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

Pentru oxigen sunt cunoscute stările de oxidare -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), apă și peste 1400 de minerale: silice, silicați și aluminosilicați, marmură, bazalt, hematit și alte minerale și roci. Oxigenul reprezintă 50-85% din masa țesuturilor vegetale și animale, deoarece este conținut în proteinele, grăsimile și carbohidrații care alcătuiesc organismele vii. Rolul oxigenului pentru respirație și pentru procesele de oxidare este bine cunoscut.

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

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

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

Structura moleculei de ozon

3O 2 \u003d 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 O 2 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 °С, p.p. -182,96 °C, paramagnetic.

O 2 lichid albastru, solid - de culoare albastră. 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, oxigenul este produs de:
1. Electroliza soluțiilor apoase alcaline sau a soluțiilor apoase de săruri care conțin oxigen (Na 2 SO 4 etc.)

2. Descompunerea termică a permanganatului de potasiu KMnO 4:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Sarea Berthollet KClO 3:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (catalizator MnO 2)

Oxid de mangan (+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),

Peroxid de bariu BaO2:
2BaO 2 \u003d 2BaO + O 2

3. Descompunerea peroxidului de hidrogen:
2H 2 O 2 \u003d 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:
2K 2 O 4 + 2H 2 O \u003d 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Total:
2K 2 O 4 + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + 3O 2

Când se utilizează K 2 O 2, reacția generală arată astfel:
2K 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 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 demonstra că balonul conține oxigen și nu alt gaz, este necesar să coborâți o așchie care mocnește în balon. În oxigen, o așchie mocnind luminează puternic. Arderea diferitelor substanțe în aer este un proces redox în care oxigenul este agentul oxidant. Agenții oxidanți sunt substanțe care „iau” electroni din substanțele reducătoare. Proprietățile de oxidare bune ale oxigenului pot fi explicate cu ușurință prin structura învelișului său exterior de electroni.

Învelișul de valență a oxigenului este situat la al 2-lea nivel - relativ aproape de nucleu. Prin urmare, nucleul atrage puternic electronii către sine. Pe învelișul de valență a oxigenului 2s 2 2p 4 sunt 6 electroni. În consecință, înaintea octetului lipsesc doi electroni, pe care oxigenul încearcă să-i accepte din învelișurile de electroni ale altor elemente, intrând în reacții cu aceștia 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. Un agent oxidant mai puternic decât oxigenul este doar vecinul său în perioada - 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 legate de 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

Cu nemetale (sulf, grafit, hidrogen, fosfor etc.), oxigenul reacționează atunci când este încălzit:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H2 + O2 → H2O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 etc.

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

N2 + O2 → 2NO-Q

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

Oxigenul este capabil să oxideze substanțe complexe, de exemplu:

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

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

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

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

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 O 2 . Deci, ozonul oxidează iodura - ionii I - într-o soluție de Kl:

O 3 + 2Kl + H 2 O \u003d 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 straturile înalte ale atmosferei, acționează ca un protector al întregii vieți de pe Pământ de radiațiile ultraviolete dăunătoare ale soarelui. Stratul subțire de ozon absoarbe această radiație și nu ajunge la suprafața Pământului. Există fluctuații semnificative ale grosimii și lungimii acestui strat în timp (așa-numitele găuri de ozon), motivele acestor fluctuații nu au fost încă clarificate.

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

Utilizarea ozonului O 3: pentru dezinfectarea apei potabile, canalizării, aerului, pentru albirea țesăturilor.

Teste la chimie clasa a 9-a

Final Test la chimie clasa a 9-a

Varianta a fost pregătită de G. R. Subkhanova.

Opțiunea 1

1. Elementele azot și fluor au același lucru

1) numărul total de electroni

2) numărul de niveluri de energie finalizate

3) numărul de electroni din nivelul exterior

4) numărul de protoni din nucleu

Răspuns:

1. În seria elementelor chimice B → C → N

1) sarcina nucleelor ​​atomilor scade

2) proprietăţile acide ale hidroxizilor formaţi cresc

3) numărul nivelelor electronice crește

4) electronegativitatea crește

5) raza atomică crește

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 interacționează cu

1) fosfat de aluminiu

2) hidroxid de zinc

3) clorură de bariu

4) acid azotic

Răspuns:

1. Oxidul de fier (III) reacţionează cu

1) hidroxid de aluminiu

2) clorură de magneziu

3) acid azotic

4) oxid de aluminiu

Răspuns:

1. Următoarele afirmații sunt adevărate pentru acetilenă:

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

2) este o hidrocarbură saturată

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

4) reacţionează cu clorul

5) când se descompune, se formează dioxid de carbon și hidrogen

Răspuns:

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

FORMULA REACTIVILOR SUBSTANȚEI

A) H21) CuO, N2

B) HBr2) NO2, Na2S04

C) CuCl23) Si, H2O

Răspuns:

Răspuns:

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

Scrieți ecuațiile moleculare ale reacțiilor prin care se pot 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 gazos (n.a.) printr-o soluție de hidroxid de potasiu, s-au obținut 252,8 g de 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 ecuaţiei reacţiein(ASA DE 2 ) = n(K 2 ASA DE 3 ) = 0,1 mol

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

3) Determinați fracția de masă a sulfitului 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 este acest element?

1) siliciu

2) carbon

3) oxigen

Răspuns

1. În seria elementelor chimice Be → Mg → Ca

1) cea mai mare stare de oxidare scade

2) raza atomică crește

3) valoarea electronegativității crește

4) sunt îmbunătățite principalele proprietăți ale hidroxizilor formați

5) numărul de electroni la nivelul exterior scade

Răspuns:

1. Legătura chimică în molecula de clorură de amoniu

1) covalent nepolar

2) polar covalent

4) hidrogen

Răspuns:

1. Carbonul intră într-o reacție de substituție cu

1) oxid de fier (III).

2) oxigen

4) acid sulfuric

Răspuns:

Soluţie:

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

Răspuns:

Soluţie:

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

Răspuns:

Soluţie:
Metalele reactive 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 legătură dublă, astfel încât poate intra într-o reacție de polimerizare.C2H4M=28g/mol

Soluţie:

Magneziu:Mg + I 2 \u003d MgI 2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Oxid sulf(VI)-acid oxid:SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

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

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

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

A	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, potriviți elementul corespunzător din a doua coloană.

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

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

Scrieți ecuațiile moleculare ale reacțiilor prin care se pot 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 un exces de soluție de carbonat de potasiu a reacționat cu o soluție 10% de azotat de bariu, au căzut 1,97 g de precipitat. Determinați masa soluției de azotat de bariu luată pentru experiment.

Soluţie:

1) Compuneți ecuația reacției:

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

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

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

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

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

Răspuns: 26,1 g



Elementele fluor, clor, brom, iod și astatin incluse în subgrupa principală a grupei VII se numesc halogeni. Acest nume, care înseamnă literalmente „formând sare”, a fost dat elementelor 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 atașare a electronilor caracterizează halogenii ca nemetale tipice. Structura similară a învelișului electronic exterior determină marea similitudine a halogenilor între ei, care se manifestă 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 de serie de elemente din seria F - At, razele atomice cresc, electronegativitatea scade, 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, până la 3. , 5 sau 7.

Moleculele de substanțe 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 rezultat, interacțiunea dispersiei intermoleculare este îmbunătățită, ceea ce duce la o creștere a punctelor de topire și de fierbere ale halogenilor.

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

În timpul formării moleculei F 2, se realizează o scădere a energiei electronilor datorită interacțiunii 2p-AO cu electronii neperechi ai atomilor de fluor (sistemul 1 + 1). P-AO-urile rămase ale perechilor de electroni neîmpărțiți pot fi considerate ca neparticipând la formarea unei legături chimice. Legătura chimică din molecula de Cl 2, pe lângă interacțiunea similară a valenței 3d-AO a atomilor de clor (sistemul 1 + 1), se formează și datorită interacțiunilor 3d-AO a perechii de electroni singuri a unui clor. atom cu 3d-AO vacant al celuilalt (sistemul 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, sunt în natură exclusiv în stare legată - în principal sub formă de săruri ale acizilor hidrohalici.

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

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

Toți halogenii au un miros foarte puternic. Inhalarea acestora, 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 activitate chimică extrem de ridicată. Ele interacționează cu aproape toate substanțele simple. Reacțiile combinației de halogeni cu metale au loc deosebit de rapid și cu eliberarea unei cantități mari de căldură.

2Na + C12 = 2NaCl.

Cupru, staniu și multe alte metale sunt arse în clor pentru a forma sărurile corespunzătoare. În toate aceste cazuri, atomii de metal donează electroni, adică sunt oxidați, iar atomii de halogen adaugă electroni, adică se reduc. Această capacitate de a accepta electroni, pronunțată în atomii de halogen, este proprietatea lor chimică caracteristică. Prin urmare, halogenii sunt agenți oxidanți foarte energici.

Proprietățile oxidante ale halogenilor se manifestă și atunci când aceștia 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, fierul se aprind într-o atmosferă de fluor la temperatura camerei. Fluorul nu acționează 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.

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

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)

Când sunt încălzite, clorul, kryptonul și xenonul se combină cu fluor, de exemplu: Xe (g) + F 2 tr) \u003d XeF 2 (r)

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

Interacțiunea fluorului cu substanțele complexe decurge 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)

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

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

Chitanță.

Fluor, datorită electronegativității sale ridicate, poate fi izolat din compuși numai prin electroliză (o topitură KF + 2HF este supusă electrolizei. Electroliza se realizează într-un vas de nichel, care este catodul, iar cărbunele servește drept anod).

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

În laboratoare, clorul se obține prin acțiunea diverșilor agenți oxidanți asupra acidului clorhidric.

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

Compuși ai halogenilor cu hidrogen.

Legătura chimică din moleculele de halogenuri de hidrogen este covalentă polară: perechea de electroni comună este mutată la atomul de halogen ca fiind mai electronegativă. Forța legăturii 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.

La trecerea, 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 către creșterea numărului de straturi de electroni intermediari. În plus, în seria F - Cl - Br - I, electronegativitatea atomului de halogen scade. Prin urmare, în molecula HF, norul de electroni al atomului de hidrogen este deplasat către atomul de halogen în cea mai mare măsură, iar în moleculele de 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, la o slăbire a legăturii dintre atomi.

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

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

Ioni de halogenură de hidrogen negativi, excluzând fgorid-ion, au proprietăți reducătoare, crescând în seria Cl-, Br_, I-.

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

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

O soluție de acid fluorhidric în apă se numește acid fluorhidric.. Acest nume vine de la spatul fluor, din care fluorura de hidrogen 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 slab 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 urmare, se formează fluorură de siliciu gazoasă SiF 4:

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

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:

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

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

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

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

Dintre compușii halogeni care conțin oxigen, cei mai stabili sunt sărurile acizilor oxigenați, cei mai puțin stabili sunt oxizii și acizii. 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 obținută prin trecerea fluorului într-o soluție de NaOH 2% răcită. Reacția decurge conform ecuației:

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

După cum am menționat deja, compușii oxigenului clor poate fi obţinută numai prin metode indirecte. Având în vedere modalitățile de formare a acestora, să începem cu procesul de hidroliză a clorului, adică cu reacție reversibilăîntre clor și apă

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

rezultând formarea acidului clorhidric şi a acidului hipocloros HOC1.

Biletul 16

Chimia hidrogenului

Hidrogenul are trei izotopi: protiu, deuteriu sau D și tritiu sau T. Numerele lor de masă sunt 1, 2 și 3. Protiul și deuteriul sunt stabili, 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 foraje în timpul extracției petrolului. Dar sub formă de compuși, hidrogenul este foarte comun.

În industrie, hidrogenul este produs în principal din gaze naturale. Acest gaz, care constă 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 \u003d 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 se potrivi cu conductivitatea lor electrică maximă. Electrozii sunt de obicei fabricați din tablă de nichel. Acest metal nu se corodează în soluții alcaline, chiar fiind un anod. Dacă este necesar, hidrogenul rezultat este purificat din vapori de apă și urme de oxigen. Printre alte metode de laborator, cea mai comună metodă este extragerea hidrogenului din soluții de acizi sulfuric sau clorhidric prin acțiunea zincului asupra acestora.

Proprietățile și aplicarea hidrogenului.

Hidrogenul este un gaz incolor, inodor. Hidrogenul este foarte puțin solubil în apă, dar în unele metale, precum 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, mai rapide decât moleculele tuturor celorlalte gaze, se propagă în mediul unei alte substanțe și trec prin diferite tipuri de partiții. Mai ales mare este capacitatea sa de a difuza la presiune ridicată și temperaturi ridicate.

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

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

Atomul de hidrogen este capabil nu numai să doneze, ci și să atașeze un electron. În acest caz, se formează un ion de hidrogen încărcat negativ cu o înveliș de electroni a unui atom de heliu. Sub formă de astfel de ioni, hidrogenul se găsește în compușii cu anumite metale active. Astfel, hidrogenul are o dublă natură chimică, prezentând atât o capacitate de oxidare, cât și o capacitate de reducere. 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, dând un electron, hidrogenul prezintă similitudini cu metalele din primul grup al sistemului periodic și adăugând un electron. - cu nemetale din grupa a șaptea. Prin urmare, hidrogenul din sistemul periodic este de obicei plasat fie în primul grup și în același timp între paranteze în al șaptelea grup, fie în al șaptelea grup și între paranteze în primul.

Compușii de hidrogen cu metale se numesc hidruri.

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

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

Ca rezultat al reacției, se formează hidrogen și o bază. De exemplu, hidrura de calciu reacţionează cu apa conform ecuaţiei:

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

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

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

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

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

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

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

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

H 2<=>2H.

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

Hidrogenul atomic se obține și prin acțiunea unei descărcări electrice liniștite asupra hidrogenului molecular, care se află 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 este descompus în atomi, o mare cantitate de căldură este absorbită:

H 2 (g) \u003d 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, pentru care trebuie cheltuită o cantitate mare de energie. În reacțiile cu hidrogenul atomic, nu este necesară o astfel de cheltuială de energie.

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

Apă oxigenată.

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

2H 2 0 2 (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 o flacără de hidrogen este îndreptată către o bucată de gheață, în apa rezultată pot fi găsite urme de peroxid de hidrogen.

Peroxidul de hidrogen se obține și prin acțiunea hidrogenului atomic asupra oxigenului.

În peroxidul de hidrogen, atomii de hidrogen sunt legați covalent de atomi de oxigen, între care apare 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. Deci, sub acțiunea peroxidului de hidrogen asupra unei soluții apoase de hidroxid de bariu, un precipitat de sare de bariu a peroxidului de hidrogen precipită:

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

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, astfel încât peroxidul de hidrogen are proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător, adică prezintă dualitate redox. Cu toate acestea, proprietățile oxidante sunt mai caracteristice pentru acesta, deoarece potențialul standard al sistemului electrochimic

H202 + 2H + + 2e~ = 2H20,

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

KNO2 + H202 = KN03 + H2O

și izolarea iodului de iodură de potasiu:

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

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

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