4 sunt 6 electroni. În consecință, octetului îi lipsesc doi electroni, pe care oxigenul tinde să-i accepte din învelișurile de electroni ale altor elemente, reacționând cu ei ca agent oxidant.

Oxigenul are a doua electronegativitate (după fluor) pe scara Pauling. Prin urmare, în marea majoritate a compușilor săi cu alte elemente, oxigenul are negativ gradul de oxidare. Singurul agent oxidant mai puternic decât oxigenul este vecinul său din perioadă, fluorul. Prin urmare, compușii oxigenului 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-numitul 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 O2 sunt exoterme, cu rare excepții, de exemplu:

N2+O2 → 2NO–Q

Această reacție are loc la temperaturi peste 1200 o C sau la 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),

CH4 (metan) + 2O2 → CO2 + 2H2O,

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

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

Ozon

Ozonul este mai activ din punct de vedere chimic decât oxigenul O2. Astfel, ozonul oxidează iodură - ionii I - într-o soluție de Kl:

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

Ozonul este foarte toxic, proprietățile sale toxice sunt mai puternice decât, de exemplu, hidrogenul sulfurat. Cu toate acestea, în natură, ozonul conținut în straturi înalte atmosferă, acționează ca un protector al întregii vieți de pe Pământ de radiațiile ultraviolete distructive ale soarelui. Stratul subțire de ozon absoarbe această radiație și nu ajunge la suprafața Pământului. Există fluctuații semnificative în grosimea și întinderea acestui strat în timp (așa-numita gaură de ozon nu au fost încă clarificate);

Aplicarea oxigenului O 2: intensificarea proceselor de producere a fontei și a oțelului, în topirea metalelor neferoase, ca oxidant în diverse industrii chimice, pentru menținerea vieții pe submarine, ca oxidant pentru combustibilul rachetei (oxigen lichid), în medicină, în sudarea și tăierea metalelor.

Aplicarea ozonului O 3: pentru dezinfecție apă potabilă, apa reziduala, aer, pentru albirea țesăturilor.

Teste la chimie clasa a 9-a

Final test la chimie clasa a IX-a

Versiunea 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. Într-un rând elemente chimice B→C→N

1) sarcina nucleelor ​​atomice scade

2) creștere proprietăți acide hidroxizi formați

3) numărul nivelelor electronice crește

4) electronegativitatea crește

5) crește raza atomică

Răspuns:

1. Au același tip de legătură chimică

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 următoarele substanțe, hidrogenul este 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) clorură de fier (III).

Răspuns:

Răspuns:

1. Atât soluția de sulfat de sodiu, cât și soluția de carbonat de sodiu reacţionează 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 sunt adevărate următoarele afirmații:

1) molecula 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) descompunerea produce dioxid de carbon și hidrogen

Răspuns:

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

REACTIVI DE FORMULĂ DE SUBSTANȚĂ

A) H21) CuO, N2

B) HBr2) NO2, Na2S04

B) CuCl23) Si, H2O

Răspuns:

Răspuns:

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

Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare care pot fi utilizate pentru a efectua aceste transformări

Soluţie:

AlCI3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

Al2O3 + Na2O→ 2NaAlO2

1. După trecerea a 2,24 litri de dioxid de sulf (s.o.) printr-o soluție de hidroxid de potasiu, 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 de substanță sulfit de potasiu obținută în urma reacției:

Conform ecuației reacțiein(AŞA 2 ) = n(K 2 AŞA 3 ) = 0,1 mol

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

3) Să definim fracție de masă sulfit de potasiu în soluție:

Raspuns: 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 acesta?

1) siliciu

2) carbon

3) oxigen

Răspuns

1. În seria elementelor chimice Be → Mg → Ca

1) scade cel mai înalt grad oxidare

2) raza atomică crește

3) valoarea electronegativității crește

4) sunt îmbunătățite proprietățile de bază ale hidroxizilor formați

5) numărul de electroni scade cu nivel extern

Răspuns:

1. Legătura chimică în molecula de clorură de amoniu

1) covalent nepolar

2) polar covalent

4) hidrogen

Răspuns:

1. Carbonul suferă 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 AŞA 4 formarea unui precipitat albastru

Răspuns:

Soluţie:

Acidul azotic este un acid puternic. deci in 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 reacţionează cu hidroxidul 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

O	B	ÎN
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, selectați elementul corespunzător din a doua coloană.

Notează numerele din răspunsul tău, aranjează-le în ordinea corespunzătoare literelor:

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

Scrieți ecuațiile reacțiilor moleculare care pot fi utilizate pentru a efectua aceste transformări.

Soluţie:

FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2 + 2 KCl

Fe(OH)2 + H2SO4 → FeS04 + 2H2O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

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

Soluţie:

1) Să creăm ecuația reacției:

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

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

Conform ecuației reacțiein(BaCO 3 ) = n(Ba(NU 3 )2 = 0,01 mol

m(Ba(NO3)2) = n(Ba(NO3)2) * M((Ba(NO3)2) = 0,01mol * 261 G/ mol = 2.61 G

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

Răspuns: 26,1 g



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

Însuși cuvântul „non-metale” indică faptul că proprietățile elementelor nemetalice și ale substanțelor simple corespunzătoare sunt opuse proprietăților metalelor.

Dacă atomii metalici sunt caracterizați prin raze relativ mari și un număr mic de electroni (1-3) la nivelul exterior, atomii nemetalici, dimpotrivă, sunt caracterizați prin raze atomice mici și numărul de electroni la nivelul energetic exterior. de la 4 la 8 (borul are 3 dintre acești electroni, dar atomii acestui element au o rază mică). De aici tendința atomilor de metal de a renunța la electroni externi, adică. proprietăți de restaurare, iar pentru atomii nemetalici - dorința de a accepta electronii 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 de elemente se găsesc în natură), 22 de elemente sunt clasificate drept nemetale. Despre aranjarea metalelor și nemetalelor în Tabel periodic Despre D.I Mendeleev am vorbit deja în capitolul anterior. Aici remarcăm încă o dată că în Tabelul periodic al lui D.I Mendeleev, metalele sunt situate în principal sub diagonala B-At, iar nemetalele sunt situate de-a lungul acestei diagonale și deasupra acesteia în subgrupele principale (Fig. 71).

Orez. 71.
Poziția elementelor chimice nemetalice (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 se identifice caracteristicile comune ale acestora.

Judecați singuri: hidrogenul H2, oxigenul O2 și ozonul O2, fluorul F2, clorul Cl2, azotul N2 sunt gaze în condiții normale, bromul Br2 este un lichid, iar borul, carbonul (diamant și grafit), siliciul, fosforul (roșu și alb). ), sulf (plastic și rombic), seleniu, telur, iod I 2, astatin - 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 - un gaz galben-verde), violet (vapori de iod).

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

Al doilea motiv al alotropiei este asociat cu numărul 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 O2, care este incolor și inodor, ozonul este un gaz albastru deschis cu un miros puternic.

Știți deja din cursul de anul trecut că amestecul de ozon în aer care apare după o furtună dă o senzație de prospețime plăcută; Ozonul este, de asemenea, conținut în aerul pădurilor de pini și al coastei mării.

În natură, ozonul se formează în timpul descărcărilor electrice sau oxidării substanțelor organice rășinoase, precum și prin acțiunea razelor ultraviolete asupra oxigenului. În laborator, se obține în aparate speciale - ozonizatoare (Fig. 72) prin aplicarea unei descărcări electrice liniștite (fără scântei) la oxigen.

Orez. 72.
Ozonizator

Ozonul este un agent oxidant mult mai puternic decât oxigenul. Utilizarea 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 are o foarte mare valoare pentru a păstra toată viața 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 clar cât de important este să păstrăm acest lucru foarte sensibil la acțiunea diverselor chimicale„Scutul de ozon” al planetei împotriva distrugerii.

Orez. 73.
Stratul de ozon al Pământului

Ozonul este clasificat ca o componentă variabilă a aerului. Mai multe în sfârşitul XVIII-lea V. A. Lavoisier a stabilit că aerul nu este o substanță simplă, ci un amestec de nemetale gazoase: azot N2 (reprezentând 4/5 din volumul aerului) și oxigen O2 (cu o fracție volumică de 1/5). Ulterior, ideile despre compoziția aerului au fost rafinate. În prezent, se face o distincție între componentele constante, variabile și aleatorii ale aerului.

Componentele permanente ale aerului sunt azotul, oxigenul și gazele nobile (argon, heliu, neon etc.). Conținutul lor în troposferă este același (Tabelul 6).

Tabelul 6
Compoziția aerului

Componentele variabile ale 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.

Componentele aleatorii ale aerului includ praful, microorganismele, polenul, unele gaze, inclusiv cele care formează ploaia acide: oxizi de sulf, azot etc.

Aerul, lipsit de componente variabile și aleatorii, este transparent, lipsit de culoare, gust și miros, 1 litru din el pe timp de noapte. u. 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 necesar pentru respirație și fotosinteză. Oxigenul aerului dizolvat în apă servește la respirația locuitorilor mediu acvatic(pești, plante acvatice).

Rolul aerului în procesele de alterare (distrugere) rocilor și pentru formarea solului este mare (Fig. 74). Sub influența aerului și a bacteriilor, reziduurile organice sunt mineralizate - învechite materie organică transformate în compuși minerali și reabsorbite de plante.

Orez. 74.
Ca urmare a intemperiilor, se formează roci cu forme ciudate.

Azotul, argonul și oxigenul sunt obținute din aerul lichid folosind diferitele lor 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 metalice și elemente nemetalice. Structura atomilor nemetalici.
2. Substanțele simple sunt metale, iar substanțele simple sunt nemetale.
3. alotropie. Oxigen și ozon.
4. Compoziția aerului.

Misiuni pentru muncă independentă

1. Determinați de câte ori sunt oxigenul, dioxidul de carbon, hidrogenul mai grei (mai ușor) decât aerul, adică determinați densitatea relativă a acestor gaze în aer (D aer).
2. Cunoscând compoziția volumetrică a aerului, găsiți cantitatea de substanță a fiecărui gaz: azot și oxigen în 100 de litri de aer la N. u.
3. Determinaţi numărul de molecule: a) oxigen; b) azot continut in 22,4 litri de aer la temperatura camerei. u.
4. Calculați volumul de aer (n.a.) care va fi necesar pentru arderea a 20 m 3 de hidrogen sulfurat, dacă se formează 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?