Sammenlignende egenskaper for fluor og klor. Oksygen - grunnstoffets egenskaper, utbredelse i naturen, fysiske og kjemiske egenskaper, produksjon Oksygen og fluor har samme antall

Oksygen O har atomnummer 8, lokalisert i hovedundergruppen (undergruppe a) VI gruppe, i andre periode. I oksygenatomer er valenselektroner plassert på 2. energinivå, som kun har s- Og s-orbitaler. Dette utelukker muligheten for overgang av O-atomer til en eksitert tilstand, derfor viser oksygen i alle forbindelser en konstant valens lik II. Med høy elektronegativitet er oksygenatomer i forbindelser alltid negativt ladet (c.d. = -2 eller -1). Et unntak er fluoridene OF 2 og O 2 F 2 .

For oksygen er oksidasjonstilstandene kjent -2, -1, +1, +2

Generelle egenskaper ved elementet

Oksygen er det mest tallrike grunnstoffet på jorden, og utgjør litt mindre enn halvparten, 49 %, av total masse jordskorpen. Naturlig oksygen består av 3 stabile isotoper 16 O, 17 O og 18 O (16 O dominerer). Oksygen er en del av atmosfæren (20,9 volum%, 23,2 volum), i sammensetningen av vann og mer enn 1400 mineraler: silika, silikater og aluminiumsilikater, klinkekuler, basalter, hematitt og andre mineraler og steiner. Oksygen utgjør 50-85 % av massen av vev til planter og dyr, da det finnes i proteiner, fett og karbohydrater som utgjør levende organismer. Oksygenets rolle for respirasjons- og oksidasjonsprosesser er velkjent.

Oksygen er relativt lite løselig i vann - 5 volumer i 100 volumer vann. Men hvis alt oksygenet oppløst i vann passerte inn i atmosfæren, ville det oppta et enormt volum - 10 millioner km 3 (n.s.). Dette tilsvarer omtrent 1 % av alt oksygen i atmosfæren. Dannelsen av en oksygenatmosfære på jorden skyldes fotosynteseprosessene.

Den ble oppdaget av svensken K. Scheele (1771 – 1772) og engelskmannen J. Priestley (1774). Den første brukte oppvarming av nitrat, den andre – kvikksølvoksid (+2). Navnet ble gitt av A. Lavoisier ("oksygenium" - "føde syrer").

Den eksisterer fritt i to former allotropiske modifikasjoner– «vanlig» oksygen O 2 og ozon O 3 .

Strukturen til ozonmolekylet

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozon i stratosfæren danner et tynt lag som absorberer det meste av den biologisk skadelige ultrafiolette strålingen.
Under lagring blir ozon spontant til oksygen. Kjemisk er oksygen O2 mindre aktiv enn ozon. Elektronegativiteten til oksygen er 3,5.

Fysiske egenskaper til oksygen

O 2 – fargeløs, luktfri og smakløs gass, smp. –218,7 °C, kp. –182,96 °C, paramagnetisk.

Flytende O2 er blått, fast O2 er blått. O 2 er løselig i vann (bedre enn nitrogen og hydrogen).

Innhenting av oksygen

1. Industriell metode - destillasjon av flytende luft og elektrolyse av vann:

2H20 → 2H2 + O2

2. I laboratoriet oppnås oksygen:
1. Elektrolyse av alkaliske vandige løsninger eller vandige løsninger av oksygenholdige salter (Na 2 SO 4, etc.)

2. Termisk dekomponering av kaliumpermanganat KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Berthollet salt KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (MnO2-katalysator)

Manganoksid (+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),

Bariumperoksid BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Dekomponering av hydrogenperoksid:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (MnO 2 katalysator)

4. Dekomponering av nitrater:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

På romskip og ubåter, oksygen oppnås fra en blanding av K 2 O 2 og K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2 H 2 O = 4 KOH + 3 O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

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

Når K 2 O 2 brukes, ser den totale reaksjonen slik ut:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Hvis du blander K 2 O 2 og K 2 O 4 i like store (dvs. ekvimolare) mengder, vil en mol O 2 frigjøres per 1 mol absorbert CO 2.

Kjemiske egenskaper til oksygen

Oksygen støtter forbrenningen. Forbrenning - b en rask prosess med oksidasjon av et stoff, ledsaget av frigjøring av en stor mengde varme og lys. For å bevise at flasken inneholder oksygen og ikke annen gass, må du senke en ulmende splint ned i flasken. I oksygen blinker en ulmende splint sterkt. Forbrenning ulike stoffer i luft er en redoksprosess der oksygen er oksidasjonsmidlet. Oksidasjonsmidler er stoffer som "tar" elektroner fra reduserende stoffer. De gode oksiderende egenskapene til oksygen kan lett forklares med strukturen til det ytre elektronskallet.

Valensskallet av oksygen er plassert på 2. nivå - relativt nær kjernen. Derfor tiltrekker kjernen elektroner sterkt til seg selv. På valensskallet av oksygen 2s 2 2p 4 det er 6 elektroner. Følgelig mangler oktetten to elektroner, som oksygen har en tendens til å akseptere fra elektronskallene til andre elementer, og reagerer med dem som et oksidasjonsmiddel.

Oksygen har den andre (etter fluor) elektronegativiteten på Pauling-skalaen. Derfor, i de aller fleste av sine forbindelser med andre elementer, har oksygen negativ grad av oksidasjon. Det eneste sterkere oksidasjonsmidlet enn oksygen er naboen i perioden, fluor. Derfor er forbindelser av oksygen med fluor de eneste hvor oksygen har positiv grad oksidasjon.

Så oksygen er det nest kraftigste oksidasjonsmidlet blant alle elementene i det periodiske systemet. De fleste av dens viktigste kjemiske egenskaper er knyttet til dette.
Alle grunnstoffer reagerer med oksygen bortsett fra Au, Pt, He, Ne og Ar i alle reaksjoner (bortsett fra interaksjonen med fluor), oksygen er et oksidasjonsmiddel.

Oksygen reagerer lett med alkali- og jordalkalimetaller:

4Li + O 2 → 2 Li 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

Fint jernpulver (det såkalte pyrofore jernet) antennes spontant i luft og danner Fe 2 O 3, og ståltråd brenner i oksygen hvis den varmes opp på forhånd:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O2 → 2CuO

Oksygen reagerer med ikke-metaller (svovel, grafitt, hydrogen, fosfor, etc.) ved oppvarming:

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2, etc.

Nesten alle reaksjoner som involverer oksygen O2 er eksoterme, med sjeldne unntak, for eksempel:

N2+O2 → 2NO–Q

Denne reaksjonen skjer ved temperaturer over 1200 o C eller i en elektrisk utladning.

Oksygen er i stand til å oksidere komplekse stoffer, for eksempel:

2H 2S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (overflødig oksygen),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (mangel på oksygen),

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O (uten katalysator),

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (i nærvær av en Pt-katalysator),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Forbindelser som inneholder dioksygenylkationen O 2 + er kjent, for eksempel O 2 + - (den vellykkede syntesen av denne forbindelsen fikk N. Bartlett til å prøve å oppnå forbindelser av inerte gasser).

Ozon

Ozon er kjemisk mer aktivt enn oksygen O2. Dermed oksiderer ozon jodid - I-ioner - i en Kl-løsning:

O3 + 2Kl + H20 = I2 + O2 + 2KOH

Ozon er svært giftig, dets giftige egenskaper er sterkere enn for eksempel hydrogensulfid. Men i naturen fungerer ozon inneholdt i høye lag av atmosfæren som en beskytter av alt liv på jorden mot den skadelige ultrafiolette strålingen fra solen. Det tynne ozonlaget absorberer denne strålingen, og den når ikke jordoverflaten. Det er betydelige svingninger i tykkelsen og utstrekningen av dette laget over tid (det såkalte ozonhullet er ennå ikke avklart).

Påføring av oksygen O 2: å intensivere prosessene for å produsere støpejern og stål, ved smelting av ikke-jernholdige metaller, som et oksidasjonsmiddel i ulike kjemisk produksjon, for livsstøtte på undervannsskip, som oksidasjonsmiddel for rakettbrensel (flytende oksygen), i medisin, for sveising og skjæring av metaller.

Påføring av ozon O 3: for desinfeksjon drikker vann, Avløpsvann, luft, for bleking av stoffer.

Alle kjemiske grunnstoffer, avhengig av atomenes struktur og egenskaper, er delt inn i metaller, ikke-metaller og edelgasser. Også enkle stoffer dannet av grunnstoffer er klassifisert i metaller og ikke-metaller, basert på deres fysiske og kjemiske egenskaper. Du ble introdusert til metaller i forrige kapittel. La oss nå gå videre til å vurdere ikke-metaller.

Selve ordet "ikke-metaller" indikerer at egenskapene til ikke-metalliske elementer og de tilsvarende enkle stoffene er motsatte av egenskapene til metaller.

Hvis metallatomer er karakterisert av relativt store radier og et lite antall elektroner (1-3) på det ytre nivået, er ikke-metallatomer tvert imot karakterisert ved små atomradier og antall elektroner på det ytre energinivået fra 4 til 8 (bor har 3 av disse elektronene, men atomene til dette elementet har en liten radius). Derfor ønsket metallatomer om å gi fra seg eksterne elektroner, dvs. reduserende egenskaper, og for ikke-metallatomer - ønsket om å motta elektronene som mangler til de ettertraktede åtte, dvs. oksiderende egenskaper. Disse egenskapene er preget av plasseringen av ikke-metaller i elektronegativitetsserien. Fluor viser altså bare oksiderende egenskaper, og oksygen viser reduserende egenskaper utelukkende i forhold til fluor osv.

Blant de 114 kjente i dag kjemiske elementer(hvorav 92 grunnstoffer finnes i naturen), 22 grunnstoffer er klassifisert som ikke-metaller. Vi har allerede snakket om arrangementet av metaller og ikke-metaller i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev i forrige kapittel. Her bemerker vi nok en gang at i det periodiske systemet til D.I. Mendeleev er metaller hovedsakelig lokalisert under B-At-diagonalen, og ikke-metaller er plassert langs denne diagonalen og over den i hovedundergruppene (fig. 71).

Ris. 71.
Plasseringen av ikke-metalliske kjemiske elementer (merket med rødt) i det periodiske systemet til D. I. Mendeleev

Egenskapene til enkle stoffer dannet av ikke-metaller er svært forskjellige. Selv om det er mye færre ikke-metaller sammenlignet med metaller, er det vanskelig å identifisere felles karakteristiske trekk for dem.

Døm selv: hydrogen H2, oksygen O2 og ozon O2, fluor F2, klor Cl2, nitrogen N2 er gasser under normale forhold, brom Br2 er en væske, og bor, karbon (diamant og grafitt), silisium, fosfor (rød og hvit) ), svovel (plast og rombisk), selen, tellur, jod I 2, astatin - faste stoffer.

Hvis det store flertallet av metaller er preget av en sølvhvit farge, dekker fargen på ikke-metaller - enkle stoffer alle fargene i spekteret: rød (rødt fosfor, rødbrunt flytende brom), gul (svovel), grønn (klor - en gulgrønn gass), fiolett (joddamp).

Smeltepunktene til ikke-metaller ligger i et veldig bredt område: fra 3800 °C for grafitt til -259 °C for hydrogen. Denne egenskapen til egenskapene til ikke-metaller er en konsekvens av dannelsen av to typer krystallgitter: molekylære (O 2, O 2, N 2, halogener, hvitt fosfor, etc.) og atomære (diamant, grafitt, silisium, bor osv.). De forskjellige strukturene til krystallgitteret forklarer også fenomenet allotropi (husk hva det er). For eksempel danner elementet fosfor et enkelt stoff med et molekylært krystallgitter - hvitt fosfor, hvis molekyler har sammensetningen P 4, og et enkelt stoff med et atomisk krystallgitter - rødt fosfor P.

Den andre grunnen til allotropi er assosiert med det forskjellige antallet atomer i molekylene til enkle stoffer. Typisk eksempel- enkle stoffer dannet av oksygen: oksygen O 2 og ozon O 3.

I motsetning til det fargeløse, luktfrie oksygen O2, er ozon en lyseblå gass med sterk lukt.

Du vet allerede fra fjorårets kurs at innblandingen av ozon i luften som oppstår etter et tordenvær gir en følelse av behagelig friskhet; Ozon er også inneholdt i luften av furuskog og havkysten.

I naturen dannes ozon under elektriske utladninger eller oksidasjon av organiske harpiksholdige stoffer, samt gjennom virkningen av ultrafiolette stråler på oksygen. I laboratoriet oppnås det i spesielle enheter - ozonisatorer (fig. 72) når oksygen utsettes for en stille (uten gnister) elektrisk utladning.

Ris. 72.
Ozonisator

Ozon er et mye sterkere oksidasjonsmiddel enn oksygen. Bruken er basert på ozonets sterke oksidasjonsevne: bleking av tekstiler, deodorisering (fjerning av lukt) av fett og oljer, desinfisering av luft og drikkevann.

Ozon har en veldig veldig viktigå bevare alt liv på planeten vår. La oss huske at jordens ozonlag (fig. 73), som ligger i en høyde på 20-25 km, forsinker ultrafiolett stråling, som har en destruktiv effekt på cellene til levende organismer. Derfor er det tydelig hvor viktig det er å bevare denne svært følsomme for handlingen til ulike kjemiske substanser"ozonskjold" av planeten fra ødeleggelse.

Ris. 73.
Jordens ozonlag

Ozon er klassifisert som en variabel komponent av luft. Tilbake på slutten av 1700-tallet. A. Lavoisier slo fast at luft ikke er et enkelt stoff, men en blanding av gassformige ikke-metaller: nitrogen N2 (som står for 4/5 av luftvolumet) og oksygen O2 (med en volumfraksjon på 1/5). Deretter ble ideer om sammensetningen av luft raffinert. For tiden skilles det mellom konstante, variable og tilfeldige komponenter av luft.

De permanente komponentene i luft er nitrogen, oksygen og edle gasser (argon, helium, neon, etc.). Innholdet deres i troposfæren er det samme (tabell 6).

Tabell 6
Luftsammensetning

Variable komponenter av luft er karbondioksid(ca. 0,03 volum%), vanndamp og ozon (ca. 0,00004 volum%). Innholdet kan variere sterkt avhengig av naturlige og industrielle forhold.

Tilfeldige komponenter i luft inkluderer støv, mikroorganismer, pollen, noen gasser, inkludert de som danner sur nedbør: oksider av svovel, nitrogen, etc.

Luft fri for variabler og ulykker komponenter, gjennomsiktig, blottet for farge, smak og lukt, 1 liter av det ved n. u. har en masse på 1,29 g. Molar masse luft med et volum på 22,4 liter (1 mol) er 29 g/mol.

Luft er et hav av gasser, på bunnen som mennesker, dyr og planter lever. Det er nødvendig for respirasjon og fotosyntese. Luftoksygen oppløst i vann tjener til åndedrett av innbyggerne i vannmiljøet (fisk, vannplanter).

Luftens rolle i prosessene med forvitring (ødeleggelse) av bergarter og for jorddannelse er stor (fig. 74). Under påvirkning av luft og bakterier blir organiske rester mineralisert - foreldet organisk materiale omdannet til mineralforbindelser og reabsorbert av planter.

Ris. 74.
Som et resultat av forvitring dannes det merkelig formede bergarter.

Nitrogen, argon og oksygen hentes fra flytende luft ved å bruke deres forskjellige kokepunkter (fig. 75). Ved destillering av flytende luft er nitrogen det første som fordamper.

Ris. 75.
Flytende luftdestillasjon:
a - prosessdiagram; c - industriell installasjon

Nye ord og begreper

1. Metallelementer og ikke-metallelementer. Strukturen til ikke-metalliske atomer.
2. Enkle stoffer er metaller og enkle stoffer er ikke-metaller.
3. Allotropi. Oksygen og ozon.
4. Luftsammensetning.

Arbeidsoppgaver for selvstendig arbeid

1. Bestem hvor mange ganger tyngre (lettere) oksygen, karbondioksid, hydrogen er enn luft, dvs. bestem den relative tettheten til disse gassene i luft (D-luft).
2. Når du kjenner den volumetriske sammensetningen av luft, kan du finne mengden stoff i hver gass: nitrogen og oksygen i 100 liter luft ved N. u.
3. Bestem antall molekyler: a) oksygen; b) nitrogen inneholdt i 22,4 liter luft ved romtemperatur. u.
4. Beregn volumet av luft (n.a.) som vil være nødvendig for å brenne 20 m 3 hydrogensulfid, dersom vann og svoveloksid (IV) dannes. Regn ut massen til denne luften.
5. Forbered en melding om bruk av oksygen.
6. Hva er ozonhull? Hvordan forhindre at de oppstår?

Tester i kjemi klasse 9

Endelig test i kjemi 9. klasse

Versjonen ble utarbeidet av G. R. Subkhanova.

valg 1

1. Grunnstoffene nitrogen og fluor har det samme

1) totalt antall elektroner

2) antall fullførte energinivåer

3) antall elektroner i det ytre nivået

4) antall protoner i kjernen

Svar:

1. I rekken av kjemiske elementer B→ C → N

1) ladningen til atomkjerner avtar

2) øke syreegenskaper dannet hydroksyder

3) antall elektroniske nivåer øker

4) elektronegativiteten øker

5) atomradius øker

Svar:

1. De har samme type kjemisk binding

1) kaliumsulfat og nitrogenoksid (I)

2) hydrogenbromid og aluminiumoksid

3) kobber og natriumklorid

4) oksygen og silisium

Svar:

1. Ved interaksjon med hvilke av følgende stoffer er hydrogen et oksidasjonsmiddel?

1) oksygen

Svar:

1. Samspillet mellom aluminium og jern(III)oksid refererer til reaksjonene

1) forbindelser, redoks

2) utveksling, eksoterm

3) redoks, substitusjon

4) nøytralisering, endotermisk

Svar:

1. Det største antallet kationer dannes ved fullstendig dissosiasjon av 1 mol

1) kaliumfosfat

2) natriumnitrat

3) kobber(II)sulfat

4) jern(III)klorid

Svar:

Svar:

1. Både natriumsulfatløsning og natriumkarbonatløsning reagerer med

1) aluminiumfosfat

2) sinkhydroksid

3) bariumklorid

4) salpetersyre

Svar:

1. Jern(III)oksid reagerer med

1) aluminiumhydroksid

2) magnesiumklorid

3) salpetersyre

4) aluminiumoksid

Svar:

1. For acetylen er følgende påstander sanne:

1) molekylet består av to karbonatomer og to hydrogenatomer

2) er et mettet hydrokarbon

3) karbonatomer i molekylet er forbundet med en dobbeltbinding

4) reagerer med klor

5) dekomponering produserer karbondioksid og hydrogen

Svar:

1. Etabler samsvar mellom formelen til et stoff og reagensene som det kan samhandle med hver.

FORMEL REAGENSER

A) H 2 1) CuO, N 2

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

B) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Svar:

Svar:

1. Transformasjonsskjemaet er gitt: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Skriv molekylære reaksjonsligninger som kan brukes til å utføre disse transformasjonene

Løsning:

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO2

1. Etter å ha ført 2,24 liter svoveldioksid (s.o.) gjennom en løsning av kaliumhydroksid, ble det oppnådd 252,8 g kaliumsulfittløsning. Beregn massefraksjonen av salt i den resulterende løsningen.

Løsning:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Beregn massen og mengden av kaliumsulfittstoff oppnådd som et resultat av reaksjonen:

I følge reaksjonsligningenn(SÅ 2 ) = n(K 2 SÅ 3 ) = 0,1 mol

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

3) Bestem massefraksjonen av kaliumsulfitt i løsningen:

Svar: 6,25 %

Alternativ 2

1. I et atom i et grunnstoff er to energinivåer fylt med elektroner, og det tredje inneholder 6 elektroner. Hvilket element er dette?

1) silisium

2) karbon

3) oksygen

Svar

1. I rekken av kjemiske elementer Be → Mg → Ca

1) reduseres høyeste grad oksidasjon

2) atomradius øker

3) verdien av elektronegativitet øker

4) de grunnleggende egenskapene til de dannede hydroksydene forbedres

5) antall elektroner i det ytre nivået avtar

Svar:

1. Kjemisk binding i ammoniumkloridmolekylet

1) kovalent ikke-polar

2) kovalent polar

4) hydrogen

Svar:

1. Karbon gjennomgår en substitusjonsreaksjon med

1) jern(III)oksid

2) oksygen

4) svovelsyre

Svar:

Løsning:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(ÅH) 2 + K 2 SÅ 4 dannelse av et blått bunnfall

Svar:

Løsning:

Salpetersyre er en sterk syre. derfor, i en vandig løsning, dissosieres den fullstendig til ioner.

Svar:

Løsning:
Aktive metaller reagerer med vann ved romtemperatur

Svar:

Løsning:

Ammoniumklorid og bariumsulfat reagerer med sølvnitrat, hvorav kun ammoniumklorid reagerer med kalsiumhydroksid.

Svar:

Løsning:

Etylen er et umettet hydrokarbon (alken) som inneholder en dobbeltbinding, slik at det kan gjennomgå en polymerisasjonsreaksjon.C2H4M=28g/mol

Løsning:

Magnesium:Mg + I2 = MgI2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Oksyd svovel(VI) –syre oksid:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

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

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

EN	B	I
1	2	4

1. Etablere samsvar mellom et gassformig stoff og en laboratoriemetode for å gjenkjenne det. For hvert element i den første kolonnen, velg det tilsvarende elementet fra den andre kolonnen.

Skriv ned tallene i svaret ditt, ordne dem i rekkefølgen som tilsvarer bokstavene:

1. Transformasjonsskjemaet er gitt: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Skriv molekylære reaksjonsligninger som kan brukes til å utføre disse transformasjonene.

Løsning:

FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2 + 2 KCl

Fe(OH) 2 + H 2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O

FeSO4 + Zn → ZnSO4 + Fe

1. Når en overskuddsløsning av kaliumkarbonat reagerte med en 10 % løsning av bariumnitrat, ble det utfelt 1,97 g sediment. Bestem massen av bariumnitratløsningen tatt for eksperimentet.

Løsning:

1) La oss lage reaksjonsligningen:

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

2) Beregn mengden bariumkarbonat oppnådd som et resultat av reaksjonen:

I følge reaksjonsligningenn(BaCO 3 ) = n(Ba(NEI 3 ) 2 = 0,01 mol

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

3) Bestem massen til løsningen (Ba(NEI 3 ) 2):

Svar: 26,1g



Grunnstoffene fluor, klor, brom, jod og astatin som inngår i hovedundergruppen av gruppe VII kalles halogener. Dette navnet, som bokstavelig talt betyr "saltproduserende" elementer, ble gitt for deres evne til å samhandle med metaller for å danne typiske salter, for eksempel natriumklorid NaCl.

Det ytre elektronskallet til halogenatomer inneholder syv elektroner - to i s-orbitaler og fem i p-orbitaler (ns2np5). Halogener har betydelig elektronaffinitet. deres atomer fester lett et elektron, og danner enkeltladede negative ioner med den elektroniske strukturen til den tilsvarende edelgassen (ns2np6). Tendensen til å få elektroner karakteriserer halogener som typiske ikke-metaller. Den lignende strukturen til det ytre elektronskallet bestemmer den store likheten mellom halogener med hverandre, manifestert både i deres kjemiske egenskaper og i typene og egenskapene til forbindelsene de danner. Men som en sammenligning av egenskapene til halogener viser, er det betydelige forskjeller mellom dem.

Med en økning i atomnummeret av grunnstoffer i F - At-serien øker atomenes radier, elektronegativiteten avtar, og de ikke-metalliske egenskapene og oksidasjonsevnen til elementene svekkes.

I motsetning til andre halogener, er fluor i forbindelsene alltid i -1-oksidasjonstilstanden, siden den har den høyeste elektronegativiteten av alle elementer. De gjenværende halogenene viser forskjellige oksidasjonstilstander fra -1 til +7.

Med unntak av noen oksider, som vil bli diskutert nedenfor, tilsvarer alle halogenforbindelser odde oksidasjonstilstander. Dette mønsteret skyldes muligheten for sekvensiell eksitasjon av sammenkoblede elektroner i Cl-, Br-, I- og At-atomene til d-subnivået, noe som fører til en økning i antall elektroner som deltar i formasjonen kovalente bindinger, opptil 3, 5 eller 7.

Molekylene av enkle stoffer dannet av halogenatomer er diatomiske. Med økende atomradius i seriene F, Cl, Br, I, At øker polariserbarheten til molekyler. Som et resultat øker intermolekylær dispersjonsinteraksjon, noe som forårsaker en økning i smelte- og kokepunktene til halogener.

I serien Cl 2 - Br 2 -I 2 avtar bindingsstyrken mellom atomene i molekylet gradvis. En reduksjon i bindingsstyrke i halogenmolekyler manifesteres i en reduksjon i deres motstand mot varme. Fluor faller utenfor det generelle mønsteret: bindingsstyrken mellom atomer i molekylet er mindre, og graden termisk dissosiasjon av molekyler er høyere enn for klor. Slike unormale egenskaper til fluor kan forklares med fraværet av d-underskallet i det ytre elektronskallet til atomet. I molekylet av klor og andre halogener er det frie d-orbitaler, og derfor er det en ekstra donor-akseptor-interaksjon mellom atomene, som styrker bindingen.

Under dannelsen av F 2-molekylet oppnås en reduksjon i elektronenergien på grunn av interaksjonen av 2p-AO med uparrede elektroner av fluoratomer (1 + 1 system). De gjenværende p-AO-ene til ensomme elektronpar kan anses å ikke delta i dannelsen av en kjemisk binding. En kjemisk binding i et Cl 2 molekyl, i tillegg til en lignende interaksjon mellom valens 3d-AO kloratomer (1+1 system), dannes også på grunn av 3p-AO interaksjonene til det ensomme elektronparet til ett kloratom med den ledige 3d-AO til en annen (2+0 system). Som et resultat er bindingsrekkefølgen i C1 2-molekylet større enn i F 2-molekylet, og kjemisk forbindelse- sterkere.

Halogener, på grunn av deres høye kjemiske aktivitet, finnes utelukkende i naturen i bundet tilstand - hovedsakelig i form av salter av halogenhydrogensyrer.

Fluor finnes oftest i naturen i form av flusspatmineralet CaF 2 .

Den viktigste naturlige forbindelsen klor er natriumklorid (bordsalt) NaCl, som fungerer som hovedråstoff for produksjon av andre klorforbindelser.

Alle halogener har en veldig skarp lukt. Innånding av dem selv i små mengder forårsaker alvorlig irritasjon av luftveiene og betennelse i slimhinnene. Større mengder halogener kan forårsake alvorlig forgiftning.

Halogener er relativt lite løselige i vann. Ett volum vann løser opp ca. 2,5 volum ved romtemperatur klor . Denne løsningen kalles klorvann.

Fluor kan ikke oppløses i vann, da det bryter det ned kraftig:

2F2 + 2H20 = 4HF + 02

Fluor og klor De reagerer intenst med mange organiske løsningsmidler: karbondisulfid, etylalkohol, dietyleter, kloroform, benzen.

Kjemiske egenskaper til halogener.

Frie halogener viser ekstremt høy kjemisk aktivitet. De samhandler med nesten alle enkle stoffer. Reaksjoner som kombinerer halogener med metaller skjer spesielt raskt og med frigjøring av store mengder varme.

2Na + C12 = 2NaCl.

Kobber, tinn og mange andre metaller brenner i klor og danner de tilsvarende salter. I alle disse tilfellene gir metallatomer opp elektroner, dvs. blir oksidert, og halogenatomer får elektroner, dvs. reduseres. Denne evnen til å feste elektroner, tydelig uttrykt i halogenatomer, er deres karakteristiske kjemiske egenskap. Derfor er halogener svært energiske oksidasjonsmidler.

De oksiderende egenskapene til halogener viser seg også når de samhandler med komplekse stoffer. La oss gi noen eksempler.

1. Når klor føres gjennom en løsning av jern(II)klorid, oksideres sistnevnte til jern(III)klorid, som et resultat av at løsningen blir fra blekgrønn til gul:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Kjemisk aktivitet fluor usedvanlig høy. Alkalimetaller, bly, jern antennes i en fluoratmosfære ved romtemperatur. Fluor har ingen effekt på noen metaller (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) i kulde, siden det dannes et beskyttende lag av fluor på overflaten. Men når det varmes opp, reagerer fluor med alle metaller, inkludert gull og platina.

Fluor interagerer med mange ikke-metaller (hydrogen, jod, brom, svovel, fosfor, arsen, antimon, karbon, silisium, bor) i kulde: reaksjoner skjer med en eksplosjon eller med dannelse av en flamme:

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

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

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

Ved oppvarming kombineres klor, krypton og xenon med fluor, for eksempel: Xe(g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluor reagerer ikke direkte bare med oksygen, nitrogen og karbon (i form av diamant).

Samspillet mellom fluor og komplekse stoffer skjer veldig kraftig. I atmosfæren brenner stabile stoffer som glass (i form av bomull) og vanndamp:

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

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

Fritt klor viser også svært høy kjemisk aktivitet, men mindre enn fluor. Det interagerer direkte med alle enkle stoffer, med unntak av oksygen, nitrogen og edelgasser. Ikke-metaller som fosfor, arsen, antimon og silisium reagerer med klor selv ved lave temperaturer; det skiller seg ut et stort nummer av varme. Interaksjonen mellom klor og aktive metaller natrium skjer kraftig, kalium, magnesium osv. Ved romtemperatur uten belysning reagerer klor praktisk talt ikke med hydrogen, men ved oppvarming eller i sterkt sollys går reaksjonen gjennom en kjedemekanisme med en eksplosjon.

Kvittering.

Fluor, på grunn av sin høye elektronegativitet, kan isoleres fra forbindelser kun ved elektrolyse (smelten av KF+2HF-sammensetningen utsettes for elektrolyse. Elektrolyse utføres i en nikkelbeholder, som er katoden, og kull tjener som anode) .

Klor er for tiden oppnådd i store mengder ved elektrolyse av vandige løsninger av natrium- eller kaliumklorider.

I laboratorier produseres klor ved påvirkning av forskjellige oksidasjonsmidler på saltsyre.

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

Forbindelser av halogener med hydrogen.

Den kjemiske bindingen i hydrogenhalogenidmolekyler er polar kovalent: det vanlige elektronparet flyttes til halogenatomet ettersom det er mer elektronegativt. Styrken til den kjemiske bindingen i hydrogenhalogenidmolekyler avtar naturlig i serien HF - HC1 - HBr - HI: dette manifesteres i en endring i entalpien for dissosiasjon av molekyler til atomer.

Under overgangen, for eksempel fra HF til HI, avtar graden av overlapping av elektronskyene av hydrogen- og halogenatomer, og overlappingsområdet ligger i større avstand fra kjernen til halogenatomet og blir sterkere skjermet av et økt antall mellomliggende elektroniske lag. I tillegg, i serien F - Cl - Br - I, avtar elektronegativiteten til halogenatomet. Derfor, i HF-molekylet forskyver elektronskyen til hydrogenatomet seg mot halogenatomet i størst grad, og i HC1, HBr og HI-molekylene - mindre og mindre. Dette fører også til en reduksjon i overlappingen av interagerende elektronskyer og svekker derved bindingen mellom atomer.

Hydrogenhalogenider er svært løselige i vann. Ved 0 °C løser ett volum vann opp ca. 500 volumer NS1 600 volumer HBr og ca. 425 volumer HI (ved 10°C); hydrogenfluorid blandes med vann i alle forhold.

Oppløsningen av hydrogenhalogenider er ledsaget av deres syre-type dissosiasjon, og bare hydrogenfluorid er dissosiert relativt svakt, mens resten er blant de sterkeste syrene.

Negative hydrogenhalogenidioner, unntatt fgorid-ioner har reduserende egenskaper som øker i rekkefølgen Cl-, Br_, I-.

Kloridion oksideres torus, kaliumpermanganat, mangandioksid og andre sterke oksidasjonsmidler, for eksempel:

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

En løsning av hydrogenfluorid i vann kalles flussyre. Dette navnet kommer fra flusspat, hvorfra hydrogenfluorid vanligvis oppnås ved virkningen av konsentrert svovelsyre:

CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF.

Hydrogenfluorid reagerer med de fleste metaller. Imidlertid er det resulterende saltet i mange tilfeller litt løselig, som et resultat av at en beskyttende film vises på metalloverflaten.

En bemerkelsesverdig egenskap ved hydrogenfluorid og flussyre er deres evne til å samhandle med silisiumdioksyd Si0 2, som er en del av glasset; Som et resultat dannes det gassformig silisiumfluorid SiF 4:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.

Saltsyre oppnås ved å løse opp hydrogenklorid i vann. For øyeblikket er den viktigste metoden for industriell produksjon av hydrogenklorid prosessen med syntese fra hydrogen og klor:

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

Store mengder HCl oppnås også som et biprodukt ved klorering. organiske forbindelser i henhold til diagrammet

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogener danner en rekke forbindelser med oksygen. Imidlertid er alle disse forbindelsene ustabile og oppnås ikke ved direkte interaksjon av halogener med oksygen, men bare indirekte. Slike egenskaper ved oksygenforbindelser av halogener er i samsvar med det faktum at nesten alle av dem er preget av positive verdier av standard Gibbs dannelsesenergi.

Av de oksygenholdige halogenforbindelsene er salter av oksygensyrer de mest stabile, mens oksider og syrer er minst stabile. I alle oksygenholdige forbindelser har halogener, unntatt fluor, en positiv oksidasjonstilstand og når syv.

Oksygenfluorid OF 2 kan fremstilles ved å føre fluor inn i en avkjølt 2 % NaOH-løsning. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen:

2F 2 + 2 NaOH = 2 NaF + H 2 0 + AV 2

Som allerede angitt, oksygenforbindelser klor kan bare oppnås ved indirekte metoder. La oss begynne å vurdere måtene for deres dannelse med prosessen med klorhydrolyse, dvs. reversibel reaksjon mellom klor og vann

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

som et resultat av dette dannes saltsyre og hypoklorsyre HOC1.

Billett 16

Hydrogenkjemi

Hydrogen har tre isotoper: protium, deuterium eller D, og ​​tritium eller T. Massetallene deres er 1, 2 og 3. Protium og deuterium er stabile, tritium er radioaktivt.

Hydrogenmolekylet består av to atomer.

Hydrogen i fri tilstand finnes på jorden bare i små mengder. Noen ganger frigjøres det sammen med andre gasser når vulkanutbrudd, samt fra borebrønner under oljeproduksjon. Men i form av forbindelser er hydrogen veldig vanlig.

I industrien produseres hydrogen hovedsakelig fra naturgass. Denne gassen, som hovedsakelig består av metan, er blandet med vanndamp og oksygen. Når en blanding av gasser varmes opp til 800-900 ° C i nærvær av en katalysator, oppstår en reaksjon, som skjematisk kan representeres av ligningen:

2CH4 + 02 + 2H20 = 2C02 + 6H2.

I laboratorier oppnås hydrogen for det meste ved elektrolyse av vandige løsninger av NaOH eller KOH. Konsentrasjonen av disse løsningene er valgt for å svare til deres maksimale elektriske ledningsevne. Elektroder er vanligvis laget av nikkelplater. Dette metallet korroderer ikke i alkaliske løsninger, selv ikke som anode. Om nødvendig blir det resulterende hydrogenet renset fra vanndamp og spor av oksygen. Blant andre laboratoriemetoder er den vanligste metoden separering av hydrogen fra løsninger av svovelsyre eller saltsyre ved påvirkning av sink på dem.

Egenskaper og bruksområder for hydrogen.

Hydrogen er en fargeløs, luktfri gass. Hydrogen er svært lite løselig i vann, men i noen metaller, for eksempel nikkel, palladium, platina, løses det opp i betydelige mengder.

Løseligheten til hydrogen i metaller er relatert til dens evne til å diffundere gjennom metaller. I tillegg, som den letteste gassen, har hydrogen den høyeste diffusjonshastigheten: molekylene sprer seg raskere enn molekylene til alle andre gasser i miljøet til et annet stoff og passerer gjennom forskjellige typer skillevegger. Dens evne til diffusjon er spesielt stor ved forhøyet trykk og høye temperaturer.

De kjemiske egenskapene til hydrogen bestemmes i stor grad av atomets evne til å gi fra seg det eneste tilgjengelige elektronet og bli et positivt ladet ion. I dette tilfellet vises et trekk ved hydrogenatomet som skiller det fra atomene til alle andre elementer: fraværet av mellomelektroner mellom valenselektronet og kjernen.

Hydrogenionet, dannet som et resultat av tap av et elektron av et hydrogenatom, er et proton hvis størrelse er flere størrelsesordener mindre enn størrelsen på kationene til alle andre grunnstoffer. Derfor er den polariserende effekten av protonet veldig sterk, som et resultat av at hydrogen ikke er i stand til å danne ioniske forbindelser der det ville fungere som et kation. Dens forbindelser, selv med de mest aktive ikke-metaller, som fluor, er stoffer med polare kovalente bindinger.

Hydrogenatomet er i stand til ikke bare å donere, men også få ett elektron. Dette produserer et negativt ladet hydrogenion med elektronskall helium atom. I form av slike ioner finnes hydrogen i forbindelser med noen aktive metaller. Dermed har hydrogen en dual kjemisk natur viser både oksiderende og reduserende evner. I de fleste reaksjoner fungerer det som et reduksjonsmiddel, og danner forbindelser der oksidasjonstilstanden er +1. Men i reaksjoner med aktive metaller fungerer det som et oksidasjonsmiddel: dets oksidasjonstilstand i forbindelser med metaller er -1.

Således, ved å gi fra seg ett elektron, viser hydrogen likheter med metallene i den første gruppen i det periodiske systemet, og ved å legge til et elektron. - med ikke-metaller fra den syvende gruppen. Derfor er hydrogen i periodiske tabell vanligvis plassert enten i den første gruppen og samtidig i parentes i den syvende, eller i den syvende gruppen og i parentes i den første.

Forbindelser av hydrogen med metaller kalles hydrider.

Alkalisk og jordalkalimetaller er salter. dvs. den kjemiske bindingen mellom metallet og hydrogen i dem er ionisk. Når vann virker på dem, oppstår en redoksreaksjon, der hydridionet H - fungerer som et reduksjonsmiddel, og hydrogenet i vann fungerer som et oksidasjonsmiddel:

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

Reaksjonen produserer hydrogen og en base. For eksempel reagerer kalsiumhydrid med vann i henhold til ligningen:

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

Hvis du tar med en tent fyrstikk til en strøm av hydrogen som kommer ut av et smalt hull, antennes hydrogenet og brenner med en ikke-lysende flamme og danner vann:

2H2 + 02 = 2H20.

Ved lave temperaturer samhandler hydrogen og oksygen praktisk talt ikke. Hvis du blander begge gassene og forlater blandingen, kan du ikke oppdage selv etter flere år tegn på vann i den.

Den lave interaksjonshastigheten mellom hydrogen og oksygen ved lave temperaturer skyldes den høye aktiveringsenergien til denne reaksjonen. Hydrogen- og oksygenmolekyler er veldig sterke; de aller fleste kollisjoner mellom dem ved romtemperatur er ineffektive. Bare ved høye temperaturer, når kinetisk energi kolliderende molekyler blir store, noen kollisjoner av molekyler blir effektive og fører til dannelse av aktive sentre.

Ved høye temperaturer kan hydrogen fjerne oksygen fra mange forbindelser, inkludert de fleste metalloksider. For eksempel, hvis hydrogen føres over varmt kobberoksid, reduseres kobber:

CuO + H 2 = Cu + H 2 0.

Atomisk hydrogen: Ved høye temperaturer dissosierer hydrogenmolekyler til atomer:

H 2<=>2N.

Denne reaksjonen kan for eksempel utføres ved oppvarming av en wolframtråd med strøm i en atmosfære av svært foreldet hydrogen. Reaksjonen er reversibel, og jo høyere temperatur, jo mer forskyves likevekten mot høyre.

Atomisk hydrogen produseres også ved påvirkning av en stille elektrisk utladning molekylært hydrogen, under et trykk på ca. 70 Pa. Hydrogenatomene dannet under disse forholdene kombineres ikke umiddelbart til molekyler, noe som gjør det mulig å studere egenskapene deres.

Når hydrogen brytes ned til atomer, absorberes en stor mengde varme:

N 2 (g) = 2H (G)

Fra dette er det klart at hydrogenatomer må være mye mer aktive enn molekylene. For at molekylært hydrogen skal gå inn i noen reaksjon, må molekylene desintegreres til atomer, noe som krever forbruk av en stor mengde energi. I reaksjoner av atomært hydrogen er slikt energiforbruk ikke nødvendig.

Atomisk hydrogen allerede ved romtemperatur reduserer faktisk mange metalloksider og kombineres direkte med svovel, nitrogen og fosfor; med oksygen danner det hydrogenperoksid.

Hydrogenperoksid.

Hydrogenperoksid (peroksid) er en fargeløs sirupsaktig væske. Dette er et veldig skjørt stoff som kan brytes eksplosivt ned i vann og oksygen, og frigjøre en stor mengde varme:

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

Vandige løsninger av hydrogenperoksid er mer stabile; på et kjølig sted kan de lagres ganske lenge.

Hydrogenperoksid dannes som et mellomprodukt ved forbrenning av hydrogen, men pga høy temperatur hydrogenflamme brytes umiddelbart ned til vann og oksygen. Men hvis du retter en hydrogenflamme mot et isstykke, kan du finne spor av hydrogenperoksid i det resulterende vannet.

Hydrogenperoksid produseres også ved virkningen av atomært hydrogen på oksygen.

I hydrogenperoksid er hydrogenatomer kovalent bundet til oksygenatomer, mellom hvilke det også er en enkel binding. Strukturen til hydrogenperoksid kan uttrykkes som følger strukturformel: MEN HAN.

H 2 0 2 molekyler har betydelig polaritet, som er en konsekvens av deres romlige struktur.

Hydrogenperoksid reagerer direkte med noen baser for å danne salter. Altså, når hydrogenperoksid virker på vannløsning bariumhydroksid utfeller bariumsalt av hydrogenperoksid:

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

Salter av hydrogenperoksid kalles peroksider eller peroksider. De består av positivt ladede metallioner og negativt ladede O 2-ioner. Oksydasjonstilstanden til oksygen i hydrogenperoksyd er -1, derfor har hydrogenperoksyd egenskapene til både et oksidasjonsmiddel og et reduksjonsmiddel, det vil si at det utviser redoksdualitet. Imidlertid er det mer preget av oksiderende egenskaper, siden standardpotensialet til det elektrokjemiske systemet

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Eksempler på reaksjoner der H 2 0 2 tjener som et oksidasjonsmiddel inkluderer oksidasjon av kaliumnitritt

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

og separasjon av jod fra kaliumjodid:

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

Som et eksempel på den reduserende evnen til hydrogenperoksid trekker vi frem reaksjonen av H 2 0 2 med sølvoksid (I)

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