Tlen O ma liczbę atomową 8, znajdującą się w podgrupie głównej (podgrupie a) VI grupie w drugiej kwarcie. W atomach tlenu elektrony walencyjne znajdują się na drugim poziomie energii, który ma tylko S- I P-orbitale. Wyklucza to możliwość przejścia atomów O do stanu wzbudzonego, dlatego tlen we wszystkich związkach wykazuje stałą wartościowość równą II. Mając wysoką elektroujemność, atomy tlenu w związkach są zawsze naładowane ujemnie (c.d = -2 lub -1). Wyjątkiem są fluorki OF2 i O2F2.

W przypadku tlenu znane są stopnie utlenienia -2, -1, +1, +2

Ogólna charakterystyka elementu

Tlen jest najpowszechniejszym pierwiastkiem na Ziemi i stanowi nieco mniej niż połowę, bo 49% całkowitej masy skorupa Ziemska. Naturalny tlen składa się z 3 stabilnych izotopów 16 O, 17 O i 18 O (przeważa 16 O). Tlen jest częścią atmosfery (20,9% objętościowo, 23,2% masowo), w składzie wody i ponad 1400 minerałów: krzemionki, krzemiany i glinokrzemiany, marmury, bazalty, hematyt oraz inne minerały i skały. Tlen stanowi 50-85% masy tkanek roślin i zwierząt, ponieważ jest zawarty w białkach, tłuszczach i węglowodanach tworzących organizmy żywe. Znana jest rola tlenu w procesach oddychania i utleniania.

Tlen jest stosunkowo słabo rozpuszczalny w wodzie - 5 objętości na 100 objętości wody. Gdyby jednak cały tlen rozpuszczony w wodzie dostał się do atmosfery, zajmowałby ogromną objętość - 10 milionów km 3 (n.s.). Odpowiada to około 1% całego tlenu w atmosferze. Tworzenie się atmosfery tlenowej na Ziemi wynika z procesów fotosyntezy.

Odkryli go Szwed K. Scheele (1771 - 1772) i Anglik J. Priestley (1774). W pierwszym zastosowano ogrzewanie azotanu, w drugim tlenku rtęci (+2). Nazwę nadał A. Lavoisier („oxygenium” - „rodzący kwasy”).

W swojej wolnej postaci występuje w dwóch modyfikacjach alotropowych - „zwykłym” tlenie O 2 i ozonie O 3 .

Struktura cząsteczki ozonu

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozon w stratosferze tworzy cienką warstwę, która pochłania większość biologicznie szkodliwego promieniowania ultrafioletowego.
Podczas przechowywania ozon samoistnie zamienia się w tlen. Chemicznie tlen O2 jest mniej aktywny niż ozon. Elektroujemność tlenu wynosi 3,5.

Właściwości fizyczne tlenu

O 2 – gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku, t.t. –218,7 °C, wrz. –182,96 °C, paramagnetyczny.

Ciecz O 2 niebieska, stała – koloru niebieskiego. O 2 jest rozpuszczalny w wodzie (lepiej niż azot i wodór).

Uzyskanie tlenu

1. Metoda przemysłowa - destylacja ciekłego powietrza i elektroliza wody:

2H 2O → 2H 2 + O 2

2. W laboratorium tlen otrzymuje się:
1. Elektroliza alkalicznych roztworów wodnych lub wodnych roztworów soli zawierających tlen (Na2SO4 itp.)

2. Rozkład termiczny nadmanganianu potasu KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Sól Bertholleta KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (katalizator MnO 2)

Tlenek manganu (+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),

Nadtlenek baru BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Rozkład nadtlenku wodoru:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (katalizator MnO 2)

4. Rozkład azotanów:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

NA statki kosmiczne i łodzie podwodne tlen otrzymuje się z mieszaniny K 2 O 2 i K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Całkowity:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Gdy stosuje się K 2 O 2, ogólna reakcja wygląda następująco:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Jeśli zmieszasz K 2 O 2 i K 2 O 4 w równych (tj. równomolowych) ilościach, wówczas jeden mol O 2 zostanie uwolniony na 1 mol zaabsorbowanego CO 2.

Właściwości chemiczne tlenu

Tlen wspomaga spalanie. Spalanie – B szybki proces utleniania substancji, któremu towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła i światła. Aby udowodnić, że butelka zawiera tlen, a nie jakiś inny gaz, należy wrzucić do butelki tlącą się drzazgę. W tlenie tląca się drzazga świeci jasno. Spalanie różnych substancji w powietrzu jest procesem redoks, w którym utleniaczem jest tlen. Utleniacze to substancje, które „pobierają” elektrony z substancji redukujących. Dobre właściwości utleniające tlenu można łatwo wytłumaczyć strukturą jego zewnętrznej powłoki elektronowej.

Powłoka walencyjna tlenu znajduje się na drugim poziomie – stosunkowo blisko jądra. Dlatego jądro silnie przyciąga do siebie elektrony. Na powłoce walencyjnej tlenu 2s 2 2p 4 jest 6 elektronów. W rezultacie w oktecie brakuje dwóch elektronów, które tlen ma tendencję do przyjmowania z powłok elektronowych innych pierwiastków, reagując z nimi jako środek utleniający.

Tlen ma drugą (po fluorze) elektroujemność w skali Paulinga. Dlatego w zdecydowanej większości swoich związków z innymi pierwiastkami ma tlen negatywny stopień utlenienia. Jedynym silniejszym utleniaczem od tlenu jest jego sąsiad z tego okresu, fluor. Dlatego związki tlenu z fluorem są jedynymi, w których tlen ma dodatni stopień utlenienia.

Zatem tlen jest drugim najsilniejszym utleniaczem spośród wszystkich pierwiastków układu okresowego. Z tym wiąże się większość jego najważniejszych właściwości chemicznych.
Wszystkie pierwiastki reagują z tlenem z wyjątkiem Au, Pt, He, Ne i Ar; we wszystkich reakcjach (z wyjątkiem interakcji z fluorem) tlen jest utleniaczem.

Tlen łatwo reaguje z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych:

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

Drobny proszek żelaza (tzw. żelazo piroforyczne) samoistnie zapala się w powietrzu, tworząc Fe 2 O 3, a drut stalowy spala się w tlenie, jeśli zostanie wcześniej podgrzany:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O2 → 2CuO

Tlen reaguje z niemetalami (siarką, grafitem, wodorem, fosforem itp.) po podgrzaniu:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O2 → 2P2O5,

Si + O 2 → SiO 2 itp.

Prawie wszystkie reakcje z udziałem tlenu O2 są egzotermiczne, z nielicznymi wyjątkami, na przykład:

N2+O2 → 2NIE – Q

Reakcja ta zachodzi w temperaturach powyżej 1200 o C lub w wyniku wyładowania elektrycznego.

Tlen ma zdolność utleniania substancji złożonych, na przykład:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (nadmiar tlenu),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (brak tlenu),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (bez katalizatora),

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (w obecności katalizatora Pt),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Znane są związki zawierające kation dioksygenylowy O 2 +, na przykład O 2 + - (udana synteza tego związku skłoniła N. Bartletta do podjęcia próby otrzymania związków gazów obojętnych).

Ozon

Ozon jest chemicznie bardziej aktywny niż tlen O2. Zatem ozon utlenia jodek - jony I - w roztworze Kl:

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

Ozon jest silnie toksyczny, jego właściwości toksyczne są silniejsze niż np. siarkowodoru. Jednak w naturze ozon zawarty w wysokich warstwach atmosfery działa jako ochrona całego życia na Ziemi przed szkodliwym promieniowaniem ultrafioletowym słońca. Cienka warstwa ozonu pochłania to promieniowanie i nie dociera ono do powierzchni Ziemi. W czasie występują znaczne wahania grubości i zasięgu tej warstwy (tzw. dziura ozonowa), przyczyny tych wahań nie zostały dotychczas wyjaśnione.

Zastosowanie tlenu O 2: intensyfikacja procesów wytwarzania żeliwa i stali, przy wytopie metali nieżelaznych, jako utleniacz w różnych gałęziach przemysłu chemicznego, do podtrzymywania życia na okrętach podwodnych, jako utleniacz paliwa rakietowego (ciekły tlen), w medycynie, przy spawaniu i cięciu metali.

Zastosowanie ozonu O 3: do dezynfekcji wody pitnej, ścieków, powietrza, do wybielania tkanin.

Testy z chemii klasa 9

Finał test w chemii w klasie 9

Wersję przygotowała G. R. Subkhanova.

opcja 1

1. Pierwiastki azot i fluor mają to samo

1) całkowita liczba elektronów

2) liczba ukończonych poziomów energii

3) liczba elektronów na poziomie zewnętrznym

4) liczba protonów w jądrze

Odpowiedź:

1. W szeregu pierwiastków chemicznych B → C → N

1) ładunek jąder atomowych maleje

2) zwiększają się właściwości kwasowe powstałych wodorotlenków

3) zwiększa się liczba poziomów elektronicznych

4) wzrasta elektroujemność

5) wzrasta promień atomowy

Odpowiedź:

1. Mają ten sam typ wiązania chemicznego

1) siarczan potasu i tlenek azotu (I)

2) bromowodór i tlenek glinu

3) chlorek miedzi i sodu

4) tlen i krzem

Odpowiedź:

1. Podczas interakcji z którą z poniższych substancji wodór jest utleniaczem?

1) tlen

Odpowiedź:

1. Oddziaływanie glinu z tlenkiem żelaza(III) odnosi się do reakcji

1) związki, redoks

2) wymiana, egzotermiczna

3) redoks, podstawienie

4) neutralizacja, endotermiczna

Odpowiedź:

1. Największa liczba kationów powstaje po całkowitej dysocjacji 1 mola

1) fosforan potasu

2) azotan sodu

3) siarczan miedzi(II).

4) chlorek żelaza(III).

Odpowiedź:

Odpowiedź:

1. Reagują zarówno roztwór siarczanu sodu, jak i roztwór węglanu sodu

1) fosforan glinu

2) wodorotlenek cynku

3) chlorek baru

4) kwas azotowy

Odpowiedź:

1. Tlenek żelaza(III) reaguje z

1) wodorotlenek glinu

2) chlorek magnezu

3) kwas azotowy

4) tlenek glinu

Odpowiedź:

1. W przypadku acetylenu prawdziwe są następujące stwierdzenia:

1) cząsteczka składa się z dwóch atomów węgla i dwóch atomów wodoru

2) jest węglowodorem nasyconym

3) atomy węgla w cząsteczce są połączone wiązaniem podwójnym

4) reaguje z chlorem

5) rozkład wytwarza dwutlenek węgla i wodór

Odpowiedź:

1. Ustal zgodność między formułą substancji a odczynnikami, z którymi może ona wchodzić w interakcje.

FORMUŁA SUBSTANCJI ODCZYNNIKÓW

A) H 2 1) CuO, N 2

B) HBr 2) NO 2, Na 2 SO 4

B) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Odpowiedź:

Odpowiedź:

1. Podano schemat transformacji: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Napisz równania reakcji molekularnych, które można wykorzystać do przeprowadzenia tych przekształceń

Rozwiązanie:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO2

1. Po przepuszczeniu 2,24 litra dwutlenku siarki (s.o.) przez roztwór wodorotlenku potasu otrzymano 252,8 g roztworu siarczynu potasu. Oblicz udział masowy soli w powstałym roztworze.

Rozwiązanie:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Oblicz masę i ilość substancji siarczynu potasu otrzymanej w wyniku reakcji:

Zgodnie z równaniem reakcjiN(WIĘC 2 ) = N(K 2 WIĘC 3 ) = 0,1 mola

m(K 2 SO 3) = n(K 2 SO 3)*M(K 2 SO 3) = 0,1kret * 158 G/ kret = 15.8 G

3) Określ udział masowy siarczynu potasu w roztworze:

Odpowiedź: 6,25%

Opcja 2

1. W atomie pierwiastka dwa poziomy energetyczne są wypełnione elektronami, a trzeci zawiera 6 elektronów. Jaki to element?

1) krzem

2) węgiel

3) tlen

Odpowiedź

1. W szeregu pierwiastków chemicznych Be → Mg → Ca

1) najwyższy stopień utlenienia maleje

2) wzrasta promień atomowy

3) wzrasta wartość elektroujemności

4) poprawiają się podstawowe właściwości powstałych wodorotlenków

5) maleje liczba elektronów na poziomie zewnętrznym

Odpowiedź:

1. Wiązanie chemiczne w cząsteczce chlorku amonu

1) kowalencyjny niepolarny

2) kowalencyjny polarny

4) wodór

Odpowiedź:

1. Węgiel ulega reakcji podstawienia z

1) tlenek żelaza(III).

2) tlen

4) kwas siarkowy

Odpowiedź:

Rozwiązanie:

CuSO 4 + 2 KO = Cu(OH) 2 + K 2 WIĘC 4 utworzenie się niebieskiego osadu

Odpowiedź:

Rozwiązanie:

Kwas azotowy jest mocnym kwasem. dlatego w roztworze wodnym całkowicie dysocjuje na jony.

Odpowiedź:

Rozwiązanie:
Metale aktywne reagują z wodą w temperaturze pokojowej

Odpowiedź:

Rozwiązanie:

Chlorek amonu i siarczan baru reagują z azotanem srebra, z czego tylko chlorek amonu reaguje z wodorotlenkiem wapnia.

Odpowiedź:

Rozwiązanie:

Etylen jest nienasyconym węglowodorem (alkenem) zawierającym wiązanie podwójne, dzięki czemu może ulegać reakcji polimeryzacji.C 2 H 4 M = 28g/mol

Rozwiązanie:

Magnez:Mg + I2 = MgI2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Tlenek siarka(VI) –kwas tlenek:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

ZnBr 2 –sól:ZnBr 2 + Cl 2 = ZnCl 2 + Br 2

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

A	B	W
1	2	4

1. Ustal zgodność między substancją gazową a laboratoryjną metodą jej rozpoznawania. Dla każdego elementu pierwszej kolumny wybierz odpowiedni element z drugiej kolumny.

Zapisz cyfry w swojej odpowiedzi, układając je w kolejności odpowiadającej literom:

1. Podano schemat transformacji: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Napisz równania reakcji molekularnych, które można wykorzystać do przeprowadzenia tych przekształceń.

Rozwiązanie:

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. W reakcji nadmiaru roztworu węglanu potasu z 10% roztworem azotanu baru wytrąciło się 1,97 g osadu. Określ masę roztworu azotanu baru pobranego do doświadczenia.

Rozwiązanie:

1) Utwórzmy równanie reakcji:

K 2 WSPÓŁ 3 + Ba(NIE 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 KNO 3

2) Oblicz ilość węglanu baru otrzymanego w wyniku reakcji:

Zgodnie z równaniem reakcjiN(BaCO 3 ) = N(Ba(NIE 3 ) 2 = 0,01 mola

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

3) Określ masę roztworu (Ba(NIE 3 ) 2):

Odpowiedź: 26,1 g



Pierwiastki fluor, chlor, brom, jod i astat zaliczane do głównej podgrupy grupy VII nazywane są halogenami. Nazwę tę, która dosłownie oznacza „wytwarzający sól”, pierwiastki nadano ze względu na ich zdolność do interakcji z metalami, tworząc typowe sole, takie jak chlorek sodu NaCl.

Zewnętrzna powłoka elektronowa atomów halogenu zawiera siedem elektronów - dwa w orbitali s i pięć w orbitali p (ns2np5). Halogeny mają znaczne powinowactwo elektronowe. ich atomy łatwo przyłączają elektron, tworząc pojedynczo naładowane jony ujemne o strukturze elektronowej odpowiedniego gazu szlachetnego (ns2np6). Tendencja do zdobywania elektronów charakteryzuje halogeny jako typowe niemetale. Podobna budowa zewnętrznej powłoki elektronowej decyduje o dużym podobieństwie halogenów do siebie, objawiającym się zarówno właściwościami chemicznymi, jak i rodzajem i właściwościami związków, które tworzą. Jednak, jak pokazuje porównanie właściwości halogenów, istnieją między nimi znaczne różnice.

Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków w szeregu F - At, promienie atomów rosną, elektroujemność maleje, a właściwości niemetaliczne i zdolność utleniająca pierwiastków słabną.

W przeciwieństwie do innych halogenów, fluor w swoich związkach zawsze znajduje się na stopniu utlenienia -1, ponieważ ma najwyższą elektroujemność spośród wszystkich pierwiastków. Pozostałe halogeny wykazują różne stopnie utlenienia od -1 do +7.

Z wyjątkiem niektórych tlenków, które zostaną omówione poniżej, wszystkie związki halogenowe odpowiadają nieparzystym stopniom utlenienia. Ten wzór wynika z możliwości sekwencyjnego wzbudzania sparowanych elektronów w atomach Cl, Br, I i At do podpoziomu d, co prowadzi do wzrostu liczby elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań kowalencyjnych do 3, 5 lub 7.

Cząsteczki prostych substancji utworzone przez atomy halogenu są dwuatomowe. Wraz ze wzrostem promienia atomowego w szeregu F, Cl, Br, I, At wzrasta polaryzowalność cząsteczek. W rezultacie wzrasta oddziaływanie dyspersji międzycząsteczkowej, co powoduje wzrost temperatur topnienia i wrzenia halogenów.

W szeregu Cl 2 - Br 2 -I 2 siła wiązania między atomami w cząsteczce stopniowo maleje. Spadek siły wiązania w cząsteczkach halogenu objawia się zmniejszeniem ich odporności na ciepło. Fluor wymyka się ogólnemu schematowi: siła wiązania między atomami w jego cząsteczce jest mniejsza i stopień dysocjacja termiczna cząsteczek jest większa niż dysocjacja chloru. Takie anomalne właściwości fluoru można wytłumaczyć brakiem podpowłoki d w zewnętrznej powłoce elektronowej jego atomu. W cząsteczce chloru i innych halogenów występują wolne orbitale d, dlatego między atomami zachodzi dodatkowe oddziaływanie donor-akceptor, co wzmacnia wiązanie.

Podczas tworzenia cząsteczki F2 spadek energii elektronów osiąga się w wyniku oddziaływania 2p-AO z niesparowanymi elektronami atomów fluoru (układ 1 + 1). Pozostałe p-AO wolnych par elektronów można uznać za nieuczestniczące w tworzeniu wiązania chemicznego. Wiązanie chemiczne w cząsteczce Cl 2, oprócz podobnego oddziaływania pomiędzy wartościowościowymi atomami chloru 3d-AO (układ 1+1), powstaje również w wyniku oddziaływań 3p-AO wolnej pary elektronów jednego atomu chloru z wolne 3d-AO innego (system 2+0). W rezultacie kolejność wiązań w cząsteczce C1 2 jest większa niż w cząsteczce F 2, a wiązanie chemiczne jest silniejsze.

Halogeny, ze względu na dużą aktywność chemiczną, występują w przyrodzie wyłącznie w stanie związanym – głównie w postaci soli kwasów halogenowodorowych.

Fluor występujący w przyrodzie najczęściej w postaci fluorytu CaF 2 .

Najważniejszy naturalny związek chlor to chlorek sodu (sól kuchenna) NaCl, który służy jako główny surowiec do produkcji innych związków chloru.

Wszystkie halogeny mają bardzo ostry zapach. Wdychanie ich nawet w małych ilościach powoduje silne podrażnienie dróg oddechowych i zapalenie błon śluzowych. Większe ilości halogenów mogą spowodować ciężkie zatrucie.

Halogeny są stosunkowo słabo rozpuszczalne w wodzie. Jedna objętość wody rozpuszcza w temperaturze pokojowej około 2,5 objętości chlor . Rozwiązanie to nazywa się wodą chlorowaną.

Fluor nie można rozpuścić w wodzie, gdyż silnie ją rozkłada:

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

Fluor i chlor Intensywnie reagują z wieloma rozpuszczalnikami organicznymi: dwusiarczkiem węgla, alkoholem etylowym, eterem dietylowym, chloroformem, benzenem.

Właściwości chemiczne halogenów.

Wolne halogeny wykazują niezwykle wysoką aktywność chemiczną. Oddziałują z prawie wszystkimi prostymi substancjami. Reakcje łączenia halogenów z metalami zachodzą szczególnie szybko i z wydzieleniem dużej ilości ciepła.

2Na + C12 = 2NaCl.

Miedź, cyna i wiele innych metali płonie w chlorze, tworząc odpowiednie sole. We wszystkich tych przypadkach atomy metali oddają elektrony, tj. ulegają utlenieniu, a atomy halogenów zyskują elektrony, tj. ulegają redukcji. Ta zdolność do przyłączania elektronów, wyraźnie wyrażona w atomach halogenu, jest ich charakterystyczną właściwością chemiczną. Dlatego halogeny są bardzo energetycznymi utleniaczami.

Właściwości utleniające halogenów objawiają się również podczas interakcji substancje złożone. Podajmy kilka przykładów.

1. Gdy chlor przepuszcza się przez roztwór chlorku żelaza (II), ten ostatni utlenia się do chlorku żelaza (III), w wyniku czego roztwór zmienia kolor z bladozielonego na żółty:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Aktywność chemiczna fluorek wyjątkowo wysoki. Metale alkaliczne, ołów i żelazo zapalają się w atmosferze fluoru w temperaturze pokojowej. Fluor nie działa na niektóre metale (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) na zimno, ponieważ na ich powierzchni tworzy się ochronna warstwa fluoru. Jednak po podgrzaniu fluor reaguje ze wszystkimi metalami, w tym złotem i platyną.

Fluor oddziałuje z wieloma niemetalami (wodór, jod, brom, siarka, fosfor, arsen, antymon, węgiel, krzem, bor) na zimno: reakcje zachodzą wraz z eksplozją lub powstaniem płomienia:

H 2 (g) + F 2 (g) = 2HF (g)

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

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

Po podgrzaniu chlor, krypton i ksenon łączą się z fluorem, na przykład: Xe(g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluor nie reaguje bezpośrednio tylko z tlenem, azotem i węglem (w postaci diamentu).

Oddziaływanie fluoru z substancjami złożonymi zachodzi bardzo energicznie. W jego atmosferze spalają się substancje trwałe, takie jak szkło (w postaci waty) i para wodna:

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

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

Wolny chlor również wykazuje bardzo wysoką aktywność chemiczną, chociaż mniejszą niż fluor. Bezpośrednio oddziałuje ze wszystkimi prostymi substancjami, z wyjątkiem tlenu, azotu i gazów szlachetnych. Niemetale, takie jak fosfor, arsen, antymon i krzem, reagują z chlorem nawet w niskich temperaturach; powoduje to uwolnienie dużej ilości ciepła. Oddziaływanie chloru z aktywnymi metalami sodu zachodzi energicznie, potas, magnez itp. W temperaturze pokojowej bez oświetlenia chlor praktycznie nie reaguje z wodorem, ale po podgrzaniu lub w jasnym świetle słonecznym reakcja przebiega poprzez mechanizm łańcuchowy z eksplozją.

Paragon.

Fluor, ze względu na dużą elektroujemność, można wydzielić ze związków jedynie metodą elektrolizy (stop kompozycji KF+2HF poddawany jest elektrolizie. Elektrolizę prowadzi się w naczyniu niklowym, które jest katodą, a węgiel pełni rolę anody) .

Chlor obecnie w dużych ilościach otrzymuje się poprzez elektrolizę wodnych roztworów chlorków sodu lub potasu.

W laboratoriach chlor wytwarza się w wyniku działania różnych środków utleniających na kwas solny.

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

Związki halogenów z wodorem.

Wiązanie chemiczne w cząsteczkach halogenowodoru jest kowalencyjne polarne: wspólna para elektronów jest przesunięta do atomu halogenu, ponieważ jest bardziej elektroujemny. Siła wiązania chemicznego w cząsteczkach halogenowodoru naturalnie maleje w szeregu HF – HC1 – HBr – HI: objawia się to zmianą entalpii dysocjacji cząsteczek na atomy.

Podczas przejścia np. z HF do HI stopień nakładania się chmur elektronów atomów wodoru i halogenu maleje, a obszar nakładania znajduje się w większej odległości od jądra atomu halogenu i jest silniej ekranowany przez zwiększona liczba pośrednich warstw elektronicznych. Ponadto w szeregu F - Cl - Br - I zmniejsza się elektroujemność atomu halogenu. Dlatego w cząsteczce HF chmura elektronowa atomu wodoru przesuwa się w stronę atomu halogenu w największym stopniu, a w cząsteczkach HC1, HBr i HI coraz mniej. Prowadzi to również do zmniejszenia nakładania się oddziałujących chmur elektronów, a tym samym do osłabienia wiązań między atomami.

Halogenowodory są bardzo dobrze rozpuszczalne w wodzie. W temperaturze 0°C jedna objętość wody rozpuszcza około 500 objętości NS1, 600 objętości HBr i około 425 objętości HI (w temperaturze 10°C); fluorowodór miesza się z wodą w dowolnym stosunku.

Rozpuszczaniu halogenowodorów towarzyszy ich dysocjacja typu kwasowego i tylko fluorowodór dysocjuje stosunkowo słabo, pozostałe należą do najsilniejszych kwasów.

Ujemne jony halogenowodorowe, z wyłączeniem fgorid-jony mają właściwości redukujące, które rosną w kolejności Cl-, Br_, I-.

Jon chlorkowy ulega utlenieniu torus, nadmanganian potasu, dwutlenek manganu i inne silne utleniacze, na przykład:

16NS1 + 2KMp0 4 = 5S1 2 + 2KS1 + 2MnS1 2 + 8N 2 0.

Roztwór fluorowodoru w wodzie nazywa się kwasem fluorowodorowym. Nazwa ta pochodzi od fluorytu, z którego fluorowodór otrzymuje się najczęściej w wyniku działania stężonego kwasu siarkowego:

CaF2 + H2SO4 = CaS04 + 2HF.

Fluorowodór reaguje z większością metali. Jednak w wielu przypadkach powstała sól jest słabo rozpuszczalna, w wyniku czego na powierzchni metalu pojawia się film ochronny.

Niezwykłą właściwością fluorowodoru i kwasu fluorowodorowego jest ich zdolność do interakcji z dwutlenkiem krzemu Si0 2, który jest częścią szkła; W rezultacie powstaje gazowy fluorek krzemu SiF 4:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 0.

Kwas chlorowodorowy otrzymywany przez rozpuszczenie chlorowodoru w wodzie. Obecnie główną metodą przemysłowej produkcji chlorowodoru jest proces jego syntezy z wodoru i chloru:

H 2 (g) + C1 2 (G) = 2HC1 (G),

Duże ilości HCl otrzymuje się także jako produkt uboczny chlorowania związków organicznych według schematu

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogeny tworzą z tlenem szereg związków. Wszystkie te związki są jednak niestabilne i nie powstają w wyniku bezpośredniego oddziaływania halogenów z tlenem, a jedynie pośrednio. Takie cechy związków tlenowych halogenów są zgodne z faktem, że prawie wszystkie z nich charakteryzują się dodatnimi wartościami standardowej energii tworzenia Gibbsa.

Spośród związków halogenowych zawierających tlen najbardziej stabilne są sole kwasów tlenowych, a najmniej stabilne tlenki i kwasy. We wszystkich związkach zawierających tlen halogeny, z wyjątkiem fluoru, wykazują dodatni stopień utlenienia, sięgający siedmiu.

Fluorek tlenu OF 2 można wytworzyć przepuszczając fluor do schłodzonego 2% roztworu NaOH. Reakcja przebiega według równania:

2F2 + 2NaOH = 2NaF + H20 + OF2

Jak już wskazano, związki tlenu chlor można uzyskać jedynie metodami pośrednimi. Rozważanie sposobów ich powstawania zacznijmy od procesu hydrolizy chloru, czyli tzw. reakcja odwracalna pomiędzy chlorem i wodą

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

w wyniku czego powstają kwas solny i kwas podchlorawy HOC1.

Bilet 16

Chemia wodoru

Wodór ma trzy izotopy: prot, deuter lub D i tryt, czyli T. Ich liczby masowe to 1, 2 i 3. Prot i deuter są stabilne, tryt jest radioaktywny.

Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów.

Wodór w stanie wolnym występuje na Ziemi jedynie w niewielkich ilościach. Czasami jest uwalniany wraz z innymi gazami podczas erupcji wulkanów, a także podczas wiercenia studni podczas wydobycia ropy. Ale w postaci związków wodór jest bardzo powszechny.

W przemyśle wodór produkowany jest głównie z gazu ziemnego. Gaz ten, składający się głównie z metanu, miesza się z parą wodną i tlenem. Gdy mieszaninę gazów ogrzewa się do temperatury 800-900 ° C w obecności katalizatora, zachodzi reakcja, którą można schematycznie przedstawić równaniem:

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

W laboratoriach wodór otrzymuje się najczęściej poprzez elektrolizę wodnych roztworów NaOH lub KOH, których stężenie dobiera się tak, aby odpowiadało ich maksymalnej przewodności elektrycznej. Elektrody są zwykle wykonane z arkuszy niklu. Metal ten nie koroduje w roztworach alkalicznych, nawet jako anoda. W razie potrzeby powstały wodór oczyszcza się z pary wodnej i śladów tlenu. Spośród innych metod laboratoryjnych najpowszechniejszą metodą jest oddzielanie wodoru od roztworów kwasu siarkowego lub solnego poprzez działanie na nie cynkiem.

Właściwości i zastosowania wodoru.

Wodór jest bezbarwnym i bezwonnym gazem. Wodór jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, ale w niektórych metalach, na przykład niklu, palladzie, platynie, rozpuszcza się w znacznych ilościach.

Rozpuszczalność wodoru w metalach jest związana z jego zdolnością do dyfuzji przez metale. Ponadto, będąc najlżejszym gazem, wodór ma największą szybkość dyfuzji: jego cząsteczki rozprzestrzeniają się szybciej niż cząsteczki wszystkich innych gazów w otoczeniu innej substancji i przechodzą przez różnego rodzaju przegrody. Jego zdolność do dyfuzji jest szczególnie duża przy podwyższonym ciśnieniu i wysokich temperaturach.

Właściwości chemiczne wodoru w dużej mierze zależą od zdolności jego atomu do oddania jedynego dostępnego elektronu i przekształcenia się w dodatnio naładowany jon. W tym przypadku pojawia się cecha atomu wodoru, która odróżnia go od atomów wszystkich innych pierwiastków: brak elektronów pośrednich między elektronem walencyjnym a jądrem.

Jon wodoru powstały w wyniku utraty elektronu przez atom wodoru jest protonem, którego wielkość wynosi kilka rzędów wielkości mniejszy rozmiar kationy wszystkich pozostałych pierwiastków. Dlatego też działanie polaryzujące protonu jest bardzo silne, w wyniku czego wodór nie jest w stanie tworzyć związków jonowych, w których pełniłby rolę kationu. Jego związki, nawet z najbardziej aktywnymi niemetalami, takimi jak fluor, są substancjami posiadającymi polarne wiązania kowalencyjne.

Atom wodoru jest w stanie nie tylko oddać, ale także pozyskać jeden elektron. W tym przypadku z powłoką elektronową atomu helu tworzy się ujemnie naładowany jon wodoru. W postaci takich jonów wodór występuje w związkach z niektórymi metalami aktywnymi. Zatem wodór ma podwójną naturę chemiczną, wykazując zarówno właściwości utleniające, jak i redukujące. W większości reakcji pełni rolę środka redukującego, tworząc związki, w których jego stopień utlenienia wynosi +1. Ale w reakcjach z aktywnymi metalami działa jako środek utleniający: jego stopień utlenienia w związkach z metalami wynosi -1.

Zatem oddając jeden elektron, wodór wykazuje podobieństwa z metalami pierwszej grupy układu okresowego oraz dodając elektron. - z niemetalami z siódmej grupy. Dlatego wodór w układzie okresowym zwykle umieszcza się albo w pierwszej grupie i jednocześnie w nawiasach w siódmej grupie, albo w siódmej grupie i w nawiasach w pierwszej.

Związki wodoru z metalami nazywane są wodorkami.

Wodorki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych są solami. tj. wiązanie chemiczne między metalem a wodorem w nich jest jonowe. Kiedy działa na nie woda, zachodzi reakcja redoks, w której jon wodorkowy H - działa jako środek redukujący, a wodór wody działa jako środek utleniający:

N - - e ~ = N 0; H20 + e - = H° + OH - .

W wyniku reakcji powstaje wodór i zasada. Przykładowo wodorek wapnia reaguje z wodą zgodnie z równaniem:

CaH 2 + 2H 2 0 = 2H 2 + Ca(OH) 2.

Jeśli przyłożysz zapaloną zapałkę do strumienia wodoru wydobywającego się z wąskiej dziury, wodór zapali się i spali nieświecącym płomieniem, tworząc wodę:

2H 2 + 0 2 = 2H 2 0.

W niskich temperaturach wodór i tlen praktycznie nie oddziałują. Jeżeli zmieszamy obydwa gazy i pozostawimy mieszaninę, to nawet po kilku latach nie będzie można wykryć w niej nawet śladów wody.

Niska szybkość interakcji wodoru z tlenem w niskich temperaturach wynika z wysokiej energii aktywacji tej reakcji. Cząsteczki wodoru i tlenu są bardzo silne; zdecydowana większość zderzeń między nimi w temperaturze pokojowej jest nieskuteczna. Dopiero w podwyższonych temperaturach, gdy energia kinetyczna zderzających się cząsteczek staje się duża, niektóre zderzenia molekularne stają się skuteczne i prowadzą do powstania centrów aktywnych.

W wysokich temperaturach wodór może usuwać tlen z wielu związków, w tym większości tlenków metali. Na przykład, jeśli wodór przepuszcza się przez gorący tlenek miedzi, miedź ulega redukcji:

CuO + H 2 = Cu + H 2 0.

Wodór atomowy: W wysokich temperaturach cząsteczki wodoru dysocjują na atomy:

H 2<=>2N.

Reakcję tę można przeprowadzić na przykład poprzez ogrzewanie drutu wolframowego prądem w atmosferze wysokorozrzedzonego wodoru. Reakcja jest odwracalna i im wyższa temperatura, tym bardziej równowaga przesunięta jest w prawo.

Wodór atomowy wytwarza się także w wyniku cichego wyładowania elektrycznego na wodorze cząsteczkowym pod ciśnieniem około 70 Pa. Powstałe w tych warunkach atomy wodoru nie łączą się od razu w cząsteczki, co umożliwia badanie ich właściwości.

Kiedy wodór rozkłada się na atomy, pochłaniana jest duża ilość ciepła:

N 2 (g) = 2H (G)

Z tego jasno wynika, że ​​atomy wodoru muszą być znacznie bardziej aktywne niż jego cząsteczki. Aby wodór cząsteczkowy mógł wejść w jakąkolwiek reakcję, cząsteczki muszą rozpaść się na atomy, co wymaga wydatku dużej ilości energii. W reakcjach wodoru atomowego taki wydatek energii nie jest wymagany.

Rzeczywiście, wodór atomowy już w temperaturze pokojowej redukuje wiele tlenków metali i bezpośrednio łączy się z siarką, azotem i fosforem; z tlenem tworzy nadtlenek wodoru.

Nadtlenek wodoru.

Nadtlenek wodoru (nadtlenek) to bezbarwna, syropowata ciecz. Jest to bardzo delikatna substancja, która może wybuchowo rozkładać się na wodę i tlen, uwalniając dużą ilość ciepła:

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

Wodne roztwory nadtlenku wodoru są bardziej stabilne; w chłodnym miejscu można je przechowywać dość długo.

Nadtlenek wodoru powstaje jako produkt pośredni podczas spalania wodoru, jednak pod wpływem wysokiej temperatury płomienia wodorowego natychmiast rozkłada się na wodę i tlen. Jeśli jednak skierujesz płomień wodoru na kawałek lodu, w powstałej wodzie można znaleźć ślady nadtlenku wodoru.

Nadtlenek wodoru powstaje również w wyniku działania wodoru atomowego na tlen.

W nadtlenku wodoru atomy wodoru są kowalencyjnie związane z atomami tlenu, pomiędzy którymi występuje również wiązanie proste. Strukturę nadtlenku wodoru można wyrazić następującym wzorem strukturalnym: H - O-O - H.

Cząsteczki H 2 0 2 mają znaczną polarność, która wynika z ich struktury przestrzennej.

Nadtlenek wodoru reaguje bezpośrednio z niektórymi zasadami, tworząc sole. Tak więc, gdy nadtlenek wodoru działa na wodny roztwór wodorotlenku baru, wytrąca się osad soli barowej nadtlenku wodoru:

Ba(OH) 2 + H 2 0 2 = Ba0 2 + 2H 2 0.

Sole nadtlenku wodoru nazywane są nadtlenkami lub nadtlenkami. Składają się z dodatnio naładowanych jonów metali i ujemnie naładowanych jonów O 2-. Stopień utlenienia tlenu w nadtlenku wodoru wynosi -1, dlatego nadtlenek wodoru ma właściwości zarówno utleniacza, jak i reduktora, czyli wykazuje dualizm redoks. Niemniej jednak charakteryzuje się bardziej właściwościami utleniającymi, ponieważ ma standardowy potencjał układu elektrochemicznego

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Przykłady reakcji, w których H 2 0 2 służy jako środek utleniający, obejmują utlenianie azotynu potasu

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

i oddzielenie jodu od jodku potasu:

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

Jako przykład zdolności redukującej nadtlenku wodoru podajemy reakcję H 2 0 2 z tlenkiem srebra (I)

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