Oksigen - elementin xarakteristikası, təbiətdə yayılması, fiziki və kimyəvi xüsusiyyətləri, alınması. Flüor və xlorun müqayisəli xarakteristikası Elementin ümumi xarakteristikası

Oksigen Oəsas alt qrupda (a altqrupu) yerləşən atom nömrəsi 8 var VI ikinci dövrdə qrup. Oksigen atomlarında valent elektronlar yalnız 2-ci enerji səviyyəsində yerləşir s- və səh-orbitallar. Bu, O atomlarının həyəcanlanmış vəziyyətə keçməsini istisna edir, buna görə də bütün birləşmələrdə oksigen II-yə bərabər sabit valentlik nümayiş etdirir. Yüksək elektronmənfiliyə malik olan oksigen atomları birləşmələrdə həmişə mənfi yüklənir (s.o. = -2 və ya -1). İstisna OF 2 və O 2 F 2 flüoridləridir.

Oksigen üçün -2, -1, +1, +2 oksidləşmə halları məlumdur

Elementin ümumi xüsusiyyətləri

Oksigen Yerdə ən çox yayılmış elementdir, ümumi kütlənin yarısından bir qədər azını, 49%-ni təşkil edir. yer qabığı. Təbii oksigen 3 sabit izotopdan ibarətdir 16 O, 17 O və 18 O (16 O üstünlük təşkil edir). Oksigen atmosferin bir hissəsidir (həcmcə 20,9%, kütlə ilə 23,2%) su və 1400-dən çox mineral: silisium oksidi, silikatlar və alüminosilikatlar, mərmərlər, bazaltlar, hematit və digər minerallar və qayalar. Oksigen bitki və heyvan toxumalarının kütləsinin 50-85%-ni təşkil edir, çünki o, canlı orqanizmləri təşkil edən zülalların, yağların və karbohidratların tərkibində olur. Oksigenin tənəffüs və oksidləşmə prosesləri üçün rolu yaxşı məlumdur.

Oksigen suda nisbətən az həll olunur - 100 həcm suda 5 həcm. Ancaq suda həll olunan bütün oksigen atmosferə keçsəydi, o zaman çox böyük bir həcmi - 10 milyon km 3 (n.c.) tutardı. Bu, atmosferdəki bütün oksigenin təxminən 1%-nə bərabərdir. Yer üzündə oksigen atmosferinin əmələ gəlməsi fotosintez prosesləri ilə əlaqədardır.

İsveçli K. Scheele (1771 - 1772) və ingilis J. Priestley (1774) tərəfindən kəşf edilmişdir. Birincisi selitranın qızdırılması, ikincisi - civə oksidi (+2). Adı A. Lavoisier ("oksigenium" - "turşuları doğuran") tərəfindən verilmişdir.

Sərbəst formada o, iki allotropik modifikasiyada mövcuddur - "adi" oksigen O 2 və ozon O 3.

Ozon molekulunun quruluşu

3O 2 \u003d 2O 3 - 285 kJ
Stratosferdəki ozon bioloji cəhətdən zərərli ultrabənövşəyi şüaların böyük hissəsini udan nazik təbəqə əmələ gətirir.
Saxlama zamanı ozon kortəbii olaraq oksigenə çevrilir. Kimyəvi cəhətdən oksigen O 2 ozondan daha az aktivdir. Oksigenin elektronmənfiliyi 3,5-dir.

Oksigenin fiziki xassələri

O 2 - rəngsiz, qoxusuz və dadsız qaz, m.p. –218,7 °С, b.p. -182,96 °C, paramaqnit.

Maye O 2 mavi, bərk maddə mavidir. O 2 suda həll olunur (azot və hidrogendən daha yaxşı).

Oksigen əldə etmək

1. Sənaye üsulu - maye havanın distillə edilməsi və suyun elektrolizi:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. Laboratoriyada oksigen aşağıdakılar tərəfindən istehsal olunur:
1. Qələvi sulu məhlulların və ya oksigen tərkibli duzların (Na 2 SO 4 və s.) sulu məhlullarının elektrolizi.

2. Kalium permanqanat KMnO 4-ün termik parçalanması:
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Berthollet duzu KClO 3:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 (MnO 2 katalizatoru)

Manqan oksidi (+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),

Barium peroksid BaO 2:
2BaO 2 \u003d 2BaO + O 2

3. Hidrogen peroksidin parçalanması:
2H 2 O 2 \u003d H 2 O + O 2 (MnO 2 katalizatoru)

4. Nitratların parçalanması:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Kosmik gəmilərdə və sualtı qayıqlarda oksigen K 2 O 2 və K 2 O 4 qarışığından əldə edilir:
2K 2 O 4 + 2H 2 O \u003d 4KOH + 3O 2
4KOH + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

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

K 2 O 2 istifadə edildikdə, ümumi reaksiya belə görünür:
2K 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 2K 2 CO 3 + O 2

Əgər K 2 O 2 və K 2 O 4-ü bərabər molar (yəni ekvimolyar) miqdarda qarışdırsanız, udulmuş CO 2-nin 1 moluna bir mol O 2 ayrılacaqdır.

Oksigenin kimyəvi xassələri

Oksigen yanmağı dəstəkləyir. Yanan - b çox miqdarda istilik və işığın buraxılması ilə müşayiət olunan bir maddənin sürətli oksidləşmə prosesi. Kolbada başqa qazın deyil, oksigenin olduğunu sübut etmək üçün yanan bir parçanı kolbaya endirmək lazımdır. Oksigendə yanan bir parça parlaq şəkildə yanır. Havada müxtəlif maddələrin yanması oksigenin oksidləşdirici maddə olduğu redoks prosesidir. Oksidləşdirici maddələr elektronları reduksiya edən maddələrdən “aparan” maddələrdir. Oksigenin yaxşı oksidləşdirici xüsusiyyətləri onun xarici elektron qabığının quruluşu ilə asanlıqla izah edilə bilər.

Oksigenin valent qabığı 2-ci səviyyədə yerləşir - nüvəyə nisbətən yaxındır. Buna görə də nüvə güclü şəkildə elektronları özünə çəkir. Oksigenin valent qabığında 2s 2 2p 4 6 elektron var. Nəticədə, oksigenin digər elementlərin elektron qabıqlarından qəbul etməyə çalışdığı, oksidləşdirici maddə kimi onlarla reaksiyaya girən oktetdən əvvəl iki elektron çatışmır.

Oksigen Pauling şkalası üzrə ikinci (flüordan sonra) elektronmənfiliyə malikdir. Buna görə də, digər elementlərlə birləşmələrinin böyük əksəriyyətində oksigen var mənfi oksidləşmə dərəcəsi. Oksigendən daha güclü bir oksidləşdirici agent, dövrdə yalnız onun qonşusu - flüordur. Buna görə oksigenin flüorla birləşmələri oksigenin olduğu yeganə birləşmələrdir müsbət dərəcə oksidləşmə.

Beləliklə, oksigen Dövri Cədvəlin bütün elementləri arasında ikinci ən güclü oksidləşdirici maddədir. Onun ən mühüm kimyəvi xassələrinin əksəriyyəti bununla bağlıdır.
Au, Pt, He, Ne və Ar istisna olmaqla, bütün elementlər oksigenlə reaksiya verir; bütün reaksiyalarda (flüor ilə qarşılıqlı təsirdən başqa) oksigen oksidləşdirici maddədir.

Oksigen qələvi və qələvi torpaq metalları ilə asanlıqla reaksiya verir:

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

İncə dəmir tozu (sözdə piroforik dəmir) havada özbaşına alovlanır, Fe 2 O 3 əmələ gətirir və polad məftil əvvəlcədən qızdırıldığı təqdirdə oksigendə yanır:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Qeyri-metallarla (kükürd, qrafit, hidrogen, fosfor və s.) oksigen qızdırıldıqda reaksiya verir:

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 və s.

Oksigen O 2 ilə demək olar ki, bütün reaksiyalar, nadir istisnalar istisna olmaqla, ekzotermikdir, məsələn:

N 2 + O 2 → 2NO-Q

Bu reaksiya 1200 o C-dən yuxarı temperaturda və ya elektrik boşalmasında baş verir.

Oksigen mürəkkəb maddələri oksidləşdirə bilir, məsələn:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (artıq oksigen),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (oksigen çatışmazlığı),

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (Pt katalizatorunun iştirakı ilə),

CH 4 (metan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Tərkibində dioksigenil kation O 2 + olan birləşmələr məlumdur, məsələn, O 2 + - (bu birləşmənin uğurlu sintezi N. Bartlett-i inert qazların birləşmələrini almağa cəhd etməyə sövq etdi).

Ozon

Ozon kimyəvi cəhətdən oksigen O 2-dən daha aktivdir. Beləliklə, ozon Kl məhlulunda yodidi - I ionlarını oksidləşdirir:

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

Ozon çox zəhərlidir, onun toksik xüsusiyyətləri, məsələn, hidrogen sulfiddən daha güclüdür. Bununla belə, təbiətdə atmosferin yüksək təbəqələrində olan ozon günəşin zərərli ultrabənövşəyi şüalarından Yerdəki bütün canlıların qoruyucusu kimi çıxış edir. İncə ozon təbəqəsi bu radiasiyanı udur və o, Yer səthinə çatmır. Zamanla bu təbəqənin qalınlığında və uzunluğunda əhəmiyyətli dalğalanmalar var (ozon dəlikləri adlanır), belə dalğalanmaların səbəbləri hələ də aydınlaşdırılmayıb.

Oksigenin tətbiqi O 2: dəmir və polad istehsalı, əlvan metalların əridilməsində, müxtəlif kimya sənayesində oksidləşdirici, sualtı qayıqlarda həyatı təmin etmək üçün, raket yanacağı (maye oksigen) üçün oksidləşdirici kimi, tibbdə, metalların qaynaqlanması və kəsilməsi.

Ozon O 3-dən istifadə: içməli suyun, kanalizasiyanın, havanın dezinfeksiya edilməsi, parçaların ağardılması üçün.

Testlər kimya üzrə 9 sinif

Kimya üzrə yekun imtahan 9-cu sinif

Variant G. R. Subxanova tərəfindən hazırlanmışdır.

Seçim 1

Azot və flüor elementləri eynidir

1) elektronların ümumi sayı

2) tamamlanmış enerji səviyyələrinin sayı

3) xarici səviyyədəki elektronların sayı

4) nüvədəki protonların sayı

Cavab:

Sırada, cərgədə kimyəvi elementlər B→C→N

1) atomların nüvələrinin yükü azalır

2) əmələ gələn hidroksidlərin turşu xassələri artır

3) elektron səviyyələrin sayı artır

4) elektronmənfilik artır

5) atom radiusu artır

Cavab:

eyni növ kimyəvi bağa malikdir

1) kalium sulfat və azot oksidi (I)

2) hidrogen bromid və alüminium oksidi

3) mis və natrium xlorid

4) oksigen və silikon

Cavab:

Aşağıdakı maddələrdən hansı ilə qarşılıqlı təsirdə olduqda, hidrogen oksidləşdirici maddədir?

1) oksigen

Cavab:

Alüminiumun dəmir (III) oksidi ilə qarşılıqlı təsiri reaksiyalara aiddir

1) birləşmələr, redoks

2) mübadilə, ekzotermik

3) redoks, əvəzetmə

4) neytrallaşdırma, endotermik

Cavab:

Ən çox sayda kation 1 mol tam dissosiasiya edildikdə əmələ gəlir

1) kalium fosfat

2) natrium nitrat

3) mis (II) sulfat

4) dəmir (III) xlorid

Cavab:

Həm natrium sulfat məhlulu, həm də natrium karbonat məhlulu ilə qarşılıqlı təsir göstərir

1) alüminium fosfat

2) sink hidroksid

3) barium xlorid

4) azot turşusu

Cavab:

Dəmir (III) oksidi ilə reaksiya verir

1) alüminium hidroksid

2) maqnezium xlorid

3) azot turşusu

4) alüminium oksidi

Cavab:

Aşağıdakı ifadələr asetilen üçün doğrudur:

1) molekul iki karbon atomundan və iki hidrogen atomundan ibarətdir

2) doymuş karbohidrogendir

3) molekuldakı karbon atomları ikiqat bağla bağlanır

4) xlorla reaksiya verir

5) parçalandıqda karbon qazı və hidrogen əmələ gəlir

Cavab:

Maddənin düsturu və hər biri ilə qarşılıqlı əlaqədə ola biləcəyi reagentlər arasında uyğunluq qurun.

MADDƏ REAKTİVLƏRİNİN FORMULU

A) H 2 1) CuO, N 2

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

C) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Cavab:

Çevrilmə sxemi verilmişdir: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Bu çevrilmələrin həyata keçirilə biləcəyi reaksiyaların molekulyar tənliklərini yazın.

Həll:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO 2

2,24 litr kükürd qazı (n.a.) kalium hidroksid məhlulundan keçirildikdən sonra 252,8 q kalium sulfit məhlulu alındı. Yaranan məhlulda duzun kütlə payını hesablayın.

Həll:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Reaksiya nəticəsində alınan kalium sulfit maddəsinin kütləsini və miqdarını hesablayın:

Reaksiya tənliyinə görən(BELƏ Kİ 2 ) = n(K 2 BELƏ Kİ 3 ) = 0,1 mol

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

3) Müəyyən edin kütlə payı məhlulda kalium sulfit:

Cavab: 6,25%

Seçim 2

Bir elementin atomunda iki enerji səviyyəsi elektronlarla doldurulur, üçüncüsü isə 6 elektrondan ibarətdir. Bu element nədir?

1) silikon

2) karbon

3) oksigen

Cavab verin

Kimyəvi elementlər seriyasında Be → Mg → Ca

1) ən yüksək oksidləşmə vəziyyəti azalır

2) atom radiusu artır

3) elektronmənfiliyin qiyməti artır

4) əmələ gələn hidroksidlərin əsas xassələri gücləndirilir

5) xarici səviyyədə elektronların sayı azalır

Cavab:

Ammonium xlorid molekulunda kimyəvi bağ

1) kovalent qeyri-polyar

2) kovalent qütb

4) hidrogen

Cavab:

Karbon ilə əvəzetmə reaksiyasına girir

1) dəmir (III) oksidi

2) oksigen

4) sulfat turşusu

Cavab:

Həll:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(Oh) 2 + K 2 BELƏ Kİ 4 mavi çöküntünün əmələ gəlməsi

Cavab:

Həll:

Nitrik turşuya aiddir güclü turşular. buna görə də sulu məhlulda tamamilə ionlara ayrılır.

Cavab:

Həll:
Reaktiv metallar otaq temperaturunda su ilə reaksiya verir

Cavab:

Həll:

Ammonium xlorid və barium sulfat gümüş nitratla reaksiya verir, onlardan yalnız ammonium xlorid kalsium hidroksidlə reaksiya verir.

Cavab:

Həll:

Etilen, tərkibində ikiqat bağ olan doymamış karbohidrogendir (alken), buna görə də polimerləşmə reaksiyasına girə bilər.C2H4M=28q/mol

Həll:

Maqnezium:Mg + I 2 \u003d MgI 2

Mg + CuCl 2 = MgCl 2 + Cu

Oksid kükürd(VI) -turşu oksid:SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

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

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

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

A	B	V
1	2	4

Qaz halında olan maddə ilə onun tanınması üçün laboratoriya üsulu arasında yazışma qurun. Birinci sütundakı hər bir element üçün ikinci sütundakı müvafiq elementi uyğunlaşdırın.

Cavab olaraq nömrələri yazın, onları hərflərə uyğun ardıcıllıqla düzün:

Çevrilmə sxemi verilmişdir: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Bu çevrilmələrin həyata keçirilə biləcəyi reaksiyaların molekulyar tənliklərini yazın.

Həll:

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

Kalium karbonat məhlulunun artıqlığı 10% barium nitratın məhlulu ilə reaksiya verdikdə 1,97 q çöküntü düşdü. Təcrübə üçün götürülmüş barium nitrat məhlulunun kütləsini təyin edin.

Həll:

1) Reaksiya tənliyini qurun:

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

2) Reaksiya nəticəsində alınan barium karbonat maddəsinin miqdarını hesablayın:

Reaksiya tənliyinə görən(BaCO 3 ) = n(Ba(YOX 3 ) 2 = 0,01 mol

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

3) Məhlulun kütləsini təyin edin (Ba(YOX 3 ) 2):

Cavab: 26,1 q

Bütün kimyəvi elementlər atomların quruluşundan və xassələrindən asılı olaraq metallara, qeyri-metallara və nəcib qazlara bölünür. Həmçinin elementlərin əmələ gətirdiyi sadə maddələr fiziki və kimyəvi xassələrinə görə metallara və qeyri-metallara təsnif edilir. Əvvəlki fəsildə metallarla tanış oldunuz. İndi qeyri-metalların nəzərdən keçirilməsinə keçək.

“Qeyri-metallar” sözünün özü qeyri-metal elementlərin və onlara uyğun gələn sadə maddələrin xassələrinin metalların xassələrinə zidd olduğunu göstərir.

Əgər metal atomları xarici səviyyədə nisbətən böyük radiuslar və az sayda elektron (1-3) ilə xarakterizə olunursa, qeyri-metal atomları, əksinə, kiçik atom radiusları və xarici enerji səviyyəsində elektronların sayı ilə xarakterizə olunur. 4-dən 8-ə qədər (borun 3 elektronu var, lakin bu elementin atomları kiçik bir radiusa malikdir). Beləliklə, metal atomlarının xarici elektronları, yəni reduksiyaedici xassələri, qeyri-metal atomları üçün isə əziz səkkizə qədər itkin olan elektronları, yəni oksidləşdirici xassələri almağa çalışması. Bu xassələr qeyri-metalların elektronmənfilik seriyasındakı mövqeyi ilə xarakterizə olunur. Beləliklə, flüor yalnız oksidləşdirici, oksigen isə yalnız flüora münasibətdə azaldıcı xüsusiyyətlər nümayiş etdirir və s.

Bu gün məlum olan 114 kimyəvi element arasında (bunlardan 92 element təbiətdə var) 22 element qeyri-metallar kimi təsnif edilir. D.İ.Mendeleyevin Dövri sistemində metalların və qeyri-metalların yerləşməsindən əvvəlki fəsildə artıq danışdıq. Burada bir daha qeyd edirik ki, D. İ. Mendeleyevin Dövri sistemində metallar əsasən B-At diaqonalının altında, qeyri-metallar isə bu diaqonal boyunca və onun üstündə əsas yarımqruplarda yerləşirlər (şək. 71).

düyü. 71.
D. I. Mendeleyevin dövri sistemində qeyri-metal kimyəvi elementlərin (qırmızı ilə işarələnmiş) mövqeyi

Qeyri-metallardan əmələ gələn sadə maddələrin xassələri çox müxtəlifdir. Metallarla müqayisədə qeyri-metalların çox az olmasına baxmayaraq, onlar üçün ümumi xarakterik xüsusiyyətləri müəyyən etmək çətindir.

Özünüz üçün mühakimə edin: hidrogen H 2, oksigen O 2 və ozon O 2, flüor F 2, xlor Cl 2, azot N 2 normal şəraitdə qazlardır, brom Br 2 mayedir və bor, karbon (almaz və qrafit), silisium, fosfor (qırmızı və ağ), kükürd (plastik və romb), selen, tellur, yod I 2, astatin bərk maddələrdir.

Metalların böyük əksəriyyəti gümüşü-ağ rəng ilə xarakterizə olunursa, qeyri-metalların rəngi - sadə maddələr spektrin bütün rənglərini əhatə edir: qırmızı (qırmızı fosfor, qırmızı-qəhvəyi maye brom), sarı (kükürd), yaşıl (xlor - sarı-yaşıl qaz), bənövşəyi (yod buxarı).

Qeyri-metalların ərimə nöqtələri çox geniş diapazonda yerləşir: qrafit üçün 3800 ° C-dən hidrogen üçün -259 ° C-ə qədər. Qeyri-metalların xassələrinin bu xüsusiyyəti iki növ kristal qəfəslərin əmələ gəlməsinin nəticəsidir: molekulyar (O 2, O 2, N 2, halogenlər, ağ fosfor və s.) və atomik (almaz, qrafit, silisium, bor və s.). Kristal qəfəslərin müxtəlif quruluşu da allotropiya fenomenini izah edir (nə olduğunu xatırlayın). Məsələn, fosfor elementi molekulyar kristal qəfəsli sadə maddə - molekulları P 4 tərkibinə malik ağ fosfor və atom kristal qəfəsli sadə maddə - qırmızı fosfor P əmələ gətirir.

Allotropiyanın ikinci səbəbi sadə maddələrin molekullarında fərqli sayda atomlarla əlaqələndirilir. Tipik bir nümunə oksigen tərəfindən əmələ gələn sadə maddələrdir: oksigen O 2 və ozon O 3.

Rəngsiz oksigen O 2-dən fərqli olaraq, qoxusu yoxdur, ozon kəskin qoxuya malik açıq mavi qazdır.

Siz artıq keçən ilki kursdan bilirsiniz ki, tufandan sonra havada yaranan ozon qatışığı xoş təravət hissi verir; ozon şam meşələrinin və dəniz sahillərinin havasında da var.

Təbiətdə ozon elektrik boşalmaları və ya üzvi qatranlı maddələrin oksidləşməsi, həmçinin ultrabənövşəyi şüaların oksigenə təsiri nəticəsində əmələ gəlir. Laboratoriyada xüsusi cihazlarda - ozonizatorlarda (şək. 72) sakit (qığılcımsız) elektrik boşalması ilə oksigenə təsir edərək əldə edilir.

düyü. 72.
Ozonator

Ozon oksigendən daha güclü oksidləşdirici maddədir. Onun istifadəsi ozonun güclü oksidləşdirici qabiliyyətinə əsaslanır: parçaların ağardılması, piylərin və yağların dezodorasiyası (qoxuların çıxarılması), havanın və içməli suyun dezinfeksiyası.

Ozon planetimizdəki bütün canlıların qorunması üçün çox vacibdir. Xatırladaq ki, 20-25 km hündürlükdə yerləşən Yerin ozon təbəqəsi (şək. 73) canlı orqanizmlərin hüceyrələrinə dağıdıcı təsir göstərən ultrabənövşəyi şüalanmanı gecikdirir. Ona görə də müxtəlif kimyəvi maddələrin təsirinə çox həssas olan planetin bu “ozon qalxanı”nın məhv olmaqdan saxlanmasının nə qədər vacib olduğu aydındır.

düyü. 73.
Yerin ozon təbəqəsi

Ozon havanın dəyişkən tərkib hissəsi kimi təsnif edilir. Hətta XVIII əsrin sonlarında. A.Lavoisier müəyyən etdi ki, hava sadə bir maddə deyil, qaz halında qeyri-metalların qarışığıdır: azot N 2 (havanın həcminin 4/5 hissəsini təşkil edir) və oksigen O 2 (1/5 həcm hissəsi ilə). ). Gələcəkdə havanın tərkibi ilə bağlı fikirlər təkmilləşdi. Hal-hazırda havanın daimi, dəyişkən və təsadüfi komponentləri var.

Havanın daimi komponentləri azot, oksigen və nəcib qazlardır (arqon, helium, neon və s.). Troposferdə onların tərkibi eynidir (cədvəl 6).

Cədvəl 6
Havanın tərkibi

Havanın dəyişən komponentləri karbon qazı (təxminən 0,03% həcmdə), su buxarı və ozondur (təxminən 0,00004% həcmdə). Onların tərkibi təbii və sənaye şəraitindən asılı olaraq çox dəyişə bilər.

Havanın təsadüfi komponentlərinə toz, mikroorqanizmlər, bitki polenləri, bəzi qazlar, o cümlədən turşu yağışı əmələ gətirənlər: kükürd oksidləri, azot və s.

Dəyişən və təsadüfi komponentlərdən təmizlənmiş hava şəffafdır, rəngdən, daddan və qoxudan məhrumdur, n-də 1 litr. y. 1,29 q kütləsi var 22,4 litr (1 mol) həcmli havanın molar kütləsi 29 q / mol təşkil edir.

Hava dibində insanların, heyvanların və bitkilərin yaşadığı qazlar okeanıdır. Tənəffüs və fotosintez üçün vacibdir. Suda həll olunan hava oksigeni su mühitinin (balıqlar, su bitkiləri) sakinlərinin tənəffüsünə xidmət edir.

Süxurların aşınması (dağıdılması) proseslərində və torpaq əmələ gəlməsində havanın rolu böyükdür (şək. 74). Hava və bakteriyaların təsiri altında üzvi qalıqlar minerallaşır - köhnəlmişdir üzvi maddələr mineral birləşmələrə çevrilir və bitkilər tərəfindən yenidən udulur.

düyü. 74.
Aşınma nəticəsində qəribə formalı süxurlar əmələ gəlir.

Azot, arqon və oksigen müxtəlif qaynama nöqtələrindən istifadə etməklə maye havadan alınır (şək. 75). Mayeləşdirilmiş havanın distilləsi zamanı ilk olaraq azot buxarlanır.

düyü. 75.
Maye havanın distillə edilməsi:
a - proses diaqramı; c - sənaye quraşdırılması

Yeni sözlər və anlayışlar

Metal elementlər və qeyri-metal elementlər. Qeyri-metalların atomlarının quruluşu.
Sadə maddələr metal, sadə maddələr isə qeyri-metaldır.
Allotropiya. oksigen və ozon.
Hava tərkibi.

Müstəqil iş üçün tapşırıqlar

Havanın oksigenindən, karbon qazından, hidrogendən neçə dəfə ağır (yüngül) olduğunu müəyyən edin, yəni bu qazların havadakı nisbi sıxlığını təyin edin (D hava).
Havanın həcmli tərkibini bilməklə, hər bir qazın maddə miqdarını tapın: n-də 100 litr havada azot və oksigen. y.
Molekulların sayını təyin edin: a) oksigen; b) n-də 22,4 litr havada olan azot. y.
Su və kükürd oksidi (IV) əmələ gələrsə, 20 m 3 hidrogen sulfidi yandırmaq üçün lazım olan havanın həcmini (n.a.) hesablayın. Bu havanın kütləsini hesablayın.
Oksigenin istifadəsi ilə bağlı hesabat hazırlayın.
Ozon dəlikləri nədir? Onların baş verməsinin qarşısını necə almaq olar?

VII qrupun əsas yarımqrupuna daxil olan flüor, xlor, brom, yod və astatin elementlərinə halogenlər deyilir. Hərfi mənada "duz əmələ gətirən" mənasını verən bu ad elementlərə natrium xlorid NaCl kimi tipik duzlar əmələ gətirmək üçün metallarla qarşılıqlı əlaqədə olmaq qabiliyyətinə görə verilmişdir.

Halojen atomlarının xarici elektron qabığı yeddi elektrondan ibarətdir - ikisi s-də və beşi p-orbitallarında (ns2np5). Halojenlər əhəmiyyətli bir elektron yaxınlığına malikdirlər. onların atomları asanlıqla elektron birləşdirir, müvafiq nəcib qazın elektron quruluşu ilə tək yüklü mənfi ionlar əmələ gətirir (ns2np6). Elektron bağlama meyli halogenləri tipik qeyri-metallar kimi xarakterizə edir. Xarici elektron qabığın oxşar quruluşu halogenlərin bir-biri ilə böyük oxşarlığını müəyyən edir ki, bu da həm kimyəvi xassələrində, həm də əmələ gətirdikləri birləşmələrin növlərində və xassələrində özünü göstərir. Lakin, halogenlərin xassələrinin müqayisəsi göstərir ki, onlar arasında əhəmiyyətli fərqlər var.

F - At seriyasındakı elementlərin seriya sayının artması ilə atom radiusları artır, elektromənfilik azalır, elementlərin qeyri-metal xüsusiyyətləri və oksidləşmə qabiliyyəti zəifləyir.

Digər halogenlərdən fərqli olaraq, onun birləşmələrində flüor həmişə -1 oksidləşmə vəziyyətində olur, çünki bütün elementlər arasında ən yüksək elektronmənfiliyə malikdir. Qalan halogenlər -1 ilə +7 arasında müxtəlif oksidləşmə vəziyyətlərini nümayiş etdirirlər.

Aşağıda müzakirə ediləcək bəzi oksidlər istisna olmaqla, bütün halogen birləşmələr tək oksidləşmə vəziyyətlərinə uyğundur. Bu nümunə Cl, Br, I və At atomlarında qoşalaşmış elektronların d altsəviyyəsinə ardıcıl həyəcanlanma ehtimalı ilə bağlıdır ki, bu da əmələ gəlmədə iştirak edən elektronların sayının artmasına səbəb olur. kovalent bağlar, 3, 5 və ya 7-ə qədər.

Halogen atomlarından əmələ gələn sadə maddələrin molekulları diatomikdir. F, Cl, Br, I, At silsiləsində atom radiusu artdıqca molekulların qütbləşmə qabiliyyəti artır. Nəticədə molekullararası dispersiya qarşılıqlı əlaqəsi güclənir ki, bu da halogenlərin ərimə və qaynama nöqtələrinin artmasına səbəb olur.

Cl 2 - Br 2 -I 2 seriyasında molekuldakı atomlar arasındakı əlaqə gücü tədricən azalır. Halojen molekullarında bağlanma gücünün azalması onların istiliyə qarşı müqavimətinin azalması ilə özünü göstərir. Flüor ümumi modeldən kənara çıxır: molekulunda atomlar arasındakı əlaqə gücü daha azdır və dərəcə molekulların termal dissosiasiyası xlordan daha yüksəkdir. Flüorun belə anomal xassələri onun atomunun xarici elektron qabığında d-alt qabığın olmaması ilə izah edilə bilər. Xlor və digər halogenlərin molekulunda sərbəst d-orbitallar var və buna görə də atomlar arasında əlavə donor-akseptor qarşılıqlı təsiri baş verir ki, bu da əlaqəni gücləndirir.

F 2 molekulunun əmələ gəlməsi zamanı 2p-AO ilə qarşılıqlı təsir nəticəsində elektronların enerjisində azalma əldə edilir. qoşalaşmamış elektronlar flüor atomları (sistem 1 +1). Paylaşılmamış elektron cütlərinin qalan p-AO-ları kimyəvi bağın formalaşmasında iştirak etməmiş hesab edilə bilər. Cl 2 molekulundakı kimyəvi bağ, xlor atomlarının (sistem 1 + 1) valent 3d-AO oxşar qarşılıqlı təsirinə əlavə olaraq, bir xlor atomunun tək elektron cütünün 3p-AO ilə qarşılıqlı təsiri nəticəsində yaranır. digərinin boş 3d-AO (sistem 2 + 0). Nəticədə, C1 2 molekulunda əlaqə nizamı F 2 molekulundan daha böyükdür və kimyəvi bağ daha güclüdür.

Halojenlər yüksək kimyəvi aktivliyə görə təbiətdə yalnız bağlı vəziyyətdə - əsasən hidrohalik turşuların duzları şəklində olur.

Flüor təbiətdə ən çox mineral florşpat CaF 2 şəklində olur.

Ən vacib təbii birləşmə xlor digər xlor birləşmələrinin istehsalı üçün əsas xammal kimi xidmət edən natrium xlorid (adi duz) NaCl-dir.

Bütün halogenlər çox güclü bir qoxuya malikdir. Onların inhalyasiyası, hətta kiçik miqdarda, tənəffüs yollarının şiddətli qıcıqlanmasına və selikli qişaların iltihabına səbəb olur. Daha böyük miqdarda halogenlər ağır zəhərlənməyə səbəb ola bilər.

Halojenlər suda nisbətən az həll olunur. Bir həcm su otaq temperaturunda təxminən 2,5 həcmi həll edir xlor . Bu məhlul xlorlu su adlanır.

Flüor suda həll oluna bilməz, çünki onu güclü şəkildə parçalayır:

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

Flüor və xlor bir çox üzvi həlledici ilə intensiv reaksiya verir: karbon disulfid, etil spirti, dietil efir, xloroform, benzol.

Halojenlərin kimyəvi xassələri.

Sərbəst halogenlər olduqca yüksək kimyəvi aktivlik nümayiş etdirirlər. Demək olar ki, bütün sadə maddələrlə qarşılıqlı əlaqədə olurlar. Halojenlərin metallarla birləşməsinin reaksiyaları xüsusilə tez və böyük miqdarda istilik yayılması ilə davam edir.

2Na + C1 2 = 2NaCl.

Mis, qalay və bir çox başqa metallar yandırılır xlorda müvafiq duzları əmələ gətirir. Bütün bu hallarda metal atomları elektron verir, yəni oksidləşir, halogen atomları isə elektron əlavə edir, yəni azalır. Halogen atomlarında ifadə olunan elektronları qəbul etmək qabiliyyəti onların xarakterik kimyəvi xassəsidir. Buna görə halogenlər çox enerjili oksidləşdirici maddələrdir.

Halojenlərin oksidləşdirici xassələri onlarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda da özünü göstərir mürəkkəb maddələr. Bir neçə misal verək.

1. Xlor dəmir (II) xlorid məhlulundan keçirildikdə, sonuncu dəmir (III) xloridə oksidləşir, nəticədə məhlul solğun yaşıldan sarıya çevrilir:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Kimyəvi fəaliyyət flüor fövqəladə yüksək. Qələvi metallar, qurğuşun, dəmir otaq temperaturunda flüor atmosferində alovlanır. Flüor bəzi metallara (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) soyuqda təsir göstərmir, çünki onların səthində qoruyucu flüor təbəqəsi əmələ gəlir. Lakin qızdırıldıqda flüor bütün metallarla, o cümlədən qızıl və platinlə reaksiya verir.

Bir çox qeyri-metal (hidrogen, yod, brom, kükürd, fosfor, arsen, sürmə, karbon, silikon, bor) ilə flüor soyuqda qarşılıqlı təsir göstərir: reaksiyalar partlayış və ya alov meydana gəlməsi ilə davam edir:

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)

Qızdırıldıqda xlor, kripton və ksenon flüorla birləşir, məsələn: Xe (g) + F 2 tr) \u003d XeF 2 (r)

Flüor təkcə oksigen, azot və karbonla (almaz şəklində) birbaşa reaksiya vermir.

Flüorun mürəkkəb maddələrlə qarşılıqlı əlaqəsi çox güclü şəkildə davam edir. Onun atmosferində şüşə (pambıq yun şəklində) və su buxarı kimi sabit maddələr yanır:

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

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

Sərbəst xlor da flüordan az olsa da, çox yüksək kimyəvi aktivlik nümayiş etdirir. Oksigen, azot və nəcib qazlar istisna olmaqla, bütün sadə maddələrlə birbaşa qarşılıqlı əlaqədə olur. Fosfor, arsen, sürmə və silisium kimi qeyri-metallar hətta aşağı temperaturda da xlorla reaksiya verir; bu halda böyük miqdarda istilik ayrılır. Xlorun natrium aktiv metalları ilə qarşılıqlı təsirini intensiv şəkildə davam etdirir, kalium, maqnezium və s. İşıqlandırma olmadan otaq temperaturunda, xlor praktiki olaraq hidrogenlə qarşılıqlı təsir göstərmir, lakin qızdırılanda və ya parlaq günəş işığında reaksiya partlayışla zəncirli mexanizm vasitəsilə gedir.

Qəbz.

Flüor, yüksək elektronmənfiliyinə görə birləşmələrdən yalnız elektroliz yolu ilə təcrid oluna bilər (bir KF + 2HF əriməsi elektrolizə məruz qalır. Elektroliz katod olan nikel qabda aparılır, kömür isə anod kimi xidmət edir).

Xlor hazırda natrium və ya kalium xloridlərin sulu məhlullarının elektrolizi yolu ilə böyük miqdarda əldə edilir.

Laboratoriyalarda xlor müxtəlif oksidləşdirici maddələrin xlorid turşusuna təsiri ilə alınır.

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

Halojenlərin hidrogenlə birləşmələri.

Hidrogen halogenidlərinin molekullarında kimyəvi bağ qütb kovalentdir: ümumi elektron cütü daha elektronmənfi olaraq halogen atomuna keçir. Hidrogen halid molekullarında kimyəvi bağın gücü təbii olaraq HF - HC1 - HBr - HI seriyasında azalır: bu, molekulların atomlara dissosiasiya entalpiyasının dəyişməsində özünü göstərir.

Məsələn, HF-dən HI-yə keçid zamanı hidrogen və halogen atomlarının elektron buludlarının üst-üstə düşmə dərəcəsi azalır və üst-üstə düşmə bölgəsi halogen atomunun nüvəsindən daha böyük məsafədə yerləşir və daha güclü şəkildə ekranlaşdırılır. aralıq elektron təbəqələrinin sayının artması. Bundan əlavə, F - Cl - Br - I silsiləsində halogen atomunun elektronmənfiliyi azalır. Buna görə də, HF molekulunda hidrogen atomunun elektron buludu ən çox halogen atomuna doğru, HC1, HBr və HI molekullarında isə daha az və daha az olur. Bu da qarşılıqlı əlaqədə olan elektron buludlarının üst-üstə düşməsinin azalmasına və bununla da atomlar arasında əlaqənin zəifləməsinə səbəb olur.

Hidrogen halidləri suda çox həll olunur. 0 ° C-də bir həcm su təxminən 500 həcmi həll edir HC1, 600 cild HBr və təxminən 425 həcm HI (10°C-də); hidrogen ftorid istənilən nisbətdə su ilə qarışır.

Hidrogen halogenidlərinin həlli onların turşu tipinə görə dissosiasiyası ilə müşayiət olunur və yalnız hidrogen ftorid nisbətən zəif dissosiasiya olunur, qalanları isə ən güclü turşular sırasındadır.

Mənfi hidrogen halid ionları istisna olmaqla fqorid-ion, azaldıcı xüsusiyyətlərə malikdir, Cl-, Br_, I- sıralarında artır.

Xlorid ionu oksidləşir f torus, kalium permanqanat, manqan dioksidi və digər güclü oksidləşdirici maddələr, məsələn:

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

Hidrogen floridin suda məhluluna hidrofluor turşusu deyilir.. Bu ad, hidrogen flüoridin adətən konsentratlaşdırılmış sulfat turşusunun təsiri ilə əldə edildiyi flüorspatdan gəlir:

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

Hidrogen florid əksər metallarla reaksiya verir. Bununla belə, bir çox hallarda yaranan duz zəif həll olunur, bunun nəticəsində metal səthində qoruyucu bir film görünür.

Hidrogen flüorid və hidrofluorik turşunun əlamətdar xüsusiyyəti, şüşənin bir hissəsi olan silikon dioksid Si0 2 ilə qarşılıqlı əlaqədə olma qabiliyyətidir; nəticədə qaz halında olan silisium flüorid SiF 4 əmələ gəlir:

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

Xlorid turşusu hidrogen xloridini suda həll etməklə əldə edilir. Hazırda hidrogen xloridin sənaye istehsalının əsas üsulu onun hidrogen və xlordan sintez prosesidir:

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

Böyük miqdarda HCl də xlorlamanın əlavə məhsulu kimi alınır. üzvi birləşmələr sxemə uyğun olaraq

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogenlər oksigenlə bir sıra birləşmələr əmələ gətirir. Bununla belə, bütün bu birləşmələr qeyri-sabitdir, onlar halogenlərin oksigenlə birbaşa qarşılıqlı təsiri ilə deyil, yalnız dolayı yolla əldə edilir. Halojenlərin oksigen birləşmələrinin bu cür xüsusiyyətləri, demək olar ki, hamısının standart Gibbs formalaşma enerjisinin müsbət qiymətləri ilə xarakterizə olması ilə uyğundur.

Halojenlərin oksigen tərkibli birləşmələrindən ən stabili oksigen turşularının duzları, ən az stabil olanı oksidlər və turşulardır. Bütün oksigen tərkibli birləşmələrdə, flüor istisna olmaqla, halogenlər yeddiyə çatan müsbət oksidləşmə vəziyyətini nümayiş etdirirlər.

Oksigen flüorid OF 2 flüoru soyudulmuş 2% NaOH məhluluna keçirməklə əldə edilə bilər. Reaksiya tənliyə uyğun gedir:

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

Artıq qeyd edildiyi kimi, oksigen birləşmələri xlor yalnız dolayı üsullarla əldə edilə bilər. Onların əmələ gəlmə yollarını nəzərə alaraq, xlorun hidrolizi prosesindən, yəni xlor və su arasında geri dönən reaksiya ilə başlayacağıq.

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

nəticədə xlorid turşusu və hipoklor turşusu HOC1 əmələ gəlir.

Bilet 16

Hidrogen kimyası

Hidrogenin üç izotopu var: protium, deyterium və ya D və tritium və ya T. Onların kütlə sayı 1, 2 və 3-dür. Protium və deyterium sabit, tritium radioaktivdir.

Hidrogen molekulu iki atomdan ibarətdir.

Sərbəst vəziyyətdə olan hidrogen Yerdə yalnız kiçik miqdarda olur. Bəzən vulkan püskürmələri zamanı digər qazlarla yanaşı, neft hasilatı zamanı quyulardan da buraxılır. Ancaq birləşmələr şəklində hidrogen çox yaygındır.

Sənayedə hidrogen əsasən təbii qazdan istehsal olunur. Əsasən metandan ibarət olan bu qaz su buxarı və oksigenlə qarışır. Bir katalizatorun iştirakı ilə qazların qarışığı 800-900 ° C-yə qədər qızdırıldıqda, tənlik ilə sxematik şəkildə təmsil oluna bilən bir reaksiya meydana gəlir:

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

Laboratoriyalarda hidrogen əsasən NaOH və ya KOH sulu məhlullarının elektrolizi yolu ilə əldə edilir, bu məhlulların konsentrasiyası onların maksimum elektrik keçiriciliyinə uyğun seçilir. Elektrodlar adətən təbəqə nikeldən hazırlanır. Bu metal hətta anod kimi qələvi məhlullarda korroziyaya uğramır. Lazım gələrsə, yaranan hidrogen su buxarından və oksigen izlərindən təmizlənir. Digər laboratoriya üsulları arasında ən çox yayılmış üsul sulfat və ya xlorid turşularının məhlullarından hidrogenin onlara sinkin təsiri ilə çıxarılmasıdır.

Hidrogenin xassələri və tətbiqi.

Hidrogen rəngsiz, qoxusuz qazdır. Hidrogen suda çox az həll olunur, lakin bəzi metallarda, məsələn, nikel, palladium, platin, əhəmiyyətli miqdarda həll olunur.

Hidrogenin metallarda həll olması onun metallar vasitəsilə yayılma qabiliyyəti ilə bağlıdır. Bundan əlavə, ən yüngül qaz olan hidrogen ən yüksək diffuziya sürətinə malikdir: onun molekulları, bütün digər qazların molekullarından daha sürətli, başqa bir maddənin mühitində yayılır və müxtəlif növ arakəsmələrdən keçir. Xüsusilə yüksək təzyiq və yüksək temperaturda yayılma qabiliyyəti böyükdür.

Hidrogenin kimyəvi xassələri əsasən onun atomunun malik olduğu yeganə elektronu bağışlamaq və müsbət yüklü iona çevrilmək qabiliyyəti ilə müəyyən edilir. Bu vəziyyətdə hidrogen atomunun bir xüsusiyyəti özünü göstərir ki, onu bütün digər elementlərin atomlarından fərqləndirir: valent elektron və nüvə arasında aralıq elektronların olmaması.

Hidrogen atomunun elektron itirməsi nəticəsində əmələ gələn hidrogen ionu protondur, onun ölçüsü bütün digər elementlərin kationlarının ölçüsündən bir neçə dəfə kiçikdir. Buna görə də, protonun qütbləşdirici təsiri çox güclüdür, bunun nəticəsində hidrogen kation kimi çıxış edəcəyi ion birləşmələri əmələ gətirə bilmir. Onun birləşmələri, hətta flüor kimi ən aktiv qeyri-metallarla belə, qütb kovalent bağı olan maddələrdir.

Hidrogen atomu təkcə ianə deyil, həm də bir elektron əlavə edə bilir. Bu halda helium atomunun elektron qabığı olan mənfi yüklü hidrogen ionu əmələ gəlir. Belə ionlar şəklində hidrogen müəyyən aktiv metallarla birləşmələrdə olur. Beləliklə, hidrogenin ikili var kimyəvi təbiət həm oksidləşdirici, həm də reduktiv xüsusiyyətlərə malikdir. Əksər reaksiyalarda oksidləşmə vəziyyətinin +1 olduğu birləşmələr əmələ gətirərək reduksiyaedici kimi çıxış edir. Lakin aktiv metallarla reaksiyalarda oksidləşdirici maddə kimi çıxış edir: metallarla birləşmələrdə oksidləşmə vəziyyəti -1-dir.

Beləliklə, bir elektron verən hidrogen dövri sistemin birinci qrupunun metalları ilə oxşarlıq göstərir və bir elektron əlavə edir. - yeddinci qrupun qeyri-metalları ilə. Buna görə də dövri sistemdə hidrogen adətən ya birinci qrupda və eyni zamanda yeddinci qrupda mötərizədə, ya da yeddinci qrupda və birincidə mötərizədə yerləşdirilir.

Metallarla hidrogen birləşmələrinə hidridlər deyilir.

Qələvilərin hidridləri və qələvi torpaq metalları duzlardır. yəni onlarda olan metal və hidrogen arasındakı kimyəvi bağ iondur. Suyun onlara təsiri altında hidrid ion H - azaldıcı agent, suyun hidrogeni isə oksidləşdirici maddə kimi çıxış edən redoks reaksiyası baş verir:

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

Reaksiya nəticəsində hidrogen və əsas əmələ gəlir. Məsələn, kalsium hidrid tənliyə görə su ilə reaksiya verir:

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

Əgər yanan bir kibrit dar bir dəlikdən çıxan hidrogen axınına gətirilərsə, hidrogen alovlanır və işıqsız alovla yanır və su əmələ gətirir:

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

Aşağı temperaturda hidrogen və oksigen praktiki olaraq qarşılıqlı təsir göstərmir. Əgər hər iki qazı qarışdırıb qarışığı tərk etsəniz, bir neçə ildən sonra orada su izlərini belə tapa bilməzsiniz.

Aşağı temperaturda hidrogenin oksigenlə qarşılıqlı təsirinin aşağı sürəti bu reaksiyanın yüksək aktivləşmə enerjisi ilə bağlıdır. Hidrogen və oksigen molekulları çox güclüdür; otaq temperaturunda onların arasında toqquşmaların böyük əksəriyyəti təsirsizdir. Yalnız yüksək temperaturda, toqquşan molekulların kinetik enerjisi böyük olduqda, molekulların bəzi toqquşmaları təsirli olur və aktiv mərkəzlərin yaranmasına səbəb olur.

Yüksək temperaturda hidrogen əksər metal oksidləri də daxil olmaqla bir çox birləşmədən oksigeni ala bilir. Məsələn, hidrogen qızdırılan mis oksidin üzərindən keçirsə, mis azalır:

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

Atom hidrogen: Yüksək temperaturda hidrogen molekulları atomlara parçalanır:

H 2<=>2H.

Bu reaksiya, məsələn, volfram teli yüksək dərəcədə seyrək hidrogen atmosferində cərəyanla qızdırmaqla həyata keçirilə bilər. Reaksiya geri çevrilir və temperatur nə qədər yüksək olarsa, tarazlıq bir o qədər sağa doğru sürüşür.

Atom hidrogeni də təxminən 70 Pa təzyiq altında olan molekulyar hidrogenə sakit elektrik boşalmasının təsiri ilə əldə edilir. Bu şəraitdə əmələ gələn hidrogen atomları dərhal molekullara birləşmir ki, bu da onların xassələrini öyrənməyə imkan verir.

Hidrogen atomlara parçalandıqda çox miqdarda istilik udulur:

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

Buradan aydın olur ki, hidrogen atomları onun molekullarından qat-qat aktiv olmalıdır. Molekulyar hidrogenin hər hansı reaksiyaya girməsi üçün molekullar atomlara parçalanmalıdır və bunun üçün böyük miqdarda enerji sərf edilməlidir. Atom hidrogeninin reaksiyalarında belə bir enerji sərfi tələb olunmur.

Həqiqətən, hətta otaq temperaturunda atom hidrogen bir çox metal oksidlərini azaldır və birbaşa kükürd, azot və fosforla birləşir; oksigenlə hidrogen peroksid əmələ gətirir.

Hidrogen peroksid.

Hidrogen peroksid (peroksid) rəngsiz şərbətli mayedir. Bu, partlama ilə suya və oksigenə parçalana bilən çox kövrək bir maddədir və çox miqdarda istilik ayrılır:

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

Hidrogen peroksidin sulu məhlulları daha sabitdir; sərin yerdə onlar kifayət qədər uzun müddət saxlanıla bilər.

Hidrogenin yanması zamanı ara məhsul kimi hidrogen peroksid əmələ gəlir, lakin hidrogen alovunun yüksək temperaturu səbəbindən dərhal suya və oksigenə parçalanır. Bununla belə, hidrogen alovu bir buz parçasına yönəldilirsə, yaranan suda hidrogen peroksidin izləri tapıla bilər.

Hidrogen peroksid atom hidrogeninin oksigenə təsiri ilə də əldə edilir.

Hidrogen peroksiddə hidrogen atomları oksigen atomlarına kovalent şəkildə bağlanır, onların arasında sadə bir əlaqə də yaranır. Hidrogen peroksidin strukturu aşağıdakı kimi ifadə edilə bilər struktur formulu: AMMA O.

H 2 0 2 molekulları əhəmiyyətli qütblüdür, bu da onların məkan quruluşunun nəticəsidir.

Hidrogen peroksid duzlar əmələ gətirmək üçün bəzi əsaslarla birbaşa reaksiya verir. Beləliklə, hidrogen peroksidin barium hidroksidinin sulu məhluluna təsiri altında hidrogen peroksidin barium duzunun çöküntüsü çökür:

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

Hidrogen peroksidin duzlarına peroksidlər və ya peroksidlər deyilir. Onlar müsbət yüklü metal ionlarından və mənfi yüklü O 2- ionlarından ibarətdir. Hidrogen peroksiddə oksigenin oksidləşmə vəziyyəti -1-dir, buna görə də hidrogen peroksid həm oksidləşdirici, həm də reduksiyaedici xüsusiyyətlərə malikdir, yəni redoks ikiliyi nümayiş etdirir. Buna baxmayaraq, oksidləşdirici xüsusiyyətlər elektrokimyəvi sistemin standart potensialı olduğundan daha çox xarakterikdir

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

H 2 0 2-nin oksidləşdirici agent kimi xidmət etdiyi reaksiyalara misal olaraq kalium nitritin oksidləşməsini göstərmək olar.

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

və yodun kalium yodiddən təcrid edilməsi:

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

Hidrogen peroksidin azaldılması qabiliyyətinə misal olaraq, H 2 0 2 gümüş oksidi (I) ilə qarşılıqlı təsir reaksiyalarını qeyd edirik.

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