Кисень – характеристика елемента, поширеність у природі, фізичні та хімічні властивості, одержання. Порівняльна характеристика фтору та хлору Загальна характеристика елемента

Кисень Омає атомний номер 8, розташований у головній підгрупі (підгрупі а) VIгрупі, у другому періоді. В атомах кисню валентні електрони розміщуються на 2-му енергетичному рівні, що має тільки s- І p-орбіталі. Це виключає можливість переходу атомів в збуджений стан, тому кисень у всіх сполуках виявляє постійну валентність, рівну II. Маючи високу електронегативність, атоми кисню завжди у з'єднаннях заряджені негативно (с.о. = -2 або -1). Виняток – фториди OF 2 та O 2 F 2 .

Для кисню відомі ступеня окиснення -2, -1, +1, +2

Загальна характеристика елемента

Кисень – найпоширеніший елемент Землі, з його частку доводиться трохи менше половини, 49 % від загальної маси земної кори. Природний кисень складається з 3 стабільних ізотопів 16 О, 17 О і 18 О (переважає 16 О). Кисень входить до складу атмосфери (20,9 % за обсягом, 23,2 за масою), до складу води та понад 1400 мінералів: кремнезему, силікатів та алюмосилікатів, мармурів, базальтів, гематиту та інших мінералів та гірських порід. Кисень становить 50-85% маси тканин рослин і тварин, тому що міститься в білках, жирах та вуглеводах, з яких складаються живі організми. Загальновідома роль кисню для дихання, процесів окислення.

Кисень порівняно мало розчинний у воді – 5 об'ємів у 100 об'ємах води. Проте, якби весь розчинений у воді кисень перейшов у атмосферу, він зайняв би величезний обсяг – 10 млн км 3 (н.у). Це приблизно 1% всього кисню в атмосфері. Освіта землі кисневої атмосфери обумовлено процесами фотосинтезу.

Відкритий шведом К. Шееле (1771 – 1772 р.р) та англійцем Дж. Прістлі (1774р.). Перший використовував нагрівання селітри, другий – оксид ртуті (+2). Назву дав А.Лавуазьє («оксигеніум» - «що породжує кислоти»).

У вільному вигляді існує у двох алотропних модифікаціях – «звичайного» кисню О 2 та озону О 3 .

Будова молекули озону

3О 2 = 2О 3 - 285 кДж
Озон у стратосфері утворює тонкий шар, який поглинає більшу частину біологічно шкідливого ультрафіолетового випромінювання.
При зберіганні озон мимовільно перетворюється на кисень. Хімічно кисень Про 2 менш активний, ніж озон. Електронегативність кисню 3,5.

Фізичні властивості кисню

O 2 - газ без кольору, запаху та смаку, т.пл. -218,7 ° С, т.кип. -182,96 ° С, парамагнітний.

Рідкий O2 блакитного, твердий – синього кольору. O 2 розчинний у воді (краще азот і водень).

Одержання кисню

1. Промисловий спосіб - перегонка рідкого повітря та електроліз води:

2Н 2 О → 2Н 2 + О 2

2. У лабораторії кисень одержують:
1.Електролізом лужних водних розчинів або водних розчинів кисневмісних солей (Na 2 SO 4 та ін.)

2. Термічним розкладанням перманганату калію KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2 ,

Бертолетової солі KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (каталізатор MnO 2)

Оксиду марганцю (+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),

Пероксид барію BaO 2:
2BaO 2 = 2BaO + O 2

3. Розкладання пероксиду водню:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (каталізатор MnO 2)

4. Розкладання нітратів:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

На космічних кораблях і підводних човнах кисень одержують із суміші K 2 O 2 і K 2 O 4:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

Сумарно:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3О 2

Коли використовують K 2 O 2 то сумарна реакція виглядає так:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Якщо змішати K 2 O 2 і K 2 O 4 в рівномолярних (тобто еквімолярних) кількостях, то на 1 моль поглиненого 2 виділиться один моль О 2.

Хімічні властивості кисню

Кисень підтримує горіння. Горіння - б гострий процес окислення речовини, що супроводжується виділенням великої кількості теплоти та світла. Щоб довести, що в склянці знаходиться кисень, а не якийсь інший газ, треба в склянку опустити лучину, що тліє. У кисні тліюча лучинка яскраво спалахує. Горіння різних речовин на повітрі – це окиснювально-відновний процес, в якому окислювачем є кисень. Окислювачі - це речовини, що «відбирають» електрони у речовин-відновників. Хороші окисні властивості кисню можна легко пояснити будовою зовнішньої електронної оболонки.

Валентна оболонка кисню розташована на 2-му рівні відносно близько до ядра. Тому ядро сильно притягує електрони. На валентній оболонці кисню 2s 2 2p 4перебуває 6 електронів. Отже, до октету бракує двох електронів, які кисень прагне прийняти з електронних оболонок інших елементів, вступаючи з ними реакції як окислювача.

Кисень має другу (після фтору) електронегативність у шкалі Полінга. Тому в переважній більшості своїх сполук з іншими елементами кисень має негативнуступінь окислення. Більш сильним окислювачем, ніж кисень, є його сусід за періодом – фтор. Тому сполуки кисню з фтором – єдині, де кисень має позитивний ступіньокиснення.

Отже, кисень – другий за силою окисник серед усіх елементів Періодичної системи. Із цим пов'язана більшість його найважливіших хімічних властивостей.
З киснем реагують всі елементи, крім Au, Pt, He, Ne та Ar, у всіх реакціях (крім взаємодії з фтором) кисень - окисник.

Кисень легко реагує з лужними та лужноземельними металами:

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

Дрібний порошок заліза (так званого пірофорного заліза) самозаймається на повітрі, утворюючи Fe 2 O 3 а сталевий дріт горить у кисні, якщо її заздалегідь розжарити:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

З неметалами (сірою, графітом, воднем, фосфором та ін.) кисень реагує при нагріванні:

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 і т.д

Майже всі реакції за участю кисню O 2 екзотермічні, за рідкісним винятком, наприклад:

N 2 + O 2 → 2NO – Q

Ця реакція протікає при температурі вище 1200 o C або електричному розряді.

Кисень здатний окислити складні речовини, наприклад:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (надлишок кисню),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (недолік кисню),

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (у присутності каталізатора Pt),

CH 4 (метан) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Відомі сполуки, що містять катіон діоксигеніла O 2 + , наприклад, O 2 + - (Успішний синтез цієї сполуки спонукав Н. Бартлетта спробувати отримати з'єднання інертних газів).

Озон

Озон хімічно активніший, ніж кисень O 2 . Так, озон окислює іодид - іони I - у розчині Kl:

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

Озон сильно отруйний, його отруйні властивості сильніші, ніж, наприклад, у сірководню. Однак у природі озон, що міститься у високих шарах атмосфери, виконує роль захисника всього живого Землі від згубного ультрафіолетового випромінювання сонця. Тонкий озоновий шар поглинає це випромінювання і воно не досягає поверхні Землі. Спостерігаються значні коливання в товщині та протяжності цього шару з часом (так звані озонові дірки) причини таких коливань наразі не з'ясовані.

Застосування кисню O 2: для інтенсифікації процесів отримання чавуну та сталі, при виплавці кольорових металів, як окислювач у різних хімічних виробництвах, для життєзабезпечення на підводних кораблях, як окислювач ракетного палива (рідкий кисень), в медицині, при зварюванні та різанні металів.

Застосування озону Про 3:для знезараження питної води, стічних вод, повітря, відбілювання тканин.

Контрольні роботи з хімії 9 клас

Підсумкова контрольна робота з хімії 9 клас

Варіант підготувала Субханова Г.Р.

Варіант 1

Елементи азот та фтор мають однакове

1) загальна кількість електронів

2) кількість завершених енергетичних рівнів

3) кількість електронів на зовнішньому рівні

4) число протонів у ядрі

Відповідь:

У ряді хімічних елементів B→C→N

1) зменшується заряд ядер атомів

2) зростають кислотні властивості гідроксидів, що утворюються.

3) збільшується кількість електронних рівнів

4) збільшується електронегативність

5) зростає атомний радіус

Відповідь:

Одинаковий вид хімічного зв'язку мають

1) сульфат калію та оксид азоту (I)

2) бромоводень та оксид алюмінію

3) мідь та хлорид натрію

4) кисень та кремній

Відповідь:

При взаємодії з якою із зазначених речовин водень є окислювачем?

1) кисень

Відповідь:

Взаємодія алюмінію з оксидом заліза(III) відноситься до реакцій

1) з'єднання, окиснювально-відновним

2) обміну, екзотермічної

3) окисно-відновлювальним, заміщення

4) нейтралізації, ендотермічної

Відповідь:

Найбільше катіонів утворюється при повній дисоціації 1 моль

1) фосфату калію

2) нітрату натрію

3) сульфату міді(II)

4) хлориду заліза(III)

Відповідь:

Як розчин сульфату натрію, так і розчин карбонату натрію взаємодіє з

1) фосфатом алюмінію

2) гідроксидом цинку

3) хлоридом барію

4) азотною кислотою

Відповідь:

Оксид заліза(III) реагує з

1) гідроксидом алюмінію

2) хлоридом магнію

3) азотною кислотою

4) оксидом алюмінію

Відповідь:

Для ацетилену вірні такі твердження:

1) молекула складається з двох атомів вуглецю та двох атомів водню

2) є граничним вуглеводнем

3) атоми вуглецю в молекулі з'єднані подвійним зв'язком

4) вступає у реакції з хлором

5) при розкладанні утворюється вуглекислий газ та водень

Відповідь:

Встановіть відповідність між формулою речовини та реагентами, з кожним з яких вона може взаємодіяти.

ФОРМУЛА РЕЧОВИНИ РЕАГЕНТИ

А) H 2 1) CuO, N 2

Б) HBr 2) NO 2 , Na 2 SO 4

В) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Відповідь:

Дана схема перетворень: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Напишіть молекулярні рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити вказані перетворення

Рішення:

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

Після пропускання через розчин гідроксиду калію 224 л сірчистого газу (н. у.) отримали 2528 г розчину сульфіту калію. Обчисліть масову частку солі отриманому розчині.

Рішення:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Розрахуємо масу та кількість речовини сульфіту калію, отриманого в результаті реакції:

По рівнянню реакціїn(SO 2 ) = n(K 2 SO 3 ) = 0.1 моль

m(K 2 SO 3) = n(K 2 SO 3)*M(K 2 SO 3) = 0.1моль * 158 г/ моль = 15.8 г

3) Визначимо масову часткусульфіту калію в розчині:

Відповідь: 6.25%

Варіант 2

В атомі елемента два енергетичні рівні заповнені електронами, а третьому знаходяться 6 електронів. Який це елемент?

1) кремній

2) вуглець

3) кисень

Відповідь

У ряді хімічних елементівBe→Mg→Ca

1) зменшується вищий ступінь окиснення

2) збільшується атомний радіус

3) збільшується значення електронегативності

4) посилюються основні властивості гідроксидів, що утворюються.

5) зменшується кількість електронів на зовнішньому рівні

Відповідь:

Хімічний зв'язок у молекуліхлориду амонію

1) ковалентна неполярна

2) ковалентна полярна

4) воднева

Відповідь:

Вуглець вступає в реакцію заміщення з

1) оксидом заліза(III)

2) киснем

4) сірчаною кислотою

Відповідь:

Рішення:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4 утворення осаду блакитного кольору

Відповідь:

Рішення:

Азотна кислота відноситься до сильним кислотам. тому у водному розчині повністю дисоціює на іони.

Відповідь:

Рішення:
З водою за кімнатної температури вступають у реакцію активні метали

Відповідь:

Рішення:

З нітратом срібла реагує хлорид амонію та сульфат барію, з них з гідроксидом кальцію лише хлорид амонію.

Відповідь:

Рішення:

Етилен - ненасичений вуглеводень (алкен), що містить подвійний зв'язок, тому він може вступати в реакцію полімеризації.C 2 H 4 M = 28г/моль

Рішення:

Магній:Mg + I 2 = MgI 2

Mg + CuCl 2 = MgCl 2 + Cu

Оксид сірки(VI) -кислотний оксид:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

ZnBr 2 –сіль:ZnBr2+Cl2=ZnCl2+Br2

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

А	Б	В
1	2	4

Встановіть відповідність між газоподібною речовиною та лабораторним способом її розпізнавання. До кожного елемента першого стовпця підберіть відповідний елемент другого стовпця.

Запишіть у відповідь цифри, розташувавши їх у порядку, що відповідає буквам:

Дана схема перетворень: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Напишіть молекулярні рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити вказані перетворення.

Рішення:

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

При взаємодії надлишку розчину карбонату калію з 10% розчином нітрату барію випало 1,97 г осаду. Визначити масу взятого досліду розчину нітрату барію.

Рішення:

1) Складемо рівняння реакції:

K 2 CO 3 + Ba(NO 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 KNO 3

2) Розрахуємо кількість речовини карбонату барію, отриманого в результаті реакції:

По рівнянню реакціїn(BaCO 3 ) = n(Ba(NO 3 ) 2 = 0.01 моль

m(Ba(NO 3) 2) = n(Ba(NO 3) 2) * M((Ba(NO 3) 2) = 0.01моль * 261 г/ моль = 2.61 г

3) Визначимо масу розчину (Ba(NO 3 ) 2):

Відповідь: 26.1г

Усі хімічні елементи залежно від будови та властивостей атомів поділяють на метали, неметали та благородні гази. Також на метали та неметали класифікують утворювані елементами прості речовини, виходячи з їх фізичних та хімічних властивостей. З металами ви познайомилися у попередньому розділі. Тепер перейдемо до розгляду неметалів.

Саме слово «неметали» вказує, що властивості елементів-неметалів та відповідних їм простих речовин протилежні властивостям металів.

Якщо для атомів металів характерні порівняно великі радіуси та невелика кількість електронів (1-3) на зовнішньому рівні, атомам неметалів, навпаки, властиві невеликі радіуси атомів та число електронів на зовнішньому енергетичному рівні від 4 до 8 (біля цих електронів 3, але атоми цього елемента мають невеликий радіус). Звідси й прагнення атомів металів до віддачі зовнішніх електронів, т. е. відновлювальні властивості, а атомів неметалів - прагнення прийому електронів, що відсутні до заповітної вісімки, тобто окисні властивості. Ці властивості характеризуються положенням неметалів у ряді електронегативності. Так, фтор виявляє лише окисні властивості, а кисень - відновлювальні властивості виключно стосовно фтору тощо.

Серед 114 відомих сьогодні хімічних елементів (з них 92 елементи знайдені в природі) до неметалів відносять 22 елементи. Про розташування металів і неметалів у Періодичній системі Д. І. Менделєєва ми вже розповідали у попередньому розділі. Тут ще раз зазначимо, що у Періодичній системі Д. І. Менделєєва метали розташовані в основному під діагоналлю В-At, а неметали – по цій діагоналі і над нею в головних підгрупах (рис. 71).

Рис. 71.
Положення хімічних елементів-неметалів (відзначені червоним кольором) у Періодичній системі Д. І. Менделєєва

Властивості простих речовин, що утворюються неметалами, відрізняються великою різноманітністю. Хоча порівняно з металами неметалів набагато менше, їм важко виділити загальні характерні ознаки.

Судіть самі: водень Н 2 , кисень O 2 і озон O 2 , фтор F 2 , хлор Сl 2 , азот N 2 - гази за звичайних умов, бром Вr 2 - рідина, а бор, вуглець (алмаз та графіт), кремній, фосфор (червоний та білий), сірка (пластична та ромбічна), селен, телур, йод I 2 , астат – тверді речовини.

Якщо для переважної більшості металів характерний сріблясто-білий колір, то фарбування неметалів - простих речовин охоплює всі кольори спектру: червоний (червоний фосфор, червоно-бурий рідкий бром), жовтий (сірка), зелений (хлор - жовто-зелений газ), фіолетовий (Пари йоду).

Температури плавлення неметалів лежать у дуже широкому інтервалі: від 3800 ° С у графіту до -259 ° С у водню. Ця особливість властивостей неметалів є наслідком утворення ними двох типів кристалічних ґрат: молекулярної (O 2 , O 2 , N 2 , галогени, білий фосфор та ін.) та атомної (алмаз, графіт, кремній, бор та ін.). Різною будовою кристалічних ґрат пояснюється і явище алотропії (згадайте, що це таке). Наприклад, елемент фосфор утворює просту речовину з молекулярною кристалічною решіткою - білий фосфор, молекули якого мають склад Р 4 і проста речовина з атомною кристалічною решіткою - червоний фосфор Р.

Друга причина алотропії пов'язана з різним числом атомів у молекулах простих речовин. Типовий приклад - прості речовини, що утворюються киснем: кисень O 2 та озон O 3 .

На відміну від безбарвного кисню O 2 не має запаху, озон - це світло-синій газ з сильним запахом.

Ви вже знаєте з курсу минулого року, що домішка озону у повітрі, що з'являється після грози, дає відчуття приємної свіжості; міститься озон і в повітрі соснових лісів та морського узбережжя.

У природі озон утворюється при електричних розрядах чи окисленні органічних смолистих речовин, і навіть при дії ультрафіолетових променів на кисень. У лабораторії його одержують у спеціальних приладах - озонаторах (рис. 72) при дії на кисень тихим (без іскор) електричним розрядом.

Рис. 72.
Озонатор

Озон - набагато сильніший окисник, ніж кисень. На сильній окисній здатності озону засновано його застосування: відбілювання тканин, дезодорування (видалення запаху) жирів та масел, знезараження повітря та питної води.

Озон має дуже велике значення для збереження всього живого на планеті. Нагадаємо, що озоновий шар Землі (рис. 73), розташований на висоті 20-25 км, затримує ультрафіолетове випромінювання, яке руйнівно діє на клітини живих організмів. Тому зрозуміло, наскільки важливо зберегти цей дуже чутливий до дії різних хімічних речовин «озоновий щит» планети від руйнування.

Рис. 73.
Озоновий шар Землі

Озон відносять до змінних складових повітря. Ще наприкінці XVIII ст. А. Лавуазьє встановив, що повітря - це не проста речовина, а суміш газоподібних неметалів: азоту N 2 (на його частку припадає 4/5 об'єму повітря) та кисню O 2 (з об'ємною часткою 1/5). Надалі уявлення про склад повітря було уточнено. В даний час розрізняють постійні, змінні та випадкові складові частини повітря.

Постійні складові повітря - це азот, кисень і благородні гази (аргон, гелій, неон тощо). Зміст їх у тропосфері однаковий (табл. 6).

Таблиця 6
Склад повітря

Змінні складові повітря - це вуглекислий газ (близько 0,03% за обсягом), водяні пари і озон (близько 0,00004% за обсягом). Зміст може сильно змінюватися залежно від природних і промислових умов.

До випадкових складових частин повітря відносять пил, мікроорганізми, пилок рослин, деякі гази, у тому числі й ті, що утворюють кислотні дощі: оксиди сірки, азоту та ін.

Повітря, вільне від змінних і випадкових складових частин, прозоре, позбавлене кольору, смаку і запаху, 1 л його при н. у. має масу 1,29 г. Молярна маса повітря об'ємом 22,4 л (1 моль) дорівнює 29 г/моль.

Повітря - це океан із газів, на дні якого живуть люди, тварини та рослини. Він необхідний для дихання та фотосинтезу. Розчинений у воді кисень повітря служить дихання жителів водного середовища (риб, водних рослин).

Велика роль повітря в процесах вивітрювання (руйнування) гірських порід та для ґрунтоутворення (рис. 74). Під дією повітря та бактерій мінералізуються органічні залишки - віджили органічні речовиниперетворюються на мінеральні сполуки і знову засвоюються рослинами.

Рис. 74.
В результаті вивітрювання утворюються скелі химерної форми

З рідкого повітря одержують азот, аргон і кисень, використовуючи різні температури їхнього кипіння (рис. 75). При перегонці зрідженого повітря першим випаровується азот.

Рис. 75.
Перегонка рідкого повітря:
а – схема процесу; в - промислове встановлення

Нові слова та поняття

Елементи-метали та елементи-неметали. Будова атомів неметалів.
Прості речовини – метали та прості речовини – неметали.
Алотропія. Кисень та озон.
Склад повітря.

Завдання для самостійної роботи

Визначте, у скільки разів важчий (легший) повітря кисень, вуглекислий газ, водень, тобто визначте відносну щільність цих газів повітрям (D пов.).
Знаючи об'ємний склад повітря, знайдіть кількість речовини кожного газу: азоту та кисню у 100 л повітря за н. у.
Визначте число молекул: а) кисню; б) азоту, які у 22,4 л повітря за н. у.
Обчисліть об'єм повітря (н. у.), який знадобиться для спалювання 20 м 3 сірководню, якщо при цьому утворюються вода та оксид сірки (IV). Обчисліть масу цього повітря.
Підготуйте повідомлення про застосування кисню.
Що таке озонові дірки? Як запобігти їх появі?

Вхідні до головної підгрупи VII групи елементи фтор, хлор, бром, йод та астат називаються галогенами. Ця назва, яка буквально означає «соленароджуючі», елементи отримали за здатність взаємодіяти з металами з утворенням типових солей, наприклад, хлориду натрію NaCl.

На зовнішній електронній оболонці атомів галогенів містяться сім електронів – два на s- та п'ять на р-орбіталях (ns2np5). Галогени мають значну спорідненість до електрона. їх атоми легко приєднують електрон, утворюючи однозарядні негативні іони, що мають електронну структуру відповідного благородного газу (ns2np6). Схильність до приєднання електронів характеризує галоген як типові неметали. Аналогічна будова зовнішньої електронної оболонки обумовлює велику подібність галогенів один з одним, що виявляється як у їх хімічних властивостях, так і в типах та властивостях утворених ними сполук. Але, як свідчить зіставлення властивостей галогенів, з-поміж них є й суттєві відмінності.

З підвищенням порядкового номера елементів у ряді F - At збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалеві властивості та окислювальна здатність елементів.

На відміну від інших галогенів, фтор у своїх сполуках завжди знаходиться в ступені окислення -1, оскільки серед усіх елементів він має найвищу електронегативність. Інші галогени виявляють різні ступені окислення від -1 до +7.

За винятком деяких оксидів, які будуть розглянуті нижче, всі сполуки галогенів відповідають непарним ступеням окиснення. Така закономірність обумовлена можливістю послідовного збудження спарених електронів в атомах Cl, Вг, I та At на d-підрівень, що призводить до збільшення кількості електронів, що беруть участь в освіті ковалентних зв'язків, до 3, 5 чи 7.

Молекули простих речовин, що утворюються атомами галогенів, є двоатомними. Зі збільшенням у ряді F, Cl, Br, I, At радіусу атомів зростає поляризуваність молекул. В результаті посилюється міжмолекулярна дисперсійна взаємодія, що зумовлює зростання температур плавлення та кипіння галогенів.

У ряді Сl 2 - Вr 2 -I 2 міцність зв'язку між атомами молекули поступово зменшується. Зменшення міцності зв'язку в молекулах галогенів проявляється у падінні їхньої стійкості до нагрівання. Фтор випадає із загальної закономірності: міцність зв'язку між атомами у його молекулі менше, а ступінь термічної дисоціації молекул вище, ніж у хлору. Такі аномальні властивості фтору можна пояснити відсутністю d-подоболочки у зовнішній електронній оболонці атома. У молекулі хлору та інших галогенів є вільні d-орбіталі, тому між атомами має місце додаткова донорно-акцепторна взаємодія, що зміцнює зв'язок.

При утворенні молекули F 2 зниження енергії електронів досягається за рахунок взаємодії 2р-АТ з неспареними електронамиатомів фтору (система 1+1). Інші p-АТ неподілених електронних пар можна вважати такими, що не беруть участь в утворенні хімічного зв'язку. Хімічний зв'язок у молекулі Сl 2 крім аналогічного взаємодії валентних Зр-АТ атомів хлору (система 1+1), також утворюється за рахунок взаємодій Зр-АТ неподіленої електронної пари одного атома хлору з вакантної 3d-АТ іншого (системи 2 +0). В результаті порядок зв'язку в молекулі С1 2 більше, ніж у молекулі F 2 а хімічний зв'язок - міцніше.

Галогени, внаслідок їх великої хімічної активності, знаходяться у природі виключно у зв'язаному стані – головним чином у вигляді солей галогеноводородних кислот.

Фторзустрічається в природі найчастіше у вигляді мінералу плавикового шпату СаF2.

Найважливішим природним з'єднанням хлорує хлорид натрію (кухонна сіль) NaCl, який є основною сировиною для отримання інших сполук хлору.

Всі галогени мають дуже різкий запах. Вдихання їх навіть у невеликих кількостях викликає сильне подразнення дихальних шляхів та запалення слизових оболонок. Значніші кількості галогенів можуть спричинити тяжке отруєння.

Галогени порівняно мало розчинні у воді. Один об'єм води розчиняє за кімнатної температури близько 2,5 об'ємів хлору . Розчин цей називається хлорною водою.

Фторне може бути розчинений у воді, тому що енергійно розкладає її:

2F 2 + 2Н 2 0 = 4HF + 0 2

Фтор та хлорз багатьма органічними розчинниками інтенсивно реагують: сірковуглецю, етиловому спирті, діетиловому ефірі, хлороформ, бензол.

Хімічні характеристики галогенів.

Вільні галогени виявляють надзвичайно високу хімічну активність. Вони вступають у взаємодію майже з усіма простими речовинами. Особливо швидко та з виділенням великої кількості теплоти протікають реакції з'єднання галогенів з металами.

2Na + С1 2 = 2NaCl.

Мідь, олово та багато інших металів згоряють у хлоріутворюючи відповідні солі. У всіх цих випадках атоми металу віддають електрони, тобто окислюються, а атоми галогенів приєднують електрони, тобто відновлюються. Ця здатність приєднувати електрони, різко виражена в атомів галогенів, є їхньою характерною хімічною властивістю. Отже, галогени – дуже енергійні окисники.

Окислювальні властивості галогенів виявляються також і при взаємодії їх зі складними речовинами. Наведемо кілька прикладів.

1. При пропусканні хлору через розчин хлориду заліза (II) останній окислюється в хлорид заліза (III), внаслідок чого розчин із блідо-зеленого стає жовтим:

2FeCl 2 + С1 2 = 2FeCl 3

Хімічна активність фторувинятково висока. Лужні метали, свинець, залізо спалахують в атмосфері фтору при кімнатній температурі. На деякі метали (Al, Fe, Ni. Cu, Zn) фтор на холоді не діє, оскільки на поверхні утворюється захисний шар фториду. Однак при нагріванні фтор реагує з усіма металами, у тому числі із золотом та платиною.

З багатьма неметалами (водень, йод, бром, сірка, фосфор, миш'як, сурма, вуглець, кремній, бір) фтор взаємодіє на холоді: реакції протікають із вибухом або з утворенням полум'я:

Н2(г) + F2(г) = 2HF(г)

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

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

При нагріванні з фтором з'єднуються хлор, криптон та ксенон, наприклад: Хе(г) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Безпосередньо фтор не реагує лише з киснем, азотом та вуглецем (у вигляді алмазу).

Дуже активно протікає взаємодія фтору зі складними речовинами. У його атмосфері горять такі стійкі речовини, як скло (у вигляді вати) та водяна пара:

Si0 2 (к) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r) + 0 2 (г)

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

Вільний хлор теж виявляє дуже високу хімічну активність, хоч і меншу, ніж фтор. Він безпосередньо взаємодіє з усіма простими речовинами, за винятком кисню, азоту і благородних газів. Такі неметали, як фосфор, миш'як, сурма і кремній, вже за низької температури реагують з хлором; при цьому виділяється велика кількість теплоти. Енергійно протікає взаємодія хлору з активними металами натрієм,калієм, магнієм та ін. При кімнатній температурі без освітлення хлор практично не взаємодіє з воднем, але при нагріванні або на яскравому сонячному світлі реакція протікає ланцюговим механізмом з вибухом.

Отримання.

Фтор, внаслідок своєї високої електронегативності, може бути виділений з сполук тільки шляхом електролізу (розплав складу KF+2HF піддають електролізу. Електроліз ведуть у нікелевій посудині, яка є катодом, а анодом служить вугілля).

Хлоротримують в даний час у великих кількостях шляхом електролізу водних розчинів хлоридів натрію або калію.

У лабораторіях хлор одержують дією різних окислювачів на соляну кислоту.

Мn0 2 + 4НС1 = МnС1 2 + С1 2 + 2Н20.

З'єднання галогенів із воднем.

Хімічний зв'язок у молекулах галогеноводородів - полярна ковалентна: загальна електронна пара зміщена до атома галогену як електронегативнішого. Міцність хімічного зв'язку в молекулах галогеноводородів закономірно падає у ряді HF – НС1 – НВг – HI: це проявляється у зміні ентальпії дисоціації молекул на атоми.

При переході, наприклад, від HF до HI зменшується ступінь перекриття електронних хмар атомів водню і галогену, а область перекриття розташовується на більшій відстані від ядра атома галогену і сильніше екранується збільшеним числом проміжних електронних шарів. Крім того, у ряді F - Cl - Br - I електронегативність атома галогену зменшується. Тому в молекулі HF електронна хмара атома водню зміщується у бік атома галогену найбільшою мірою, а в молекулах НС1, НВг та HI – все менше і менше. Це також призводить до зменшення перекривання електронних хмар, що взаємодіють, і, тим самим, до послаблення зв'язку між атомами.

Галогеноводні дуже добре розчиняються у воді. При 0 °С один об'єм води розчиняє близько 500 об'ємів НС1, 600 обсягів НВг та близько 425 обсягів HI (при 10 °С); фтороводородзмішується з водою у будь-яких співвідношеннях.

Розчинення галогеноводородів супроводжується їх дисоціацією по кислотному типу, причому тільки фтороводороддисоційований порівняно слабо, інші ж належать до найбільш сильних кислот.

Негативні іони галогеноводородів, крім фгорид-іона, мають відновлювальні властивості, що зростають по ряду Cl-, Br_, I-.

Хлорид-іон окислюється ф тором, перманганатом калію, діоксидом марганцю та іншими сильними окислювачами, наприклад:

16НС1 + 2КМп0 4 = 5С1 2 + 2КС1 + 2МnС1 2 + 8Н20.

Розчин фтороводню у воді називається плавиковою кислотою. Ця назва походить від плавикового шпату, з якого зазвичай отримують фтороводород дією концентрованої сірчаної кислоти:

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

Фтороводород реагує з більшістю металів. Однак у багатьох випадках сіль, що утворюється, малорозчинна, внаслідок чого на поверхні металу виникає захисна плівка.

Чудовою властивістю фтороводню та плавикової кислоти є їх здатність взаємодіяти з діоксидом кремнію Si0 2 , що входять до складу скла; в результаті утворюється газоподібний фторид кремнію SiF 4:

Si02+4HF = SiF4+2Н20.

Соляна кислотавиходить розчиненням у воді хлороводню. В даний час основним способом промислового одержання хлороводню є процес синтезу його з водню та хлору:

Н 2 (г) + С1 2 (Г) = 2НС1(Г),

Великі кількості НСl отримують також як побічний продукт хлорування органічних сполукзгідно зі схемою

RH + С1 2 = RC1 + НС1,

Галогени утворюють ряд сполук з киснем. Однак ці сполуки нестійкі, не виходять при безпосередньому взаємодії галогенів з киснем, лише непрямим шляхом. Такі особливості кисневих сполук галогенів узгоджуються з тим, що майже всі вони характеризуються позитивними значеннями стандартної енергії Гіббса освіти.

З кисневмісних сполук галогенів найбільш стійкі солі кисневих кислот, найменш - оксиди та кислоти. У всіх кисневмісних сполуках галогени, крім фтору, виявляють позитивний ступінь окиснення, що досягає семи.

Фторид кисню OF 2 можна отримати пропусканням фтору в охолоджений 2% розчин NaOH. Реакція йде відповідно до рівняння:

2F 2 + 2NaOH = 2NaF + Н 2 0 + OF 2

Як уже вказувалося, кисневі сполуки хлоруможуть бути отримані лише непрямими методами. Розгляд шляхів їх утворення почнемо з процесу гідролізу хлору, тобто з оборотної реакції між хлором і водою

С1 2 (р) + Н 2 0 (Ж)<->НС1(Р) + HClO(р)

в результаті якої утворюються соляна кислота та хлорноватиста кислота НОС1.

Квиток 16

Хімія водню

Водень має три ізотопи: протий, дейтерій, або D, і тритій, або Т. Їх масові числа дорівнюють 1, 2 і 3. Протий і дейтерій стабільні, тритій – радіоактивний.

Молекула водню і двох атомів.

Водень у вільному стані зустрічається на Землі лише у незначних кількостях. Іноді він виділяється разом з іншими газами при вулканічних виверженнях, а також із свердловин при добуванні нафти.Але як сполук водень дуже поширений.

У промисловості водень отримують головним чином із газу. Цей газ, що складається в основному з метану, змішують з водяною парою та з киснем. При нагріванні суміші газів до 800-900° З у присутності каталізатора відбувається реакція, яку схематично можна зобразити рівнянням:

2СН 4 + 0 2 + 2Н 2 0 = 2С0 2 + 6Н2.

У лабораторіях водень отримують переважно електролізом водних розчинів NaOH або КОН концентрація цих розчинів вибирається такою, що відповідає їх максимальній електричній провідності. Електроди зазвичай виготовляють із листового нікелю. Цей метал не піддається корозії у розчинах лугів, навіть будучи анодом. У разі потреби водень, що отримується, очищають від парів води і від слідів кисню. З інших лабораторних методів найбільш поширений метод виділення водню із розчинів сірчаної чи соляної кислот дією на них цинку.

Властивості та застосування водню.

Водень - безбарвний газ, що не має запаху. У воді водень розчинний дуже мало, але в деяких металах, наприклад, у нікелі, паладії, платині, розчиняється у значних кількостях.

З розчинністю водню у металах пов'язана його здатність дифундувати через метали. Крім того, будучи найлегшим газом, водень має найбільшу швидкість дифузії: його молекули швидше молекул всіх інших газів поширюються в середовищі іншої речовини і проходять через різного роду перегородки. Особливо велика його здатність до дифузії при підвищеному тиску та високих температурах.

Хімічні властивості водню значною мірою визначаються здатністю його атома віддавати єдиний наявний у нього електрон і перетворюватися на позитивно заряджений іон. При цьому проявляється особливість атома водню, що відрізняє його від атомів решти всіх елементів: відсутність проміжних електронів між валентним електроном і ядром.

Іон водню, що утворюється в результаті втрати атомом водню електрона, є протоном, розмір якого на кілька порядків менше розміру катіонів всіх інших елементів. Тому поляризуюча дія протона дуже велика, внаслідок чого водень не здатний утворювати іонних сполук, у яких він виступав би як катіон. Його сполуки навіть з найбільш активними неметалами, наприклад з фтором, є речовинами з полярним ковалентним зв'язком.

Атом водню здатний як віддавати, а й приєднувати один електрон. У цьому утворюється негативно заряджений іон водню з електронною оболонкою атома гелію. У вигляді таких іонів водень перебуває у з'єднаннях із деякими активними металами. Таким чином, водень має подвійну хімічну природувиявляючи як окисну, так і відновлювальну здатність. У більшості реакцій він виступає як відновник, утворюючи сполуки, в яких ступінь його окиснення дорівнює +1. Але в реакціях з активними металами він виступає як окислювач: ступінь окислення його в з'єднаннях з металами дорівнює -1.

Таким чином, віддаючи один електрон, водень виявляє подібність до металів першої групи періодичної системи, а приєднуючи електрон. - з неметалами сьомої групи. Тому водень у періодичній системі зазвичай поміщають або у першій групі і в той же час у дужках у сьомій, або у сьомій групі та у дужках у першій.

З'єднання водню з металами називаються гідридами.

Гідриди лужних та лужноземельних металівє солі. т. е. хімічна зв'язок між металом і воднем у яких іонна. При дії на них води протікає окисно-відновна реакція, в якій гідрид-іон Н - виступає як відновник, а водень води - як окислювач:

Н - - е ~ = Н 0; Н20 + е - = Н ° + ВІН -.

В результаті реакції утворюються водень та основа. Наприклад, гідрид кальцію реагує з водою відповідно до рівняння:

СаН 2 + 2Н 2 0 = 2H 2 + Са(ОН) 2 .

Якщо до струменя водню, що виходить з якого-небудь вузького отвору, піднести запалений сірник, то водень спалахує і горить полум'ям, що не світиться, утворюючи воду:

2Н2 + 02 = 2Н20.

За низьких температур водень з киснем практично не взаємодіють. Якщо змішати обидва гази і залишити суміш, то через кілька років у ній не можна виявити навіть ознак води.

Мала швидкість взаємодії водню з киснем за низьких температур обумовлена високою енергією активації цієї реакції. Молекули водню та кисню дуже міцні; переважна більшість зіткнень між ними за кімнатної температури виявляються неефективними. Лише при підвищених температурах, коли кінетична енергія стикаються молекул робиться великою, деякі зіткнення молекул стають ефективними і призводять до утворення активних центрів.

При високій температурі водень може забирати кисень від багатьох сполук, у тому числі від більшості оксидів металів. Наприклад, якщо пропускати водень над розжареним оксидом міді, відбувається відновлення міді:

СіО + Н2 = Сu + Н20.

Атомарний водень:За високої температури молекули водню дисоціюють на атоми:

Н 2<=>2Н.

Здійснити цю реакцію можна, наприклад, розжарюючи струмом вольфрамову тяганину в атмосфері сильно розрідженого водню. Реакція оборотна, і що вище температура, то сильніше рівновагу зсунуто вправо.

Атомарний водень виходить при дії тихого електричного розряду на молекулярний водень, що під тиском близько 70 Па. Атоми водню, що утворюються за цих умов, не відразу з'єднуються в молекули, що дає можливість вивчити їх властивості.

При розкладанні водню на атоми поглинається велика кількість теплоти:

Н 2(г) = 2Н(Г)

Звідси зрозуміло, що атоми водню повинні бути набагато активнішими за його молекули. Щоб молекулярний водень вступив у якусь реакцію, молекули повинні розпастись на атоми, для чого необхідно витратити велику кількість енергії. При реакціях атомарного водню такої витрати енергії не потрібно.

Дійсно, атомарний водень вже за кімнатної температури відновлює багато оксидів металів, безпосередньо з'єднується з сіркою, азотом і фосфором; з киснем він утворює пероксид водню.

Перекис водню.

Пероксид (перекис) водню є безбарвною сиропоподібною рідиною. Це дуже неміцна речовина, здатна розкладатися з вибухом на воду та кисень, причому виділяється велика кількість теплоти:

2Н 2 0 2(Ж) - 2Н 2 О(ж) + 0 2(Г)

Водні розчини пероксиду водню стійкіші; у прохолодному місці можуть зберігатися досить довго.

Пероксид водню утворюється як проміжний продукт при горінні водню, але через високу температуру водневого полум'я відразу ж розкладається на воду і кисень. Однак якщо направити водневе полум'я на шматок льоду, то у воді, що утворюється, можна виявити сліди пероксиду водню.

Пероксид водню утворюється також при дії атомарного водню на кисень.

У пероксиді водню атоми водню ковалентно пов'язані з атомами кисню, між якими здійснюється простий зв'язок. Будова пероксиду водню можна виразити наступною структурною формулою: АЛЕ ВІН.

Молекули Н 2 0 2 мають значну полярність, що є наслідком їх просторової структури.

З деякими основами пероксид водню реагує безпосередньо утворюючи солі. Так, при дії пероксиду водню на водний розчин гідроксиду барію випадає осад барієвої солі пероксиду водню:

(ОН) 2 + Н 2 0 2 = 0 2 + 2Н 2 0 .

Солі пероксиду водню називаються пероксидами чи перекисами. Вони складаються з позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів О 2- . Ступінь окиснення кисню в пероксиді водню дорівнює - 1, тому пероксид водню має властивості як окислювача, так і відновника, тобто виявляє окисно-відновну двоїстість. Все ж таки для нього більш характерні окисні властивості, так як стандартний потенціал електрохімічної системи

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Як приклади реакцій, у яких Н 2 0 2 служить окислювачем, можна навести окислення нітриту калію

KNO 2 + Н 2 0 2 = KN0 3 + H 2 O

та виділення йоду з йодиду калію:

2KI + Н 2 0 2 = I 2 + 2КОН.

Як приклад відновлювальної здатності пероксиду водню вкажемо реакції взаємодії Н 2 0 2 з оксидом срібла (I)

Ag 2 0 + Н 2 0 2 = 2Ag + Н 2 0 + 0 2