تنقسم جميع العناصر الكيميائية، اعتمادًا على بنية الذرات وخصائصها، إلى معادن وغير معدنية وغازات خاملة. كما يتم تصنيف المواد البسيطة التي تتكون من العناصر إلى فلزات وغير فلزات بناء على خواصها الفيزيائية والكيميائية. لقد تعرفت على المعادن في الفصل السابق. الآن دعنا ننتقل إلى النظر في المواد غير المعدنية.

تشير كلمة "اللافلزات" نفسها إلى أن خصائص العناصر غير المعدنية والمواد البسيطة المقابلة لها تتعارض مع خصائص المعادن.

فإذا كانت ذرات المعدن تتميز بأنصاف أقطار كبيرة نسبيا وعدد قليل من الإلكترونات (1-3) على المستوى الخارجي، فإن الذرات غير المعدنية، على العكس من ذلك، تتميز بأنصاف أقطار ذرية صغيرة وعدد الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجي. من 4 إلى 8 (يحتوي البورون على 3 من هذه الإلكترونات، لكن ذرات هذا العنصر لها نصف قطر صغير). ومن هنا رغبة الذرات المعدنية في التخلي عن الإلكترونات الخارجية، أي اختزال الخصائص، وبالنسبة للذرات غير المعدنية - الرغبة في تلقي الإلكترونات المفقودة إلى الثمانية المطلوبة، أي الخصائص المؤكسدة. تتميز هذه الخصائص بموقع اللافلزات في سلسلة السالبية الكهربية. وبالتالي، يُظهر الفلور خصائص مؤكسدة فقط، ويُظهر الأكسجين خصائص مختزلة حصريًا فيما يتعلق بالفلور، وما إلى ذلك.

من بين 114 عنصرًا كيميائيًا معروفًا اليوم (منها 92 عنصرًا موجودًا في الطبيعة)، تم تصنيف 22 عنصرًا على أنها غير معدنية. لقد تحدثنا بالفعل عن ترتيب المعادن واللافلزات في الجدول الدوري لـ D.I. Mendeleev في الفصل السابق. هنا نلاحظ مرة أخرى أنه في الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev، توجد المعادن بشكل رئيسي تحت القطر B-At، وتقع المواد غير المعدنية على طول هذا القطر وفوقه في المجموعات الفرعية الرئيسية (الشكل 71).

أرز. 71.
موقع العناصر الكيميائية غير المعدنية (باللون الأحمر) في الجدول الدوري لـ D. I. Mendeleev

خصائص المواد البسيطة التي تتكون من اللافلزات متنوعة للغاية. على الرغم من وجود عدد أقل بكثير من اللافلزات مقارنة بالمعادن، فمن الصعب تحديد السمات المميزة لها.

احكم بنفسك: الهيدروجين H2 والأكسجين O2 والأوزون O2 والفلور F2 والكلور Cl2 والنيتروجين N2 غازات في الظروف العادية، والبروم Br2 سائل، والبورون والكربون (الماس والجرافيت) والسيليكون والفوسفور (الأحمر والأبيض) )، الكبريت (البلاستيك والمعيني)، السيلينيوم، التيلوريوم، اليود I 2، الأستاتين - المواد الصلبة.

إذا كانت الغالبية العظمى من المعادن تتميز باللون الأبيض الفضي، فإن لون اللافلزات - المواد البسيطة يغطي جميع ألوان الطيف: الأحمر (الفوسفور الأحمر، البروم السائل الأحمر البني)، الأصفر (الكبريت)، الأخضر (الكلور - غاز أصفر مخضر)، البنفسجي (بخار اليود).

تكمن نقاط انصهار المواد غير المعدنية في نطاق واسع جدًا: من 3800 درجة مئوية للجرافيت إلى -259 درجة مئوية للهيدروجين. هذه الميزة لخصائص اللافلزات هي نتيجة لتشكيل نوعين من الشبكات البلورية: الجزيئية (O 2، O 2، N 2، الهالوجينات، الفسفور الأبيض، إلخ) والذرية (الماس، الجرافيت، السيليكون، البورون، الخ). تشرح الهياكل المختلفة للشبكات البلورية أيضًا ظاهرة التآصل (تذكر ما هي). على سبيل المثال، يشكل عنصر الفوسفور مادة بسيطة ذات شبكة بلورية جزيئية - الفوسفور الأبيض، الذي تحتوي جزيئاته على التركيبة P 4، ومادة بسيطة ذات شبكة بلورية ذرية - الفوسفور الأحمر P.

السبب الثاني للتباين يرتبط بعدد الذرات المختلف في جزيئات المواد البسيطة. والمثال النموذجي هو المواد البسيطة التي يتكونها الأكسجين: الأكسجين O 2 والأوزون O 3 .

على عكس الأكسجين عديم اللون والرائحة O2، الأوزون هو غاز أزرق فاتح ذو رائحة قوية.

أنت تعلم بالفعل من دورة العام الماضي أن خليط الأوزون في الهواء الذي يظهر بعد عاصفة رعدية يعطي شعوراً بالانتعاش اللطيف؛ الأوزون موجود أيضًا في هواء غابات الصنوبر وساحل البحر.

في الطبيعة، يتشكل الأوزون أثناء التصريفات الكهربائية أو أكسدة المواد الراتنجية العضوية، وكذلك من خلال عمل الأشعة فوق البنفسجية على الأكسجين. في المختبر، يتم الحصول عليه في أجهزة خاصة - أجهزة الأوزون (الشكل 72) عندما يتعرض الأكسجين لتفريغ كهربائي هادئ (بدون شرارة).

أرز. 72.
معالج بالأوزون

الأوزون هو عامل مؤكسد أقوى بكثير من الأكسجين. يعتمد استخدامه على قدرة الأوزون المؤكسدة القوية: تبييض الأقمشة، وإزالة الروائح الكريهة من الدهون والزيوت، وتطهير الهواء ومياه الشرب.

الأوزون مهم جدًا للحفاظ على جميع أشكال الحياة على كوكبنا. أذكر أن طبقة الأوزون للأرض (الشكل 73)، وتقع على ارتفاع 20-25 كم، تحبس الأشعة فوق البنفسجية، والتي لها تأثير مدمر على خلايا الكائنات الحية. لذلك، من الواضح مدى أهمية الحفاظ على "درع الأوزون" للكوكب، وهو حساس للغاية لعمل المواد الكيميائية المختلفة، من التدمير.

أرز. 73.
طبقة الأوزون للأرض

يتم تصنيف الأوزون على أنه مكون متغير للهواء. مرة أخرى في نهاية القرن الثامن عشر. أثبت A. Lavoisier أن الهواء ليس مادة بسيطة، ولكنه خليط من اللافلزات الغازية: النيتروجين N2 (يمثل 4/5 من حجم الهواء) والأكسجين O2 (مع جزء حجمي 1/5). وفي وقت لاحق، تم تحسين الأفكار حول تكوين الهواء. حاليا، يتم التمييز بين مكونات الهواء الثابتة والمتغيرة والعشوائية.

المكونات الدائمة للهواء هي النيتروجين والأكسجين والغازات النبيلة (الأرجون والهيليوم والنيون وغيرها). محتواها في طبقة التروبوسفير هو نفسه (الجدول 6).

الجدول 6
تكوين الهواء

المكونات المتغيرة للهواء هي ثاني أكسيد الكربون (حوالي 0.03% من حيث الحجم)، وبخار الماء والأوزون (حوالي 0.00004% من حيث الحجم). يمكن أن يختلف محتواها بشكل كبير اعتمادًا على الظروف الطبيعية والصناعية.

تشمل المكونات العشوائية للهواء الغبار، والكائنات الحية الدقيقة، وحبوب اللقاح، وبعض الغازات، بما في ذلك تلك التي تشكل المطر الحمضي: أكاسيد الكبريت، والنيتروجين، وغيرها.

الهواء الخالي من المكونات المتغيرة والعشوائية، شفاف، خالي من اللون والطعم والرائحة، 1 لتر منه في الليل. ش. كتلته 1.29 جم، والكتلة المولية للهواء بحجم 22.4 لترًا (1 مول) هي 29 جم/مول.

الهواء عبارة عن محيط من الغازات يعيش في قاعه الناس والحيوانات والنباتات. وهو ضروري للتنفس والتمثيل الضوئي. يعمل الأكسجين الجوي المذاب في الماء على تنفس سكان البيئة المائية (الأسماك والنباتات المائية).

دور الهواء كبير في عمليات التجوية (تدمير) الصخور وتكوين التربة (الشكل 74). تحت تأثير الهواء والبكتيريا، يتم تمعدن المخلفات العضوية - يتم تحويل المواد العضوية المتقادمة إلى مركبات معدنية ويتم امتصاصها مرة أخرى بواسطة النباتات.

أرز. 74.
نتيجة للعوامل الجوية، تتشكل صخور ذات أشكال غريبة.

يتم الحصول على النيتروجين والأرجون والأكسجين من الهواء السائل باستخدام نقاط غليانهم المختلفة (الشكل 75). عند تقطير الهواء المسال، فإن النيتروجين هو أول من يتبخر.

أرز. 75.
تقطير الهواء السائل:
أ - مخطط العملية؛ ج - التركيب الصناعي

كلمات ومفاهيم جديدة

1. العناصر المعدنية والعناصر غير المعدنية. هيكل الذرات غير المعدنية.
2. المواد البسيطة هي المعادن والمواد البسيطة هي اللافلزات.
3. التآصل. الأكسجين والأوزون.
4. تكوين الهواء.

مهام العمل المستقل

1. حدد عدد مرات وجود الأكسجين وثاني أكسيد الكربون والهيدروجين أثقل (أخف) من الهواء، أي تحديد الكثافة النسبية لهذه الغازات في الهواء (D air).
2. بمعرفة التركيب الحجمي للهواء، أوجد كمية المادة لكل غاز: النيتروجين والأكسجين في 100 لتر من الهواء عند درجة N. ش.
3. تحديد عدد الجزيئات: أ) الأكسجين؛ ب) النيتروجين الموجود في 22.4 لترًا من الهواء عند درجة حرارة الغرفة. ش.
4. احسب حجم الهواء (غير متوفر) اللازم لحرق 20 م3 من كبريتيد الهيدروجين، في حالة تكوين الماء وأكسيد الكبريت (IV). احسب كتلة هذا الهواء.
5. قم بإعداد رسالة حول استخدام الأكسجين.
6. ما هي ثقوب الأوزون؟ كيفية منع حدوثها؟

الأكسجين Oله العدد الذري 8، ويقع في المجموعة الفرعية الرئيسية (المجموعة الفرعية أ) السادسالمجموعة في الفترة الثانية. في ذرات الأكسجين، توجد إلكترونات التكافؤ في مستوى الطاقة الثاني، الذي لديه فقط س- و ص-المدارات. وهذا يستبعد إمكانية انتقال ذرات O إلى حالة مثارة، وبالتالي فإن الأكسجين في جميع المركبات يُظهر تكافؤًا ثابتًا يساوي II. نظرًا لوجود سالبية كهربية عالية، فإن ذرات الأكسجين في المركبات تكون دائمًا مشحونة سالبًا (c.d. = -2 أو -1). الاستثناء هو الفلوريدات OF 2 و O 2 F 2 .

بالنسبة للأكسجين، حالات الأكسدة معروفة -2، -1، +1، +2

الخصائص العامة للعنصر

الأكسجين هو العنصر الأكثر وفرة على الأرض، ويمثل أقل قليلا من نصف، 49٪، من إجمالي كتلة القشرة الأرضية. يتكون الأكسجين الطبيعي من 3 نظائر مستقرة 16O و17O و18O (16O هو السائد). الأكسجين جزء من الغلاف الجوي (20.9% من حيث الحجم، 23.2 من حيث الكتلة)، ويدخل في تركيب الماء وأكثر من 1400 معدن: السيليكا والسيليكات والألومينوسيليكات والرخام والبازلت والهيماتيت وغيرها من المعادن والصخور. يشكل الأكسجين ما بين 50-85% من كتلة أنسجة النباتات والحيوانات، حيث أنه موجود في البروتينات والدهون والكربوهيدرات التي تشكل الكائنات الحية. إن دور الأكسجين في عمليات التنفس والأكسدة معروف جيدًا.

الأكسجين قليل الذوبان في الماء نسبيًا - 5 مجلدات في 100 مجلد من الماء. ومع ذلك، إذا دخل كل الأكسجين المذاب في الماء إلى الغلاف الجوي، فسوف يشغل حجمًا ضخمًا - 10 ملايين كيلومتر مكعب. وهذا يعادل حوالي 1% من إجمالي الأكسجين الموجود في الغلاف الجوي. يرجع تكوين جو الأكسجين على الأرض إلى عمليات التمثيل الضوئي.

اكتشفها السويدي ك. شيلي (1771 - 1772) والإنجليزي ج. بريستلي (1774). الأول يستخدم تسخين النترات، والثاني - أكسيد الزئبق (+2). تم إعطاء الاسم بواسطة A. Lavoisier ("الأكسجين" - "ولادة الأحماض").

في شكله الحر، يوجد في تعديلين متآصلين - الأكسجين "العادي" O 2 والأوزون O 3 .

هيكل جزيء الأوزون

3O2 = 2O3 – 285 كيلوجول
يشكل الأوزون في الستراتوسفير طبقة رقيقة تمتص معظم الأشعة فوق البنفسجية الضارة بيولوجيا.
أثناء التخزين، يتحول الأوزون تلقائيًا إلى أكسجين. كيميائيا، الأكسجين O2 أقل نشاطا من الأوزون. السالبية الكهربية للأكسجين هي 3.5.

الخصائص الفيزيائية للأكسجين

O2 – غاز عديم اللون والرائحة والطعم م.ع. –218.7 درجة مئوية، نقطة أساس. -182.96 درجة مئوية، مغناطيسي.

O2 السائل أزرق، O2 الصلب أزرق. O 2 قابل للذوبان في الماء (أفضل من النيتروجين والهيدروجين).

الحصول على الأكسجين

1. الطريقة الصناعية – تقطير الهواء السائل والتحليل الكهربائي للماء:

2ح2يا → 2ح2 + يا2

2. يتم الحصول على الأكسجين في المختبر:
1. التحليل الكهربائي للمحاليل المائية القلوية أو المحاليل المائية للأملاح المحتوية على الأكسجين (Na 2 SO 4، إلخ)

2. التحلل الحراري لبرمنجنات البوتاسيوم KMnO 4 :
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2،

ملح بيرثوليت KClO3:
2KClO3 = 2KCl + 3O2 (محفز MnO2)

أكسيد المنغنيز (+4) MnO2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 س C)،

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 o C)،

بيروكسيد الباريوم باو 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. تحلل بيروكسيد الهيدروجين :
2H2O2 = H2O + O2 (محفز MnO2)

4. تحلل النترات :
2كنو 3 → 2كنو 2 + يا 2

يتم الحصول على الأكسجين في السفن الفضائية والغواصات من خليط K 2 O 2 و K 2 O 4:
2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

المجموع:
2K2O4 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2

عند استخدام K 2 O 2، يبدو التفاعل الإجمالي كما يلي:
2K2O2 + 2CO2 = 2K2CO3 + O2

إذا قمت بخلط K ​​2 O 2 و K 2 O 4 بكميات مولية متساوية (أي متساوية المولية)، فسيتم إطلاق مول واحد من O 2 لكل 1 مول من ثاني أكسيد الكربون الممتص.

الخواص الكيميائية للأكسجين

الأكسجين يدعم الاحتراق. الاحتراق - ب عملية أكسدة سريعة لمادة ما، يصاحبها إطلاق كمية كبيرة من الحرارة والضوء. لإثبات أن الزجاجة تحتوي على الأكسجين وليس أي غاز آخر، تحتاج إلى إنزال شظية مشتعلة في الزجاجة. في الأكسجين، تومض الشظية المشتعلة بشكل مشرق. إن احتراق المواد المختلفة في الهواء هو عملية الأكسدة والاختزال التي يكون فيها الأكسجين هو العامل المؤكسد. العوامل المؤكسدة هي مواد "تأخذ" الإلكترونات من المواد المختزلة. يمكن تفسير خصائص الأكسدة الجيدة للأكسجين بسهولة من خلال بنية غلافه الإلكتروني الخارجي.

يقع غلاف التكافؤ للأكسجين في المستوى الثاني - بالقرب نسبيًا من القلب. ولذلك فإن النواة تجذب الإلكترونات بقوة نحو نفسها. على قذيفة التكافؤ من الأكسجين 2س22ف4هناك 6 إلكترونات. وبالتالي، فإن الثماني يفتقد إلكترونين، والذي يميل الأكسجين إلى قبوله من الأغلفة الإلكترونية للعناصر الأخرى، ويتفاعل معهم كعامل مؤكسد.

يمتلك الأكسجين السالبية الكهربية الثانية (بعد الفلور) على مقياس بولينج. لذلك، في الغالبية العظمى من مركباته مع العناصر الأخرى، يوجد الأكسجين سلبيدرجة الأكسدة. العامل المؤكسد الوحيد الأقوى من الأكسجين هو جاره في هذه الفترة وهو الفلور. ولذلك فإن مركبات الأكسجين مع الفلور هي المركبات الوحيدة التي يكون للأكسجين فيها حالة أكسدة إيجابية.

لذا فإن الأكسجين هو ثاني أقوى عامل مؤكسد بين جميع عناصر الجدول الدوري. ترتبط معظم خصائصه الكيميائية الأكثر أهمية بهذا.
تتفاعل جميع العناصر مع الأكسجين باستثناء Au وPt وHe وNe وAr؛ في جميع التفاعلات (باستثناء التفاعل مع الفلور) يكون الأكسجين عاملًا مؤكسدًا.

يتفاعل الأكسجين بسهولة مع الفلزات القلوية والقلوية الأرضية:

4لي ​​+ يا 2 → 2لي 2 يا،

2K + يا 2 → ك 2 يا 2،

2Ca + O 2 → 2CaO،

2نا + يا 2 → نا 2 يا 2،

2K + 2O2 → ك2O4

يشتعل مسحوق الحديد الناعم (ما يسمى بالحديد الاشتعال) تلقائيًا في الهواء مكونًا Fe 2 O 3، ويحترق سلك الفولاذ بالأكسجين إذا تم تسخينه مسبقًا:

3 Fe + 2O 2 → الحديد 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

يتفاعل الأكسجين مع اللافلزات (الكبريت، الجرافيت، الهيدروجين، الفوسفور، إلخ) عند تسخينه:

S + O 2 → SO 2،

ج + يا 2 → ثاني أكسيد الكربون 2،

2 ح 2 + يا 2 → ح 2 يا،

4ف + 5س 2 → 2ف 2 س 5،

Si + O 2 → SiO 2، إلخ.

تقريبًا جميع التفاعلات التي تتضمن الأكسجين O2 تكون طاردة للحرارة، مع استثناءات نادرة، على سبيل المثال:

N2+O2 → 2NO-س

يحدث هذا التفاعل عند درجات حرارة أعلى من 1200 درجة مئوية أو في حالة التفريغ الكهربائي.

الأكسجين قادر على أكسدة المواد المعقدة، على سبيل المثال:

2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O (الأكسجين الزائد)،

2H2S + O2 → 2S + 2H2O (نقص الأكسجين)،

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (بدون محفز)،

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (في وجود محفز Pt)،

CH 4 (الميثان) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O،

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

المركبات التي تحتوي على كاتيون ثنائي الأكسجينيل O 2 + معروفة، على سبيل المثال، O 2 + - (دفع التوليف الناجح لهذا المركب N. Bartlett إلى محاولة الحصول على مركبات الغازات الخاملة).

الأوزون

الأوزون أكثر نشاطا كيميائيا من الأكسجين O2. وبالتالي، يقوم الأوزون بأكسدة اليوديد - أيونات I - في محلول Kl:

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

الأوزون شديد السمية، وخصائصه السامة أقوى من كبريتيد الهيدروجين على سبيل المثال. ومع ذلك، في الطبيعة، يعمل الأوزون الموجود في الطبقات العليا من الغلاف الجوي كحامي لجميع أشكال الحياة على الأرض من الأشعة فوق البنفسجية الضارة للشمس. وتمتص طبقة الأوزون الرقيقة هذا الإشعاع ولا يصل إلى سطح الأرض. وهناك تقلبات كبيرة في سمك ومدى هذه الطبقة مع مرور الوقت (ما يسمى بثقب الأوزون)، ولم يتم توضيح أسباب هذه التقلبات حتى الآن.

تطبيق الأكسجين O 2: تكثيف عمليات إنتاج الحديد الزهر والصلب، في صهر المعادن غير الحديدية، كمؤكسد في الصناعات الكيميائية المختلفة، لدعم الحياة في الغواصات، كمؤكسد لوقود الصواريخ (الأكسجين السائل)، في الطب، في اللحام وقطع المعادن.

تطبيق الأوزون O 3:لتطهير مياه الشرب ومياه الصرف الصحي والهواء وتبييض الأقمشة.

تسمى عناصر الفلور والكلور والبروم واليود والأستاتين الموجودة في المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة الهالوجينات. تم إعطاء هذا الاسم، الذي يعني حرفيًا "منتجة الملح"، لقدرتها على التفاعل مع المعادن لتكوين أملاح نموذجية، مثل كلوريد الصوديوم NaCl.

يحتوي الغلاف الإلكتروني الخارجي لذرات الهالوجين على سبعة إلكترونات - اثنان في مدارات s وخمسة في مدارات p (ns2np5). الهالوجينات لها تقارب كبير للإلكترون. ترتبط ذراتها بسهولة بإلكترون، لتشكل أيونات سالبة مشحونة منفردة مع البنية الإلكترونية للغاز النبيل المقابل (ns2np6). إن الميل لاكتساب الإلكترونات يميز الهالوجينات بأنها فلزات نموذجية. يحدد الهيكل المماثل للغلاف الإلكتروني الخارجي التشابه الكبير للهالوجينات مع بعضها البعض، والذي يتجلى في خواصها الكيميائية وفي أنواع وخصائص المركبات التي تشكلها. ولكن، كما تظهر مقارنة خصائص الهالوجينات، هناك اختلافات كبيرة بينهما.

مع زيادة العدد الذري للعناصر في السلسلة F - على التوالي، يزداد نصف قطر الذرات، وتقل السالبية الكهربية، وتضعف الخواص اللافلزية وقابلية الأكسدة للعناصر.

على عكس الهالوجينات الأخرى، يكون الفلور في مركباته دائمًا في حالة الأكسدة -1، نظرًا لأنه يتمتع بأعلى سالبية كهربية بين جميع العناصر. تظهر الهالوجينات المتبقية حالات أكسدة مختلفة من -1 إلى +7.

باستثناء بعض الأكاسيد، والتي سيتم مناقشتها أدناه، فإن جميع مركبات الهالوجين تتوافق مع حالات الأكسدة الفردية. ويرجع هذا النمط إلى إمكانية الإثارة المتتابعة للإلكترونات المقترنة في ذرات Cl وBr وI وAt إلى المستوى الفرعي d، مما يؤدي إلى زيادة عدد الإلكترونات المشاركة في تكوين الروابط التساهمية إلى 3، 5 أو 7.

جزيئات المواد البسيطة التي تتكون من ذرات الهالوجين هي ثنائية الذرة. مع زيادة نصف القطر الذري في السلسلة F، Cl، Br، I، At، تزداد قابلية استقطاب الجزيئات. ونتيجة لذلك، يزداد تفاعل التشتت بين الجزيئات، مما يسبب زيادة في درجات انصهار وغليان الهالوجينات.

في المتسلسلة Cl 2 - Br 2 -I 2، تتناقص قوة الرابطة بين الذرات في الجزيء تدريجيًا. يتجلى انخفاض قوة الروابط في جزيئات الهالوجين في انخفاض مقاومتها للحرارة. يقع الفلور خارج النمط العام: قوة الرابطة بين الذرات في جزيئه تكون أقل، ودرجتها التفكك الحراري للجزيئات أعلى من الكلور. يمكن تفسير هذه الخصائص الشاذة للفلور بغياب القشرة الفرعية d في الغلاف الإلكتروني الخارجي لذرته. يوجد في جزيء الكلور والهالوجينات الأخرى مدارات d حرة، وبالتالي يوجد تفاعل إضافي بين المانح والمستقبل بين الذرات، مما يقوي الرابطة.

أثناء تكوين جزيء F 2، يتم تحقيق انخفاض في طاقة الإلكترون بسبب تفاعل 2p-AO مع الإلكترونات غير المتزاوجة من ذرات الفلور (نظام 1 + 1). يمكن اعتبار p-AOs المتبقية من أزواج الإلكترون المنفردة غير مشاركة في تكوين رابطة كيميائية. يتم أيضًا تشكيل رابطة كيميائية في جزيء Cl 2، بالإضافة إلى تفاعل مماثل بين ذرات الكلور 3d-AO التكافؤ (نظام 1+1)، نتيجة تفاعلات 3p-AO لزوج الإلكترون الوحيد لذرة الكلور الواحدة مع الشاغر 3d-AO لآخر (نظام 2+0). ونتيجة لذلك، يكون ترتيب الروابط في جزيء C1 2 أكبر منه في جزيء F 2، وتكون الرابطة الكيميائية أقوى.

توجد الهالوجينات، بسبب نشاطها الكيميائي العالي، في الطبيعة حصريًا في حالة مقيدة - بشكل رئيسي في شكل أملاح أحماض الهيدروهاليك.

الفلوريوجد في الطبيعة في أغلب الأحيان على شكل معدن الفلورسبار CaF 2 .

أهم المركب الطبيعي الكلورهو كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) NaCl، وهو بمثابة المادة الخام الرئيسية لإنتاج مركبات الكلور الأخرى.

جميع الهالوجينات لها رائحة نفاذة للغاية. استنشاقها ولو بكميات صغيرة يسبب تهيجا شديدا في الجهاز التنفسي والتهاب الأغشية المخاطية. الكميات الكبيرة من الهالوجينات يمكن أن تسبب تسممًا شديدًا.

الهالوجينات قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء. حجم واحد من الماء يذوب حوالي 2.5 حجم في درجة حرارة الغرفة الكلور . ويسمى هذا المحلول ماء الكلور.

الفلورلا يذوب في الماء لأنه يتحلل بقوة:

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

الفلور والكلورتتفاعل بشكل مكثف مع العديد من المذيبات العضوية: ثاني كبريتيد الكربون، الكحول الإيثيلي، ثنائي إيثيل الأثير، الكلوروفورم، البنزين.

الخواص الكيميائية للهالوجينات.

تظهر الهالوجينات الحرة نشاطًا كيميائيًا عاليًا للغاية. تتفاعل مع جميع المواد البسيطة تقريبًا. تحدث التفاعلات التي تجمع بين الهالوجينات والمعادن بسرعة خاصة ومع إطلاق كميات كبيرة من الحرارة.

2Na + C1 2 = 2NaCl.

يحترق النحاس والقصدير والعديد من المعادن الأخرى في الكلوروتشكيل الأملاح المقابلة. وفي جميع هذه الحالات تتخلى ذرات المعدن عن إلكترونات، أي تتأكسد، وتكتسب ذرات الهالوجين إلكترونات، أي تختزل. هذه القدرة على ربط الإلكترونات، والتي يتم التعبير عنها بوضوح في ذرات الهالوجين، هي الخاصية الكيميائية المميزة لها. ونتيجة لذلك، الهالوجينات هي عوامل مؤكسدة نشطة للغاية.

تتجلى الخصائص المؤكسدة للهالوجينات أيضًا عندما تتفاعل مع المواد المعقدة. دعونا نعطي بعض الأمثلة.

1. عند تمرير الكلور في محلول كلوريد الحديد (II)، يتأكسد الأخير إلى كلوريد الحديد (III)، ونتيجة لذلك يتحول المحلول من اللون الأخضر الفاتح إلى الأصفر:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

النشاط الكيميائي فلوريدعالية بشكل استثنائي. تشتعل الفلزات القلوية والرصاص والحديد في جو الفلور عند درجة حرارة الغرفة. ليس للفلور أي تأثير على بعض المعادن (Al، Fe، Ni. Cu، Zn) في البرد، حيث تتشكل طبقة واقية من الفلورايد على سطحها. ومع ذلك، عند تسخينه، يتفاعل الفلور مع جميع المعادن، بما في ذلك الذهب والبلاتين.

يتفاعل الفلور مع العديد من اللافلزات (الهيدروجين، اليود، البروم، الكبريت، الفوسفور، الزرنيخ، الأنتيمون، الكربون، السيليكون، البورون) في البرد: تحدث التفاعلات مع انفجار أو مع تكوين لهب:

ح 2 (جم) + ف 2 (جم) = 2HF (جم)

Si(K) + 2F2(r) = SiF4(r)

ق (ك) + 3F 2 (ص) = SF 6 (ص)

عند تسخينها، يتحد الكلور والكريبتون والزينون مع الفلور، على سبيل المثال: Xe(g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

ولا يتفاعل الفلور بشكل مباشر إلا مع الأكسجين والنيتروجين والكربون (على شكل الماس).

يحدث تفاعل الفلور مع المواد المعقدة بقوة شديدة. وفي جوها تحترق المواد المستقرة مثل الزجاج (على شكل قطن) وبخار الماء:

Si02(k) + 2F2(r) = SiF4(r) + 02(g)

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

يُظهر الكلور الحر أيضًا نشاطًا كيميائيًا عاليًا جدًا، على الرغم من أنه أقل من الفلور. وهو يتفاعل مباشرة مع جميع المواد البسيطة، باستثناء الأكسجين والنيتروجين والغازات النبيلة. تتفاعل اللافلزات مثل الفوسفور والزرنيخ والأنتيمون والسيليكون مع الكلور حتى في درجات الحرارة المنخفضة؛ هذا يطلق كمية كبيرة من الحرارة. يحدث تفاعل الكلور مع معادن الصوديوم النشطة بقوة،البوتاسيوم والمغنيسيوم وما إلى ذلك. في درجة حرارة الغرفة بدون إضاءة، لا يتفاعل الكلور عمليا مع الهيدروجين، ولكن عند تسخينه أو في ضوء الشمس الساطع، يستمر التفاعل من خلال آلية متسلسلة مع انفجار.

إيصال.

الفلور، بسبب ارتفاع السالبية الكهربية، لا يمكن عزله عن المركبات إلا عن طريق التحليل الكهربائي (يخضع ذوبان تركيبة KF + 2HF للتحليل الكهربائي. يتم إجراء التحليل الكهربائي في وعاء النيكل، وهو الكاثود، ويعمل الفحم بمثابة الأنود) .

الكلوريتم الحصول عليها حاليًا بكميات كبيرة عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية لكلوريدات الصوديوم أو البوتاسيوم.

في المختبرات، يتم إنتاج الكلور من خلال عمل عوامل مؤكسدة مختلفة على حمض الهيدروكلوريك.

Mn0 2 + 4НС1 = МnС1 2 + С1 2 + 2Н 2 0.

مركبات الهالوجينات مع الهيدروجين.

الرابطة الكيميائية في جزيئات هاليد الهيدروجين تساهمية قطبية: ينزاح زوج الإلكترون المشترك إلى ذرة الهالوجين لأنه أكثر سالبية كهربية. تتناقص قوة الرابطة الكيميائية في جزيئات هاليد الهيدروجين بشكل طبيعي في السلسلة HF - HC1 - HBr - HI: ويتجلى ذلك في التغير في المحتوى الحراري لتفكك الجزيئات إلى ذرات.

أثناء الانتقال، على سبيل المثال، من HF إلى HI، تقل درجة تداخل السحب الإلكترونية لذرات الهيدروجين والهالوجين، وتقع منطقة التداخل على مسافة أكبر من نواة ذرة الهالوجين ويتم فحصها بقوة أكبر بواسطة زيادة عدد الطبقات الإلكترونية المتوسطة. بالإضافة إلى ذلك، في السلسلة F - Cl - Br - I، تنخفض السالبية الكهربية لذرة الهالوجين. لذلك، في جزيء HF، تنتقل السحابة الإلكترونية لذرة الهيدروجين نحو ذرة الهالوجين إلى أقصى حد، وفي جزيئات HC1 وHBr وHI - أقل فأقل. ويؤدي هذا أيضًا إلى انخفاض تداخل السحب الإلكترونية المتفاعلة وبالتالي إضعاف الروابط بين الذرات.

هاليدات الهيدروجين قابلة للذوبان بشدة في الماء. عند 0 درجة مئوية، يذوب حجم واحد من الماء حوالي 500 مجلد NS1، 600 مجلد من HBr وحوالي 425 مجلد من HI (عند 10 درجة مئوية)؛ فلوريد الهيدروجينيمتزج مع الماء بأي نسبة.

يصاحب انحلال هاليدات الهيدروجين تفككها من النوع الحمضي، وفقط فلوريد الهيدروجينيتم فصله بشكل ضعيف نسبيا، في حين أن الباقي من أقوى الأحماض.

أيونات هاليد الهيدروجين السالبة، باستثناء com.fgorid- الأيونات لها خصائص اختزالية تزيد بالترتيب Cl-، Br_، I-.

يتأكسد أيون الكلوريد حيدوبرمنجنات البوتاسيوم وثاني أكسيد المنغنيز وغيرها من العوامل المؤكسدة القوية، على سبيل المثال:

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

يسمى محلول فلوريد الهيدروجين في الماء بحمض الهيدروفلوريك. يأتي هذا الاسم من الفلورسبار، والذي يتم الحصول عليه عادة من فلوريد الهيدروجين بفعل حمض الكبريتيك المركز:

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

يتفاعل فلوريد الهيدروجين مع معظم المعادن. ومع ذلك، في كثير من الحالات، يكون الملح الناتج قابل للذوبان قليلا، ونتيجة لذلك يظهر فيلم واقية على سطح المعدن.

من الخصائص الرائعة لفلوريد الهيدروجين وحمض الهيدروفلوريك قدرتهما على التفاعل مع ثاني أكسيد السيليكون Si0 2، وهو جزء من الزجاج؛ ونتيجة لذلك، يتم تشكيل فلوريد السيليكون الغازي SiF 4:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.

حامض الهيدروكلوريكيتم الحصول عليها عن طريق إذابة كلوريد الهيدروجين في الماء. حاليا، الطريقة الرئيسية للإنتاج الصناعي لكلوريد الهيدروجين هي عملية تخليقه من الهيدروجين والكلور:

ح 2 (ز) + C1 2 (ز) = 2HC1 (ز)،

يتم أيضًا الحصول على كميات كبيرة من حمض الهيدروكلوريك كمنتج ثانوي لكلورة المركبات العضوية وفقًا للمخطط

ر + C1 2 = RC1 + HC1،

تشكل الهالوجينات عددًا من المركبات مع الأكسجين. ومع ذلك، فإن جميع هذه المركبات غير مستقرة ولا يتم الحصول عليها عن طريق التفاعل المباشر للهالوجينات مع الأكسجين، ولكن فقط بشكل غير مباشر. تتوافق هذه الخصائص لمركبات الأكسجين الهالوجينية مع حقيقة أن جميعها تقريبًا تتميز بقيم إيجابية لطاقة تكوين جيبس ​​القياسية.

ومن مركبات الهالوجين المحتوية على الأكسجين، تعتبر أملاح أحماض الأكسجين هي الأكثر استقرارا، في حين أن الأكاسيد والأحماض هي الأقل استقرارا. في جميع المركبات المحتوية على الأكسجين، تظهر الهالوجينات، باستثناء الفلور، حالة أكسدة موجبة تصل إلى السابعة.

يمكن تحضير فلوريد الأكسجين OF 2 عن طريق تمرير الفلور إلى محلول NaOH مبرد بنسبة 2%. يستمر التفاعل وفقا للمعادلة:

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

كما سبقت الإشارة إلى مركبات الأكسجين الكلورولا يمكن الحصول عليها إلا بالطرق غير المباشرة. لنبدأ نظرنا في طرق تكوينها بعملية التحلل المائي للكلور، أي بتفاعل عكسي بين الكلور والماء

ق1 2 (ع) + ن 0 (ف)<->HC1(R) + حمض الهيدروكلوريك(R)

ونتيجة لذلك يتم تشكيل حمض الهيدروكلوريك وحمض الهيبوكلوروز HOC1.

التذكرة 16

كيمياء الهيدروجين

للهيدروجين ثلاثة نظائر: البروتيوم، أو الديوتيريوم، أو D، والتريتيوم، أو T. أعدادها الكتلية هي 1، 2، و3. البروتيوم والديوتيريوم مستقران، والتريتيوم مشع.

يتكون جزيء الهيدروجين من ذرتين.

يوجد الهيدروجين في الحالة الحرة على الأرض بكميات صغيرة فقط. في بعض الأحيان يتم إطلاقه مع الغازات الأخرى أثناء الانفجارات البركانية، وكذلك من حفر الآبار أثناء إنتاج النفط.ولكن في شكل مركبات، يكون الهيدروجين شائعًا جدًا.

في الصناعة، يتم إنتاج الهيدروجين بشكل رئيسي من الغاز الطبيعي. يتكون هذا الغاز أساسًا من الميثان، ويمتزج مع بخار الماء والأكسجين. عند تسخين خليط من الغازات إلى 800-900 درجة مئوية في وجود محفز، يحدث تفاعل يمكن تمثيله تخطيطيًا بالمعادلة:

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

في المختبرات، يتم الحصول على الهيدروجين في الغالب عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل المائية من NaOH أو KOH، ويتم اختيار تركيز هذه المحاليل ليتوافق مع الحد الأقصى للتوصيل الكهربائي. عادة ما تكون الأقطاب الكهربائية مصنوعة من صفائح النيكل. لا يتآكل هذا المعدن في المحاليل القلوية، حتى كأنود. إذا لزم الأمر، يتم تنقية الهيدروجين الناتج من بخار الماء وآثار الأكسجين. ومن بين الطرق المخبرية الأخرى، الطريقة الأكثر شيوعًا هي فصل الهيدروجين عن محاليل أحماض الكبريتيك أو الهيدروكلوريك عن طريق تأثير الزنك عليها.

خصائص وتطبيقات الهيدروجين.

الهيدروجين هو غاز عديم اللون والرائحة. الهيدروجين قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء، ولكن في بعض المعادن، على سبيل المثال، النيكل والبلاديوم والبلاتين، يذوب بكميات كبيرة.

ترتبط قابلية ذوبان الهيدروجين في المعادن بقدرته على الانتشار عبر المعادن. بالإضافة إلى ذلك، نظرًا لكونه أخف الغازات، فإن الهيدروجين يتمتع بأعلى معدل انتشار: حيث تنتشر جزيئاته بشكل أسرع من جزيئات جميع الغازات الأخرى الموجودة في بيئة مادة أخرى وتمر عبر أنواع مختلفة من الأقسام. قدرتها على الانتشار كبيرة بشكل خاص عند الضغط المرتفع ودرجات الحرارة المرتفعة.

يتم تحديد الخواص الكيميائية للهيدروجين إلى حد كبير من خلال قدرة ذرته على التخلي عن الإلكترون الوحيد المتاح والتحول إلى أيون موجب الشحنة. وفي هذه الحالة تظهر خاصية لذرة الهيدروجين تميزها عن ذرات جميع العناصر الأخرى وهي عدم وجود إلكترونات وسيطة بين إلكترون التكافؤ والنواة.

أيون الهيدروجين الذي يتشكل نتيجة فقدان إلكترون بواسطة ذرة الهيدروجين هو بروتون حجمه أصغر بعدة مرات من حجم كاتيونات جميع العناصر الأخرى. ولذلك، فإن التأثير الاستقطابي للبروتون قوي جدًا، ونتيجة لذلك لا يتمكن الهيدروجين من تكوين مركبات أيونية تعمل فيها ككاتيون. مركباته، حتى مع اللافلزات الأكثر نشاطا، مثل الفلور، هي مواد ذات روابط تساهمية قطبية.

ذرة الهيدروجين غير قادرة على التبرع فحسب، بل تكتسب أيضًا إلكترونًا واحدًا. في هذه الحالة، يتم تشكيل أيون هيدروجين سالب الشحنة مع الغلاف الإلكتروني لذرة الهيليوم. وفي صورة مثل هذه الأيونات يوجد الهيدروجين في مركبات تحتوي على بعض المعادن النشطة. وبالتالي، فإن الهيدروجين له طبيعة كيميائية مزدوجة، حيث يظهر خصائص مؤكسدة ومختزلة. في معظم التفاعلات يعمل كعامل اختزال، مكونًا مركبات تكون فيها حالة الأكسدة +1. ولكن في التفاعلات مع المعادن النشطة فإنه يعمل كعامل مؤكسد: حالة الأكسدة الخاصة به في المركبات مع المعادن هي -1.

وهكذا، بالتخلي عن إلكترون واحد، يظهر الهيدروجين أوجه تشابه مع معادن المجموعة الأولى من الجدول الدوري، وبإضافة إلكترون. - مع غير معادن المجموعة السابعة. ولذلك فإن الهيدروجين في الجدول الدوري يوضع عادة إما في المجموعة الأولى وفي نفس الوقت بين قوسين في المجموعة السابعة، أو في المجموعة السابعة وبين قوسين في الأولى.

تسمى مركبات الهيدروجين مع المعادن بالهيدريدات.

هيدريدات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية هي أملاح. أي أن الرابطة الكيميائية بين المعدن والهيدروجين فيها تكون أيونية. عندما يعمل الماء عليها، يحدث تفاعل الأكسدة والاختزال، حيث يعمل أيون الهيدريد H كعامل اختزال، ويعمل هيدروجين الماء كعامل مؤكسد:

ن - - ه~ = ن 0؛ H20 + ه - = H° + OH - .

ينتج عن التفاعل هيدروجين وقاعدة. على سبيل المثال، يتفاعل هيدريد الكالسيوم مع الماء وفقا للمعادلة:

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

إذا أحضرت عود ثقاب مضاء إلى تيار من الهيدروجين يخرج من ثقب ضيق، يشتعل الهيدروجين ويحترق بلهب غير مضيء، مكونًا الماء:

2ح 2 + 0 2 = 2 ح 2 0.

في درجات الحرارة المنخفضة، لا يتفاعل الهيدروجين والأكسجين عمليا. إذا قمت بخلط كلا الغازين وتركت الخليط، فحتى بعد عدة سنوات لا يمكنك حتى اكتشاف علامات وجود الماء فيه.

يرجع انخفاض معدل تفاعل الهيدروجين مع الأكسجين عند درجات حرارة منخفضة إلى ارتفاع طاقة التنشيط لهذا التفاعل. جزيئات الهيدروجين والأكسجين قوية جدًا؛ الغالبية العظمى من التصادمات بينهما في درجة حرارة الغرفة تكون غير فعالة. فقط عند درجات الحرارة المرتفعة، عندما تصبح الطاقة الحركية للجزيئات المتصادمة كبيرة، تصبح بعض التصادمات الجزيئية فعالة وتؤدي إلى تكوين مراكز نشطة.

عند درجات الحرارة المرتفعة، يمكن للهيدروجين إزالة الأكسجين من العديد من المركبات، بما في ذلك معظم أكاسيد المعادن. على سبيل المثال، إذا تم تمرير الهيدروجين فوق أكسيد النحاس الساخن، يتم اختزال النحاس:

CuO + H 2 = Cu + H 2 0.

الهيدروجين الذري:عند درجات الحرارة العالية، تتفكك جزيئات الهيدروجين إلى ذرات:

ح 2<=>2 ن.

يمكن تنفيذ هذا التفاعل، على سبيل المثال، عن طريق تسخين سلك التنغستن مع التيار في جو من الهيدروجين المخلخل للغاية. التفاعل عكسي، وكلما ارتفعت درجة الحرارة، زاد انزياح التوازن إلى اليمين.

يتم إنتاج الهيدروجين الذري أيضًا عن طريق التفريغ الكهربائي الهادئ على الهيدروجين الجزيئي تحت ضغط يبلغ حوالي 70 باسكال. ذرات الهيدروجين المتكونة في ظل هذه الظروف لا تتحد على الفور لتشكل جزيئات، مما يجعل من الممكن دراسة خصائصها.

عندما يتحلل الهيدروجين إلى ذرات، يتم امتصاص كمية كبيرة من الحرارة:

ن 2 (ز) = 2 ح (ز)

ومن هذا يتضح أن ذرات الهيدروجين يجب أن تكون أكثر نشاطًا من جزيئاتها. ولكي يدخل الهيدروجين الجزيئي في أي تفاعل، يجب أن تتفكك جزيئاته إلى ذرات، الأمر الذي يتطلب إنفاق كمية كبيرة من الطاقة. في تفاعلات الهيدروجين الذري، ليس هناك حاجة إلى إنفاق الطاقة.

في الواقع، الهيدروجين الذري الموجود بالفعل في درجة حرارة الغرفة يقلل من العديد من أكاسيد المعادن ويتحد مباشرة مع الكبريت والنيتروجين والفوسفور؛ مع الأكسجين يشكل بيروكسيد الهيدروجين.

بيروكسيد الهيدروجين.

بيروكسيد الهيدروجين (بيروكسيد) هو سائل شراب عديم اللون. وهي مادة هشة للغاية يمكن أن تتحلل بشكل انفجاري إلى ماء وأكسجين، مما يؤدي إلى إطلاق كمية كبيرة من الحرارة:

2 ح 2 0 2 (عرض) - 2 ح 2 يا (عرض) + 0 2 (ز)

المحاليل المائية لبيروكسيد الهيدروجين أكثر استقرارًا. في مكان بارد يمكن تخزينها لفترة طويلة.

يتكون بيروكسيد الهيدروجين كمنتج وسيط أثناء احتراق الهيدروجين، ولكن بسبب ارتفاع درجة حرارة لهب الهيدروجين، فإنه يتحلل على الفور إلى الماء والأكسجين. ومع ذلك، إذا قمت بتوجيه لهب الهيدروجين على قطعة من الجليد، فيمكن العثور على آثار بيروكسيد الهيدروجين في الماء الناتج.

يتم إنتاج بيروكسيد الهيدروجين أيضًا من خلال عمل الهيدروجين الذري على الأكسجين.

في بيروكسيد الهيدروجين، ترتبط ذرات الهيدروجين تساهميًا مع ذرات الأكسجين، والتي يوجد بينها أيضًا رابطة بسيطة. يمكن التعبير عن بنية بيروكسيد الهيدروجين بالصيغة الهيكلية التالية: H - O-O - H.

تتمتع جزيئات H 2 0 2 بقطبية كبيرة، وذلك نتيجة لبنيتها المكانية.

يتفاعل بيروكسيد الهيدروجين مباشرة مع بعض القواعد لتكوين الأملاح. وهكذا، عندما يعمل بيروكسيد الهيدروجين على محلول مائي من هيدروكسيد الباريوم، يترسب راسب ملح الباريوم من بيروكسيد الهيدروجين:

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

تسمى أملاح بيروكسيد الهيدروجين بالبيروكسيدات أو البيروكسيدات. وهي تتكون من أيونات معدنية موجبة الشحنة وأيونات O2- سالبة الشحنة. حالة أكسدة الأكسجين في بيروكسيد الهيدروجين هي -1، وبالتالي فإن بيروكسيد الهيدروجين له خصائص كل من عامل مؤكسد وعامل اختزال، أي أنه يظهر ازدواجية الأكسدة والاختزال. ومع ذلك، فهو يتميز بخصائص مؤكسدة أكثر من الإمكانات القياسية للنظام الكهروكيميائي

ح 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

من أمثلة التفاعلات التي يعمل فيها H 2 0 2 كعامل مؤكسد، أكسدة نتريت البوتاسيوم

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

وفصل اليود من يوديد البوتاسيوم:

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

وكمثال على القدرة الاختزالية لبيروكسيد الهيدروجين نشير إلى تفاعل H 2 0 2 مع أكسيد الفضة (I)

Ag 2 0 + H 2 0 2 = 2Ag + H 2 0 + 0 2،

اختبارات في الكيمياء الصف التاسع

الاختبار النهائي في الكيمياء الصف التاسع

تم إعداد النسخة بواسطة G. R. Subkhanova.

الخيار 1

1. عنصري النيتروجين والفلور لهما نفس الشيء

1) إجمالي عدد الإلكترونات

2) عدد مستويات الطاقة المكتملة

3) عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي

4) عدد البروتونات في النواة

إجابة:

1. في سلسلة العناصر الكيميائية B → C → N

1) انخفاض شحنة النوى الذرية

2) زيادة الخواص الحمضية للهيدروكسيدات المشكلة

3) يزداد عدد المستويات الإلكترونية

4) زيادة السالبية الكهربية

5) يزداد نصف القطر الذري

إجابة:

1. لديهم نفس النوع من الروابط الكيميائية

1) كبريتات البوتاسيوم وأكسيد النيتريك (I)

2) بروميد الهيدروجين وأكسيد الألومنيوم

3) النحاس وكلوريد الصوديوم

4) الأكسجين والسيليكون

إجابة:

1. عند التفاعل مع أي من المواد التالية يكون الهيدروجين عاملاً مؤكسدًا؟

1) الأكسجين

إجابة:

1. يشير تفاعل الألومنيوم مع أكسيد الحديد (III) إلى التفاعلات

1) مركبات الأكسدة والاختزال

2) تبادل طارد للحرارة

3) الأكسدة والاستبدال

4) تحييد، ماص للحرارة

إجابة:

1. يتشكل أكبر عدد من الكاتيونات عند التفكك الكامل لـ 1 مول

1) فوسفات البوتاسيوم

2) نترات الصوديوم

3) كبريتات النحاس الثنائي

4) كلوريد الحديد (III).

إجابة:

إجابة:

1. يتفاعل كل من محلول كبريتات الصوديوم ومحلول كربونات الصوديوم

1) فوسفات الألومنيوم

2) هيدروكسيد الزنك

3) كلوريد الباريوم

4) حمض النيتريك

إجابة:

1. يتفاعل أكسيد الحديد (III) مع

1) هيدروكسيد الألومنيوم

2) كلوريد المغنيسيوم

3) حمض النيتريك

4) أكسيد الألومنيوم

إجابة:

1. بالنسبة للأسيتيلين، العبارات التالية صحيحة:

1) يتكون الجزيء من ذرتين كربون وذرتين هيدروجين

2) هيدروكربون مشبع

3) ترتبط ذرات الكربون في الجزيء برابطة مزدوجة

4) يتفاعل مع الكلور

5) التحلل ينتج ثاني أكسيد الكربون والهيدروجين

إجابة:

1. إنشاء مراسلات بين صيغة المادة والكواشف التي يمكن أن تتفاعل مع كل منها.

كواشف تركيبة المادة

أ) ح 2 1) CuO، N 2

ب) HBr 2) NO 2، Na 2 SO 4

ب) CuCl 2 3) Si، H 2 O

إجابة:

إجابة:

1. يتم إعطاء مخطط التحويل: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

اكتب معادلات التفاعل الجزيئي التي يمكن استخدامها لإجراء هذه التحولات

حل:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH) 3 → Al2O3 + 3H2O

آل 2 يا 3 + نا 2 أو→ 2NaAlO2

1. بعد تمرير 2.24 لترًا من ثاني أكسيد الكبريت (s.o.) في محلول هيدروكسيد البوتاسيوم، تم الحصول على 252.8 جم من محلول كبريتيت البوتاسيوم. احسب نسبة كتلة الملح في المحلول الناتج.

حل:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) احسب كتلة وكمية مادة كبريتيت البوتاسيوم الناتجة عن التفاعل:

وفقا لمعادلة التفاعلن(لذا 2 ) = ن(ك 2 لذا 3 ) = 0.1 مول

م(ك 2 سو 3) = ن (ك 2 سو 3) * م (ك 2 سو 3) = 0.1خلد * 158 ز/ خلد = 15.8 ز

3) تحديد الجزء الكتلي من كبريتيت البوتاسيوم في المحلول:

الجواب: 6.25%

الخيار 2

1. في ذرة العنصر يوجد مستويان من الطاقة مملوءان بالإلكترونات، والثالث يحتوي على 6 إلكترونات. ما هو هذا العنصر؟

1) السيليكون

2) الكربون

3) الأكسجين

إجابة

1. في سلسلة العناصر الكيميائية Be → Mg → Ca

1) انخفاض أعلى حالة الأكسدة

2) يزداد نصف القطر الذري

3) تزداد قيمة السالبية الكهربية

4) يتم تعزيز الخصائص الأساسية للهيدروكسيدات المشكلة

5) يتناقص عدد الإلكترونات في المستوى الخارجي

إجابة:

1. الرابطة الكيميائية في جزيء كلوريد الأمونيوم

1) تساهمية غير قطبية

2) القطبية التساهمية

4) الهيدروجين

إجابة:

1. يخضع الكربون لتفاعل استبدال مع

1) أكسيد الحديد (III).

2) الأكسجين

4) حامض الكبريتيك

إجابة:

حل:

CuSO 4 + 2 كوه = النحاس(أوه) 2 + ك 2 لذا 4 تشكيل راسب أزرق

إجابة:

حل:

حمض النيتريك هو حمض قوي. ولذلك، في محلول مائي فإنه يتفكك تماما إلى أيونات.

إجابة:

حل:
تتفاعل المعادن النشطة مع الماء في درجة حرارة الغرفة

إجابة:

حل:

يتفاعل كلوريد الأمونيوم وكبريتات الباريوم مع نترات الفضة، حيث يتفاعل كلوريد الأمونيوم فقط مع هيدروكسيد الكالسيوم.

إجابة:

حل:

الإيثيلين عبارة عن هيدروكربون غير مشبع (ألكين) يحتوي على رابطة مزدوجة، لذلك يمكن أن يخضع لتفاعل البلمرة.ج2ح4م=28جم / مول

حل:

المغنيسيوم:ملغ + أنا 2 = ملغي أنا 2

Mg + CuCl 2 = MgCl 2 + Cu

أكسيد الكبريت(السادس) -حامض أكسيد:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

الزنكبر 2 –ملح:ZnBr2 + Cl2 = ZnCl2 + Br2

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

1. إنشاء تطابق بين المادة الغازية والطريقة المختبرية للتعرف عليها. لكل عنصر من عناصر العمود الأول، حدد العنصر المقابل من العمود الثاني.

اكتب الأرقام في إجابتك، ورتبها بالترتيب المطابق للحروف:

1. يتم إعطاء مخطط التحويل: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

اكتب معادلات التفاعل الجزيئي التي يمكن استخدامها لإجراء هذه التحولات.

حل:

FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 + 2 بوكل

Fe(OH) 2 + H2 SO 4 → FeSO 4 + 2H 2 O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

1. عند تفاعل محلول زائد من كربونات البوتاسيوم مع محلول 10% من نترات الباريوم، يترسب 1.97 جم من الرواسب. حدد كتلة محلول نترات الباريوم المأخوذ للتجربة.

حل:

1) لنقم بإنشاء معادلة التفاعل:

ك 2 شركة 3 + با(لا 3 ) 2 → باكو 3 + 2 كنو 3

2) احسب كمية كربونات الباريوم الناتجة نتيجة التفاعل:

وفقا لمعادلة التفاعلن(باكو 3 ) = ن(با(لا 3 ) 2 = 0.01 مول

م(با(NO 3) 2) = n(با(NO 3) 2) * M((با(NO 3) 2) = 0.01خلد * 261 ز/ خلد = 2.61 ز

3) تحديد كتلة الحل (با(لا 3 ) 2):

الجواب: 26.1 جرام