Alle chemischen Elemente werden je nach Struktur und Eigenschaften der Atome in Metalle, Nichtmetalle und Edelgase unterteilt. Außerdem werden aus Elementen gebildete einfache Stoffe anhand ihrer physikalischen und chemischen Eigenschaften in Metalle und Nichtmetalle eingeteilt. Metalle haben Sie im vorherigen Kapitel kennengelernt. Kommen wir nun zur Betrachtung der Nichtmetalle.

Schon das Wort „Nichtmetalle“ weist darauf hin, dass die Eigenschaften nichtmetallischer Elemente und der entsprechenden einfachen Stoffe den Eigenschaften von Metallen entgegengesetzt sind.

Während Metallatome durch relativ große Radien und eine geringe Anzahl von Elektronen (1-3) auf der äußeren Energieebene gekennzeichnet sind, zeichnen sich Nichtmetallatome im Gegensatz dazu durch kleine Atomradien und die Anzahl der Elektronen auf der äußeren Energieebene aus von 4 bis 8 (Bor hat 3 dieser Elektronen, aber die Atome dieses Elements haben einen kleinen Radius). Daher der Wunsch von Metallatomen, externe Elektronen abzugeben, also reduzierende Eigenschaften, und von Nichtmetallatomen – der Wunsch, die den begehrten acht fehlenden Elektronen zu erhalten, also oxidierende Eigenschaften. Diese Eigenschaften werden durch die Stellung der Nichtmetalle in der Elektronegativitätsreihe charakterisiert. Somit weist Fluor nur oxidierende Eigenschaften auf und Sauerstoff weist ausschließlich reduzierende Eigenschaften in Bezug auf Fluor usw. auf.

Von den 114 heute bekannten chemischen Elementen (von denen 92 in der Natur vorkommen) werden 22 Elemente als Nichtmetalle klassifiziert. Über die Anordnung von Metallen und Nichtmetallen im Periodensystem von D. I. Mendeleev haben wir bereits im vorherigen Kapitel gesprochen. Hier stellen wir noch einmal fest, dass sich im Periodensystem von D. I. Mendeleev Metalle hauptsächlich unter der B-At-Diagonale befinden und Nichtmetalle entlang dieser Diagonale und darüber in den Hauptuntergruppen (Abb. 71).

Reis. 71.
Die Position nichtmetallischer chemischer Elemente (rot markiert) im Periodensystem von D. I. Mendeleev

Die Eigenschaften einfacher Stoffe, die aus Nichtmetallen bestehen, sind sehr vielfältig. Obwohl es im Vergleich zu Metallen deutlich weniger Nichtmetalle gibt, ist es schwierig, gemeinsame charakteristische Merkmale für sie zu identifizieren.

Urteilen Sie selbst: Wasserstoff H2, Sauerstoff O2 und Ozon O2, Fluor F2, Chlor Cl2, Stickstoff N2 sind unter normalen Bedingungen Gase, Brom Br2 ist eine Flüssigkeit und Bor, Kohlenstoff (Diamant und Graphit), Silizium, Phosphor (rot und weiß). ), Schwefel (plastisch und rhombisch), Selen, Tellur, Jod I 2, Astatin – Feststoffe.

Wenn die allermeisten Metalle durch eine silbrig-weiße Farbe gekennzeichnet sind, dann deckt die Farbe der Nichtmetalle – einfache Stoffe – alle Farben des Spektrums ab: Rot (roter Phosphor, rotbraunes flüssiges Brom), Gelb (Schwefel), grün (Chlor – ein gelbgrünes Gas), violett (Joddampf).

Die Schmelzpunkte von Nichtmetallen liegen in einem sehr weiten Bereich: von 3800 °C für Graphit bis -259 °C für Wasserstoff. Dieses Merkmal der Eigenschaften von Nichtmetallen ist eine Folge der Bildung von zwei Arten von Kristallgittern: molekular (O 2, O 2, N 2, Halogene, weißer Phosphor usw.) und atomar (Diamant, Graphit, Silizium, Bor usw.). Die unterschiedlichen Strukturen der Kristallgitter erklären auch das Phänomen der Allotropie (denken Sie daran, was es ist). Beispielsweise bildet das Element Phosphor einen einfachen Stoff mit einem molekularen Kristallgitter – weißen Phosphor, dessen Moleküle die Zusammensetzung P 4 haben, und einen einfachen Stoff mit einem atomaren Kristallgitter – roten Phosphor P.

Der zweite Grund für die Allotropie hängt mit der unterschiedlichen Anzahl von Atomen in den Molekülen einfacher Substanzen zusammen. Ein typisches Beispiel sind einfache aus Sauerstoff gebildete Stoffe: Sauerstoff O 2 und Ozon O 3 .

Im Gegensatz zum farb- und geruchlosen Sauerstoff O2 ist Ozon ein hellblaues Gas mit starkem Geruch.

Aus dem letztjährigen Kurs wissen Sie bereits, dass die Beimischung von Ozon in die Luft nach einem Gewitter ein Gefühl angenehmer Frische vermittelt; Ozon ist auch in der Luft von Kiefernwäldern und der Meeresküste enthalten.

In der Natur entsteht Ozon bei elektrischen Entladungen oder der Oxidation organischer Harzstoffe sowie durch die Einwirkung ultravioletter Strahlen auf Sauerstoff. Im Labor wird es in speziellen Geräten – Ozonisatoren (Abb. 72) – gewonnen, wenn Sauerstoff einer leisen (funkenfreien) elektrischen Entladung ausgesetzt wird.

Reis. 72.
Ozonisator

Ozon ist ein viel stärkeres Oxidationsmittel als Sauerstoff. Seine Verwendung basiert auf der starken Oxidationsfähigkeit von Ozon: Bleichen von Textilien, Desodorieren (Entfernen von Gerüchen) von Fetten und Ölen, Desinfizieren von Luft und Trinkwasser.

Ozon ist sehr wichtig für den Erhalt allen Lebens auf unserem Planeten. Erinnern wir uns daran, dass die Ozonschicht der Erde (Abb. 73), die sich in einer Höhe von 20–25 km befindet, ultraviolette Strahlung einfängt, die eine zerstörerische Wirkung auf die Zellen lebender Organismen hat. Daher ist es klar, wie wichtig es ist, diesen „Ozonschild“ des Planeten, der sehr empfindlich auf die Einwirkung verschiedener Chemikalien reagiert, vor der Zerstörung zu bewahren.

Reis. 73.
Die Ozonschicht der Erde

Ozon wird als variabler Bestandteil der Luft eingestuft. Damals, Ende des 18. Jahrhunderts. A. Lavoisier stellte fest, dass Luft keine einfache Substanz ist, sondern eine Mischung aus gasförmigen Nichtmetallen: Stickstoff N2 (4/5 des Luftvolumens ausmachend) und Sauerstoff O2 (mit einem Volumenanteil von 1/5). Anschließend wurden die Vorstellungen über die Zusammensetzung der Luft verfeinert. Derzeit wird zwischen konstanten, variablen und zufälligen Bestandteilen der Luft unterschieden.

Die ständigen Bestandteile der Luft sind Stickstoff, Sauerstoff und Edelgase (Argon, Helium, Neon usw.). Ihr Gehalt in der Troposphäre ist derselbe (Tabelle 6).

Tabelle 6
Luftzusammensetzung

Die variablen Bestandteile der Luft sind Kohlendioxid (ca. 0,03 Vol.-%), Wasserdampf und Ozon (ca. 0,00004 Vol.-%). Ihr Gehalt kann je nach natürlichen und industriellen Bedingungen stark variieren.

Zu den zufälligen Bestandteilen der Luft gehören Staub, Mikroorganismen, Pollen und einige Gase, darunter auch solche, die sauren Regen bilden: Schwefeloxide, Stickstoffoxide usw.

Luft, frei von variablen und zufälligen Bestandteilen, ist transparent, frei von Farbe, Geschmack und Geruch, 1 Liter davon nachts. u. hat eine Masse von 1,29 g. Die Molmasse von Luft mit einem Volumen von 22,4 Litern (1 mol) beträgt 29 g/mol.

Luft ist ein Ozean aus Gasen, auf dessen Grund Menschen, Tiere und Pflanzen leben. Es ist für die Atmung und die Photosynthese notwendig. Im Wasser gelöster Luftsauerstoff dient der Atmung der Gewässerbewohner (Fische, Wasserpflanzen).

Die Rolle der Luft bei der Verwitterung (Zerstörung) von Gesteinen und bei der Bodenbildung ist groß (Abb. 74). Unter dem Einfluss von Luft und Bakterien werden organische Rückstände mineralisiert – veraltete organische Stoffe werden in mineralische Verbindungen umgewandelt und wieder von Pflanzen aufgenommen.

Reis. 74.
Durch die Verwitterung bilden sich seltsam geformte Gesteine.

Stickstoff, Argon und Sauerstoff werden aus flüssiger Luft unter Ausnutzung ihrer unterschiedlichen Siedepunkte gewonnen (Abb. 75). Beim Destillieren von verflüssigter Luft verdampft zunächst Stickstoff.

Reis. 75.
Flüssigluftdestillation:
a - Prozessdiagramm; c - Industrieanlage

Neue Wörter und Konzepte

1. Metallelemente und nichtmetallische Elemente. Die Struktur nichtmetallischer Atome.
2. Einfache Stoffe sind Metalle und einfache Stoffe sind Nichtmetalle.
3. Allotropie. Sauerstoff und Ozon.
4. Luftzusammensetzung.

Aufgaben für selbständiges Arbeiten

1. Bestimmen Sie, wie oft schwerer (leichter) Sauerstoff, Kohlendioxid und Wasserstoff als Luft sind, d. h. bestimmen Sie die relative Dichte dieser Gase in Luft (D Luft).
2. Wenn Sie die volumetrische Zusammensetzung der Luft kennen, ermitteln Sie die Stoffmenge jedes Gases: Stickstoff und Sauerstoff in 100 Litern Luft bei N. u.
3. Bestimmen Sie die Anzahl der Moleküle: a) Sauerstoff; b) Stickstoff, der in 22,4 Litern Luft bei Raumtemperatur enthalten ist. u.
4. Berechnen Sie das Luftvolumen (n.a.), das zum Verbrennen von 20 m 3 Schwefelwasserstoff erforderlich ist, wenn Wasser und Schwefeloxid (IV) entstehen. Berechnen Sie die Masse dieser Luft.
5. Bereiten Sie eine Nachricht über die Verwendung von Sauerstoff vor.
6. Was sind Ozonlöcher? Wie kann ihr Auftreten verhindert werden?

Sauerstoff O hat die Ordnungszahl 8 und befindet sich in der Hauptuntergruppe (Untergruppe a) VI Gruppe, in der zweiten Periode. In Sauerstoffatomen befinden sich Valenzelektronen auf dem 2. Energieniveau, das nur hat S- Und P-Orbitale. Dies schließt die Möglichkeit des Übergangs von O-Atomen in einen angeregten Zustand aus, daher weist Sauerstoff in allen Verbindungen eine konstante Wertigkeit gleich II auf. Aufgrund ihrer hohen Elektronegativität sind Sauerstoffatome in Verbindungen immer negativ geladen (c.d. = -2 oder -1). Eine Ausnahme bilden die Fluoride OF 2 und O 2 F 2 .

Für Sauerstoff sind die Oxidationsstufen -2, -1, +1, +2 bekannt

Allgemeine Eigenschaften des Elements

Sauerstoff ist das am häufigsten vorkommende Element auf der Erde und macht etwas weniger als die Hälfte, nämlich 49 %, der Gesamtmasse der Erdkruste aus. Natürlicher Sauerstoff besteht aus den drei stabilen Isotopen 16 O, 17 O und 18 O (16 O überwiegt). Sauerstoff ist Teil der Atmosphäre (20,9 Vol.-%, 23,2 Massenprozent), in der Zusammensetzung von Wasser und mehr als 1.400 Mineralien: Kieselsäure, Silikate und Alumosilikate, Marmor, Basalte, Hämatit und andere Mineralien und Gesteine. Sauerstoff macht 50–85 % der Gewebemasse von Pflanzen und Tieren aus, da er in Proteinen, Fetten und Kohlenhydraten enthalten ist, aus denen lebende Organismen bestehen. Die Rolle von Sauerstoff bei Atmungs- und Oxidationsprozessen ist allgemein bekannt.

Sauerstoff ist in Wasser relativ schwer löslich – 5 Volumenteile in 100 Volumenteilen Wasser. Wenn jedoch der gesamte im Wasser gelöste Sauerstoff in die Atmosphäre gelangen würde, würde er ein riesiges Volumen einnehmen – 10 Millionen km 3 (n.s.). Dies entspricht etwa 1 % des gesamten Sauerstoffs in der Atmosphäre. Die Bildung einer Sauerstoffatmosphäre auf der Erde ist auf Prozesse der Photosynthese zurückzuführen.

Es wurde vom Schweden K. Scheele (1771 – 1772) und dem Engländer J. Priestley (1774) entdeckt. Die erste nutzte das Erhitzen von Nitrat, die zweite – Quecksilberoxid (+2). Der Name wurde von A. Lavoisier („Oxygenium“ – „Säuren hervorbringen“) gegeben.

In seiner freien Form liegt es in zwei allotropen Modifikationen vor – „gewöhnlicher“ Sauerstoff O 2 und Ozon O 3 .

Die Struktur des Ozonmoleküls

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Ozon in der Stratosphäre bildet eine dünne Schicht, die den Großteil der biologisch schädlichen ultravioletten Strahlung absorbiert.
Bei der Lagerung wandelt sich Ozon spontan in Sauerstoff um. Chemisch gesehen ist Sauerstoff O2 weniger aktiv als Ozon. Die Elektronegativität von Sauerstoff beträgt 3,5.

Physikalische Eigenschaften von Sauerstoff

O 2 – farbloses, geruchloses und geschmackloses Gas, Schmp. –218,7 °C, Kp. –182,96 °C, paramagnetisch.

Flüssiges O2 ist blau, festes O2 ist blau. O 2 ist in Wasser löslich (besser als Stickstoff und Wasserstoff).

Sauerstoff gewinnen

1. Industrielle Methode – Destillation von flüssiger Luft und Elektrolyse von Wasser:

2H 2 O → 2H 2 + O 2

2. Im Labor wird Sauerstoff gewonnen:
1. Elektrolyse alkalischer wässriger Lösungen oder wässriger Lösungen sauerstoffhaltiger Salze (Na 2 SO 4 usw.)

2. Thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat KMnO 4:
2KMnO 4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Berthollet-Salz KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (MnO 2-Katalysator)

Manganoxid (+4) MnO 2:
4MnO 2 = 2Mn 2 O 3 + O 2 (700 ° C),

3MnO 2 = 2Mn 3 O 4 + O 2 (1000 ° C),

Bariumperoxid BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Zersetzung von Wasserstoffperoxid:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (MnO 2-Katalysator)

4. Abbau von Nitraten:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Auf Raumschiffen und U-Booten wird Sauerstoff aus einer Mischung von K 2 O 2 und K 2 O 4 gewonnen:
2K 2 O 4 + 2H 2 O = 4KOH +3O 2
4KOH + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 2H 2 O

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

Bei Verwendung von K 2 O 2 sieht die Gesamtreaktion wie folgt aus:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Wenn Sie K 2 O 2 und K 2 O 4 in gleichen (d. h. äquimolaren) Mengen mischen, wird pro 1 Mol absorbiertem CO 2 ein Mol O 2 freigesetzt.

Chemische Eigenschaften von Sauerstoff

Sauerstoff unterstützt die Verbrennung. Verbrennung - b ein schneller Oxidationsprozess einer Substanz, der mit der Freisetzung einer großen Menge Wärme und Licht einhergeht. Um zu beweisen, dass die Flasche Sauerstoff und kein anderes Gas enthält, müssen Sie einen glimmenden Splitter in die Flasche senken. In Sauerstoff blitzt ein glimmender Splitter hell auf. Die Verbrennung verschiedener Stoffe in der Luft ist ein Redoxprozess, bei dem Sauerstoff das Oxidationsmittel ist. Oxidationsmittel sind Stoffe, die reduzierenden Stoffen Elektronen „entziehen“. Die guten Oxidationseigenschaften von Sauerstoff lassen sich leicht durch die Struktur seiner äußeren Elektronenhülle erklären.

Die Valenzschale des Sauerstoffs befindet sich auf der 2. Ebene – relativ nahe am Kern. Daher zieht der Kern Elektronen stark an. Auf der Valenzschale von Sauerstoff 2s 2 2p 4 es gibt 6 Elektronen. Folglich fehlen dem Oktett zwei Elektronen, die Sauerstoff dazu neigt, von den Elektronenhüllen anderer Elemente aufzunehmen und mit ihnen als Oxidationsmittel zu reagieren.

Sauerstoff hat (nach Fluor) die zweite Elektronegativität auf der Pauling-Skala. Daher ist in den allermeisten seiner Verbindungen mit anderen Elementen Sauerstoff enthalten Negativ Oxidationsgrad. Das einzige stärkere Oxidationsmittel als Sauerstoff ist sein damaliger Nachbar Fluor. Daher sind Sauerstoffverbindungen mit Fluor die einzigen, bei denen Sauerstoff eine positive Oxidationsstufe aufweist.

Sauerstoff ist also das zweitstärkste Oxidationsmittel unter allen Elementen des Periodensystems. Damit sind die meisten seiner wichtigsten chemischen Eigenschaften verbunden.
Alle Elemente reagieren mit Sauerstoff außer Au, Pt, He, Ne und Ar; bei allen Reaktionen (außer der Wechselwirkung mit Fluor) ist Sauerstoff ein Oxidationsmittel.

Sauerstoff reagiert leicht mit Alkali- und Erdalkalimetallen:

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

Feines Eisenpulver (das sogenannte pyrophore Eisen) entzündet sich spontan an der Luft und bildet Fe 2 O 3, und Stahldraht verbrennt in Sauerstoff, wenn er vorher erhitzt wird:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O 2 → 2MgO

2Cu + O 2 → 2CuO

Sauerstoff reagiert beim Erhitzen mit Nichtmetallen (Schwefel, Graphit, Wasserstoff, Phosphor usw.):

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 usw.

Fast alle Reaktionen mit Sauerstoff O2 sind exotherm, mit seltenen Ausnahmen, zum Beispiel:

N2+O2 → 2NO–Q

Diese Reaktion findet bei Temperaturen über 1200 °C oder in einer elektrischen Entladung statt.

Sauerstoff ist in der Lage, komplexe Stoffe zu oxidieren, zum Beispiel:

2H 2 S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (überschüssiger Sauerstoff),

2H 2 S + O 2 → 2S + 2H 2 O (Sauerstoffmangel),

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O (in Gegenwart eines Pt-Katalysators),

CH 4 (Methan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

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

Bekannt sind Verbindungen, die das Dioxygenylkation O 2 + enthalten, beispielsweise O 2 + - (die erfolgreiche Synthese dieser Verbindung veranlasste N. Bartlett, zu versuchen, Verbindungen von Inertgasen zu erhalten).

Ozon

Ozon ist chemisch aktiver als Sauerstoff O2. Somit oxidiert Ozon Iodid – I-Ionen – in einer Kl-Lösung:

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

Ozon ist hochgiftig, seine toxischen Eigenschaften sind stärker als beispielsweise Schwefelwasserstoff. In der Natur schützt das in hohen Schichten der Atmosphäre enthaltene Ozon jedoch alles Leben auf der Erde vor der schädlichen ultravioletten Strahlung der Sonne. Die dünne Ozonschicht absorbiert diese Strahlung und erreicht die Erdoberfläche nicht. Die Dicke und Ausdehnung dieser Schicht (des sogenannten Ozonlochs) schwankt im Laufe der Zeit erheblich; die Gründe dafür sind noch nicht geklärt.

Anwendung von Sauerstoff O 2: Intensivierung der Prozesse zur Herstellung von Gusseisen und Stahl, beim Schmelzen von Nichteisenmetallen, als Oxidationsmittel in verschiedenen chemischen Industrien, zur Lebenserhaltung auf U-Booten, als Oxidationsmittel für Raketentreibstoff (flüssiger Sauerstoff), in der Medizin, beim Schweißen und Schneiden von Metallen.

Anwendung von Ozon O 3: zur Desinfektion von Trinkwasser, Abwasser, Luft, zum Bleichen von Textilien.

Die zur Hauptuntergruppe der Gruppe VII gehörenden Elemente Fluor, Chlor, Brom, Jod und Astat werden als Halogene bezeichnet. Dieser Name, der wörtlich „Salz produzierend“ bedeutet, wurde den Elementen für ihre Fähigkeit gegeben, mit Metallen zu interagieren und typische Salze wie Natriumchlorid NaCl zu bilden.

Die äußere Elektronenhülle von Halogenatomen enthält sieben Elektronen – zwei in s-Orbitalen und fünf in p-Orbitalen (ns2np5). Halogene haben eine erhebliche Elektronenaffinität. Ihre Atome binden leicht ein Elektron und bilden so einfach geladene negative Ionen mit der elektronischen Struktur des entsprechenden Edelgases (ns2np6). Die Tendenz zur Elektronenaufnahme zeichnet Halogene als typische Nichtmetalle aus. Die ähnliche Struktur der äußeren Elektronenhülle bestimmt die große Ähnlichkeit der Halogene untereinander, die sich sowohl in ihren chemischen Eigenschaften als auch in den Arten und Eigenschaften der von ihnen gebildeten Verbindungen manifestiert. Doch wie ein Vergleich der Eigenschaften von Halogenen zeigt, gibt es erhebliche Unterschiede zwischen ihnen.

Mit zunehmender Ordnungszahl der Elemente in der F-At-Reihe nehmen die Radien der Atome zu, die Elektronegativität nimmt ab und die nichtmetallischen Eigenschaften und die Oxidationsfähigkeit der Elemente werden schwächer.

Im Gegensatz zu anderen Halogenen liegt Fluor in seinen Verbindungen immer in der Oxidationsstufe -1 vor, da es unter allen Elementen die höchste Elektronegativität aufweist. Die übrigen Halogene weisen verschiedene Oxidationsstufen von -1 bis +7 auf.

Mit Ausnahme einiger Oxide, auf die weiter unten eingegangen wird, entsprechen alle Halogenverbindungen ungeraden Oxidationsstufen. Dieses Muster ist auf die Möglichkeit einer sequentiellen Anregung gepaarter Elektronen in den Cl-, Br-, I- und At-Atomen auf die d-Unterebene zurückzuführen, was zu einer Erhöhung der Anzahl der an der Bildung kovalenter Bindungen beteiligten Elektronen auf 3, 5 führt oder 7.

Die aus Halogenatomen gebildeten Moleküle einfacher Stoffe sind zweiatomig. Mit zunehmendem Atomradius in der Reihe F, Cl, Br, I, At nimmt die Polarisierbarkeit von Molekülen zu. Dadurch nimmt die intermolekulare Dispersionswechselwirkung zu, was zu einem Anstieg der Schmelz- und Siedepunkte von Halogenen führt.

In der Reihe Cl 2 - Br 2 -I 2 nimmt die Bindungsstärke zwischen den Atomen im Molekül allmählich ab. Eine Abnahme der Bindungsstärke in Halogenmolekülen äußert sich in einer Abnahme ihrer Hitzebeständigkeit. Fluor fällt außerhalb des allgemeinen Musters: Die Bindungsstärke zwischen Atomen in seinem Molekül ist geringer und der Grad der Bindung Die thermische Dissoziation von Molekülen ist höher als die von Chlor. Solche anomalen Eigenschaften von Fluor können durch das Fehlen der d-Unterschale in der äußeren Elektronenhülle seines Atoms erklärt werden. Im Molekül von Chlor und anderen Halogenen gibt es freie d-Orbitale und daher gibt es eine zusätzliche Donor-Akzeptor-Wechselwirkung zwischen den Atomen, die die Bindung stärkt.

Bei der Bildung des F 2 -Moleküls wird durch die Wechselwirkung von 2p-AO mit ungepaarten Elektronen von Fluoratomen (1 + 1-System) eine Abnahme der Elektronenenergie erreicht. Die verbleibenden p-AOs einzelner Elektronenpaare können davon ausgegangen werden, dass sie nicht an der Bildung einer chemischen Bindung beteiligt sind. Eine chemische Bindung in einem Cl 2 -Molekül entsteht neben einer ähnlichen Wechselwirkung zwischen den Valenz-3d-AO-Chloratomen (1+1-System) auch aufgrund der 3p-AO-Wechselwirkungen des einzelnen Elektronenpaars eines Chloratoms mit das freie 3d-AO eines anderen (2+0-System). Dadurch ist die Bindungsordnung im C1 2-Molekül größer als im F 2-Molekül und die chemische Bindung ist stärker.

Aufgrund ihrer hohen chemischen Aktivität kommen Halogene in der Natur ausschließlich in gebundenem Zustand vor – hauptsächlich in Form von Salzen von Halogenwasserstoffsäuren.

Fluor kommt in der Natur am häufigsten in Form des Flussspatminerals CaF 2 vor.

Die wichtigste natürliche Verbindung Chlor ist Natriumchlorid (Speisesalz) NaCl, das als Hauptrohstoff für die Herstellung anderer Chlorverbindungen dient.

Alle Halogene haben einen sehr stechenden Geruch. Schon das Einatmen geringer Mengen führt zu starken Reizungen der Atemwege und Entzündungen der Schleimhäute. Größere Mengen an Halogenen können zu schweren Vergiftungen führen.

Halogene sind in Wasser relativ schwer löslich. Ein Volumen Wasser löst bei Raumtemperatur etwa 2,5 Volumina auf Chlor . Diese Lösung wird Chlorwasser genannt.

Fluor kann nicht in Wasser gelöst werden, da es es stark zersetzt:

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

Fluor und Chlor Sie reagieren intensiv mit vielen organischen Lösungsmitteln: Schwefelkohlenstoff, Ethylalkohol, Diethylether, Chloroform, Benzol.

Chemische Eigenschaften von Halogenen.

Freie Halogene weisen eine extrem hohe chemische Aktivität auf. Sie interagieren mit fast allen einfachen Substanzen. Reaktionen, bei denen Halogene mit Metallen kombiniert werden, laufen besonders schnell und unter Freisetzung großer Wärmemengen ab.

2Na + C1 2 = 2NaCl.

Kupfer, Zinn und viele andere Metalle brennen in Chlor, wodurch die entsprechenden Salze entstehen. In all diesen Fällen geben Metallatome Elektronen ab, d. h. werden oxidiert, und Halogenatome gewinnen Elektronen, d. h. werden reduziert. Diese Fähigkeit, Elektronen anzulagern, die sich deutlich in Halogenatomen äußert, ist ihre charakteristische chemische Eigenschaft. Daher sind Halogene sehr energiereiche Oxidationsmittel.

Die oxidierenden Eigenschaften von Halogenen zeigen sich auch bei der Wechselwirkung mit komplexen Stoffen. Lassen Sie uns einige Beispiele nennen.

1. Wenn Chlor durch eine Lösung von Eisen(II)-chlorid geleitet wird, wird dieses zu Eisen(III)-chlorid oxidiert, wodurch sich die Lösung von hellgrün nach gelb verfärbt:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Chemische Aktivität Fluorid außergewöhnlich hoch. Alkalimetalle, Blei und Eisen entzünden sich in einer Fluoratmosphäre bei Raumtemperatur. Auf einige Metalle (Al, Fe, Ni, Cu, Zn) hat Fluor in der Kälte keine Wirkung, da sich auf deren Oberfläche eine Schutzschicht aus Fluorid bildet. Beim Erhitzen reagiert Fluor jedoch mit allen Metallen, einschließlich Gold und Platin.

Fluor interagiert in der Kälte mit vielen Nichtmetallen (Wasserstoff, Jod, Brom, Schwefel, Phosphor, Arsen, Antimon, Kohlenstoff, Silizium, Bor): Es kommt zu Reaktionen mit Explosion oder Flammenbildung:

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

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

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

Beim Erhitzen verbinden sich Chlor, Krypton und Xenon mit Fluor, zum Beispiel: Xe(g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluor reagiert nicht direkt nur mit Sauerstoff, Stickstoff und Kohlenstoff (in Form von Diamant).

Die Wechselwirkung von Fluor mit komplexen Substanzen erfolgt sehr heftig. In seiner Atmosphäre brennen stabile Stoffe wie Glas (in Form von Watte) und Wasserdampf:

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

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

Freies Chlor weist ebenfalls eine sehr hohe chemische Aktivität auf, wenn auch geringer als Fluor. Es interagiert direkt mit allen einfachen Substanzen, mit Ausnahme von Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen. Nichtmetalle wie Phosphor, Arsen, Antimon und Silizium reagieren bereits bei niedrigen Temperaturen mit Chlor; Dabei wird eine große Menge Wärme freigesetzt. Die Wechselwirkung von Chlor mit den aktiven Metallen Natrium erfolgt heftig, Kalium, Magnesium usw. Bei Raumtemperatur ohne Beleuchtung reagiert Chlor praktisch nicht mit Wasserstoff, aber beim Erhitzen oder bei hellem Sonnenlicht läuft die Reaktion über einen Kettenmechanismus mit einer Explosion ab.

Quittung.

Fluor Aufgrund seiner hohen Elektronegativität kann es nur durch Elektrolyse aus Verbindungen isoliert werden (die Schmelze der KF+2HF-Zusammensetzung wird einer Elektrolyse unterzogen. Die Elektrolyse erfolgt in einem Nickelgefäß, das die Kathode darstellt, und Kohle dient als Anode). .

Chlor werden derzeit in großen Mengen durch Elektrolyse wässriger Lösungen von Natrium- oder Kaliumchloriden gewonnen.

In Laboratorien entsteht Chlor durch die Einwirkung verschiedener Oxidationsmittel auf Salzsäure.

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

Verbindungen von Halogenen mit Wasserstoff.

Die chemische Bindung in Halogenwasserstoffmolekülen ist polar kovalent: Das gemeinsame Elektronenpaar wird zum Halogenatom verschoben, da dieses elektronegativer ist. Die Stärke der chemischen Bindung in Halogenwasserstoffmolekülen nimmt natürlicherweise in der Reihe HF – HC1 – HBr – HI ab: Dies äußert sich in einer Änderung der Dissoziationsenthalpie von Molekülen in Atome.

Beim Übergang beispielsweise von HF zu HI nimmt der Überlappungsgrad der Elektronenwolken von Wasserstoff- und Halogenatomen ab und der Überlappungsbereich liegt in größerer Entfernung vom Kern des Halogenatoms und wird stärker abgeschirmt eine erhöhte Anzahl elektronischer Zwischenschichten. Darüber hinaus nimmt in der Reihe F – Cl – Br – I die Elektronegativität des Halogenatoms ab. Daher verschiebt sich im HF-Molekül die Elektronenwolke des Wasserstoffatoms am stärksten in Richtung des Halogenatoms und in den HC1-, HBr- und HI-Molekülen immer weniger. Dies führt auch zu einer Verringerung der Überlappung wechselwirkender Elektronenwolken und damit zu einer Schwächung der Bindungen zwischen Atomen.

Halogenwasserstoffe sind in Wasser sehr gut löslich. Bei 0 °C löst ein Volumenteil Wasser etwa 500 Volumina NS1, 600 Volumenteile HBr und etwa 425 Volumenteile HI (bei 10 °C); Fluorwasserstoff mischt sich mit Wasser in jedem Verhältnis.

Die Auflösung von Halogenwasserstoffen geht nur mit ihrer Dissoziation vom Säuretyp einher Fluorwasserstoff ist relativ schwach dissoziiert, während der Rest zu den stärksten Säuren zählt.

Negative Halogenwasserstoffionen, ausgenommen fgorid-Ionen haben reduzierende Eigenschaften, die in der Reihenfolge Cl-, Br_, I- zunehmen.

Chloridion wird oxidiert Torus, Kaliumpermanganat, Mangandioxid und andere starke Oxidationsmittel, zum Beispiel:

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

Eine Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser wird Flusssäure genannt. Dieser Name kommt von Flussspat, aus dem üblicherweise durch Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure Fluorwasserstoff gewonnen wird:

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

Fluorwasserstoff reagiert mit den meisten Metallen. In vielen Fällen ist das resultierende Salz jedoch schwer löslich, wodurch ein Schutzfilm auf der Metalloberfläche entsteht.

Eine bemerkenswerte Eigenschaft von Fluorwasserstoff und Flusssäure ist ihre Fähigkeit, mit Siliziumdioxid Si0 2, das Teil des Glases ist, zu interagieren; Dadurch entsteht gasförmiges Siliziumfluorid SiF 4:

Si0 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 0.

Salzsäure wird durch Auflösen von Chlorwasserstoff in Wasser gewonnen. Derzeit ist die wichtigste Methode zur industriellen Herstellung von Chlorwasserstoff der Prozess seiner Synthese aus Wasserstoff und Chlor:

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

Auch bei der Chlorierung organischer Verbindungen nach dem Schema fallen große Mengen HCl als Nebenprodukt an

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogene gehen mit Sauerstoff eine Reihe von Verbindungen ein. Alle diese Verbindungen sind jedoch instabil und werden nicht durch direkte Wechselwirkung von Halogenen mit Sauerstoff, sondern nur indirekt gewonnen. Solche Eigenschaften von Sauerstoffverbindungen von Halogenen stehen im Einklang mit der Tatsache, dass fast alle von ihnen durch positive Werte der Standard-Gibbs-Bildungsenergie gekennzeichnet sind.

Von den sauerstoffhaltigen Halogenverbindungen sind Salze von Sauerstoffsäuren am stabilsten, während Oxide und Säuren am wenigsten stabil sind. In allen sauerstoffhaltigen Verbindungen weisen Halogene mit Ausnahme von Fluor eine positive Oxidationsstufe auf, die sieben erreicht.

Sauerstofffluorid OF 2 kann durch Einleiten von Fluor in eine gekühlte 2 %ige NaOH-Lösung hergestellt werden. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung:

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

Wie bereits angedeutet, Sauerstoffverbindungen Chlor kann nur durch indirekte Methoden gewonnen werden. Beginnen wir unsere Betrachtung der Entstehungswege mit dem Prozess der Chlorhydrolyse, also mit einer reversiblen Reaktion zwischen Chlor und Wasser

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

Dadurch entstehen Salzsäure und unterchlorige Säure HOC1.

Ticket 16

Wasserstoffchemie

Wasserstoff hat drei Isotope: Protium, Deuterium oder D und Tritium oder T. Ihre Massenzahlen sind 1, 2 und 3. Protium und Deuterium sind stabil, Tritium ist radioaktiv.

Das Wasserstoffmolekül besteht aus zwei Atomen.

Wasserstoff in freiem Zustand kommt auf der Erde nur in geringen Mengen vor. Manchmal wird es zusammen mit anderen Gasen bei Vulkanausbrüchen sowie beim Bohren von Bohrlöchern bei der Ölförderung freigesetzt. Aber in Form von Verbindungen kommt Wasserstoff sehr häufig vor.

In der Industrie wird Wasserstoff hauptsächlich aus Erdgas hergestellt. Dieses hauptsächlich aus Methan bestehende Gas wird mit Wasserdampf und Sauerstoff vermischt. Wenn ein Gasgemisch in Gegenwart eines Katalysators auf 800–900 °C erhitzt wird, kommt es zu einer Reaktion, die schematisch durch die Gleichung dargestellt werden kann:

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

In Laboratorien wird Wasserstoff meist durch Elektrolyse wässriger Lösungen von NaOH oder KOH gewonnen, wobei die Konzentration dieser Lösungen entsprechend ihrer maximalen elektrischen Leitfähigkeit gewählt wird. Elektroden werden üblicherweise aus Nickelblechen hergestellt. Dieses Metall korrodiert in alkalischen Lösungen nicht, auch nicht als Anode. Bei Bedarf wird der entstehende Wasserstoff von Wasserdampf und Sauerstoffspuren gereinigt. Unter anderen Labormethoden ist die Abtrennung von Wasserstoff aus Lösungen von Schwefel- oder Salzsäure durch Einwirkung von Zink die gebräuchlichste Methode.

Eigenschaften und Anwendungen von Wasserstoff.

Wasserstoff ist ein farb- und geruchloses Gas. Wasserstoff ist in Wasser sehr schwer löslich, aber in einigen Metallen, zum Beispiel Nickel, Palladium, Platin, löst er sich in erheblichen Mengen.

Die Löslichkeit von Wasserstoff in Metallen hängt mit seiner Fähigkeit zusammen, durch Metalle zu diffundieren. Darüber hinaus weist Wasserstoff als leichtestes Gas die höchste Diffusionsgeschwindigkeit auf: Seine Moleküle breiten sich schneller aus als die Moleküle aller anderen Gase in der Umgebung eines anderen Stoffes und passieren verschiedene Arten von Trennwänden. Seine Diffusionsfähigkeit ist bei erhöhtem Druck und hohen Temperaturen besonders groß.

Die chemischen Eigenschaften von Wasserstoff werden weitgehend durch die Fähigkeit seines Atoms bestimmt, sein einziges verfügbares Elektron abzugeben und ein positiv geladenes Ion zu werden. In diesem Fall tritt ein Merkmal des Wasserstoffatoms in Erscheinung, das es von den Atomen aller anderen Elemente unterscheidet: das Fehlen von Zwischenelektronen zwischen dem Valenzelektron und dem Kern.

Das Wasserstoffion, das durch den Verlust eines Elektrons durch ein Wasserstoffatom entsteht, ist ein Proton, dessen Größe mehrere Größenordnungen kleiner ist als die Größe der Kationen aller anderen Elemente. Daher ist die polarisierende Wirkung des Protons sehr stark, wodurch Wasserstoff keine ionischen Verbindungen bilden kann, in denen er als Kation fungieren würde. Seine Verbindungen sind selbst mit den aktivsten Nichtmetallen wie Fluor Substanzen mit polaren kovalenten Bindungen.

Das Wasserstoffatom ist nicht nur in der Lage, ein Elektron abzugeben, sondern auch aufzunehmen. Dabei entsteht mit der Elektronenhülle des Heliumatoms ein negativ geladenes Wasserstoffion. In Form solcher Ionen kommt Wasserstoff in Verbindungen mit einigen aktiven Metallen vor. Somit hat Wasserstoff eine duale chemische Natur und weist sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften auf. Bei den meisten Reaktionen wirkt es als Reduktionsmittel und bildet Verbindungen mit der Oxidationsstufe +1. Bei Reaktionen mit aktiven Metallen wirkt es jedoch als Oxidationsmittel: In Verbindungen mit Metallen beträgt seine Oxidationsstufe -1.

So zeigt Wasserstoff durch die Abgabe eines Elektrons Ähnlichkeiten mit den Metallen der ersten Gruppe des Periodensystems und durch die Hinzufügung eines Elektrons. - mit Nichtmetallen der siebten Gruppe. Daher steht Wasserstoff im Periodensystem üblicherweise entweder in der ersten Gruppe und gleichzeitig in Klammern in der siebten, oder in der siebten Gruppe und in Klammern in der ersten.

Verbindungen von Wasserstoff mit Metallen werden Hydride genannt.

Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen sind Salze. d. h. die chemische Bindung zwischen dem Metall und dem Wasserstoff in ihnen ist ionisch. Wenn Wasser auf sie einwirkt, kommt es zu einer Redoxreaktion, bei der das Hydridion H – als Reduktionsmittel und der Wasserstoff des Wassers als Oxidationsmittel wirkt:

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

Bei der Reaktion entstehen Wasserstoff und eine Base. Beispielsweise reagiert Calciumhydrid mit Wasser nach der Gleichung:

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

Wenn Sie ein brennendes Streichholz in einen Wasserstoffstrom bringen, der aus einem engen Loch austritt, entzündet sich der Wasserstoff und verbrennt mit einer nicht leuchtenden Flamme, wodurch Wasser entsteht:

2H 2 + 0 2 = 2H 2 0.

Bei niedrigen Temperaturen interagieren Wasserstoff und Sauerstoff praktisch nicht. Wenn Sie beide Gase mischen und die Mischung stehen lassen, können Sie auch nach mehreren Jahren nicht einmal Anzeichen von Wasser darin feststellen.

Die geringe Wechselwirkungsrate von Wasserstoff mit Sauerstoff bei niedrigen Temperaturen ist auf die hohe Aktivierungsenergie dieser Reaktion zurückzuführen. Wasserstoff- und Sauerstoffmoleküle sind sehr stark; Die überwiegende Mehrheit der Kollisionen zwischen ihnen bei Raumtemperatur ist wirkungslos. Erst bei erhöhten Temperaturen, wenn die kinetische Energie kollidierender Moleküle groß wird, werden einige Molekülkollisionen wirksam und führen zur Bildung aktiver Zentren.

Bei hohen Temperaturen kann Wasserstoff Sauerstoff aus vielen Verbindungen entfernen, einschließlich den meisten Metalloxiden. Leitet man beispielsweise Wasserstoff über heißes Kupferoxid, wird Kupfer reduziert:

CuO + H 2 = Cu + H 2 0.

Atomarer Wasserstoff: Bei hohen Temperaturen zerfallen Wasserstoffmoleküle in Atome:

H 2<=>2N.

Diese Reaktion kann beispielsweise durch Erhitzen eines Wolframdrahtes mit Strom in einer Atmosphäre aus hochverdünntem Wasserstoff durchgeführt werden. Die Reaktion ist reversibel und je höher die Temperatur, desto mehr verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts.

Atomarer Wasserstoff entsteht auch durch die Einwirkung einer ruhigen elektrischen Entladung auf molekularen Wasserstoff unter einem Druck von etwa 70 Pa. Die unter diesen Bedingungen gebildeten Wasserstoffatome verbinden sich nicht sofort zu Molekülen, was die Untersuchung ihrer Eigenschaften ermöglicht.

Bei der Zersetzung von Wasserstoff in Atome wird eine große Wärmemenge absorbiert:

N 2 (g) = 2H (G)

Daraus wird deutlich, dass Wasserstoffatome viel aktiver sein müssen als seine Moleküle. Damit molekularer Wasserstoff eine Reaktion eingehen kann, müssen die Moleküle in Atome zerfallen, was einen hohen Energieaufwand erfordert. Bei Reaktionen von atomarem Wasserstoff ist ein solcher Energieaufwand nicht erforderlich.

Tatsächlich reduziert atomarer Wasserstoff bereits bei Raumtemperatur viele Metalloxide und verbindet sich direkt mit Schwefel, Stickstoff und Phosphor; Mit Sauerstoff bildet es Wasserstoffperoxid.

Wasserstoffperoxid.

Wasserstoffperoxid (Peroxid) ist eine farblose sirupartige Flüssigkeit. Dies ist eine sehr zerbrechliche Substanz, die explosionsartig in Wasser und Sauerstoff zerfallen kann und dabei große Mengen Wärme freisetzt:

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

Wässrige Lösungen von Wasserstoffperoxid sind stabiler; An einem kühlen Ort sind sie recht lange haltbar.

Bei der Verbrennung von Wasserstoff entsteht als Zwischenprodukt Wasserstoffperoxid, das jedoch aufgrund der hohen Temperatur der Wasserstoffflamme sofort in Wasser und Sauerstoff zerfällt. Wenn man jedoch eine Wasserstoffflamme auf ein Stück Eis richtet, können im entstehenden Wasser Spuren von Wasserstoffperoxid gefunden werden.

Wasserstoffperoxid entsteht auch durch die Einwirkung von atomarem Wasserstoff auf Sauerstoff.

In Wasserstoffperoxid sind Wasserstoffatome kovalent an Sauerstoffatome gebunden, zwischen denen auch eine einfache Bindung besteht. Die Struktur von Wasserstoffperoxid kann durch die folgende Strukturformel ausgedrückt werden: H – O-O – H.

H 2 0 2-Moleküle weisen eine erhebliche Polarität auf, die eine Folge ihrer räumlichen Struktur ist.

Wasserstoffperoxid reagiert direkt mit einigen Basen unter Bildung von Salzen. Wenn also Wasserstoffperoxid auf eine wässrige Lösung von Bariumhydroxid einwirkt, fällt ein Niederschlag aus Bariumsalz von Wasserstoffperoxid aus:

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

Salze von Wasserstoffperoxid werden Peroxide oder Peroxide genannt. Sie bestehen aus positiv geladenen Metallionen und negativ geladenen O 2-Ionen. Der Oxidationszustand von Sauerstoff in Wasserstoffperoxid beträgt -1, daher hat Wasserstoffperoxid sowohl die Eigenschaften eines Oxidationsmittels als auch eines Reduktionsmittels, d. h. es weist Redox-Dualität auf. Dennoch zeichnet es sich eher durch oxidierende Eigenschaften aus, da es das Standardpotential des elektrochemischen Systems ist

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Beispiele für Reaktionen, bei denen H 2 0 2 als Oxidationsmittel dient, sind die Oxidation von Kaliumnitrit

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

und Trennung von Jod von Kaliumjodid:

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

Als Beispiel für die Reduktionsfähigkeit von Wasserstoffperoxid verweisen wir auf die Reaktion von H 2 0 2 mit Silberoxid (I)

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

Prüfungen in der Chemieklasse 9

Abschlusstest in Chemie, Klasse 9

Die Version wurde von G. R. Subkhanova erstellt.

Variante 1

1. Die Elemente Stickstoff und Fluor haben das Gleiche

1) Gesamtzahl der Elektronen

2) Anzahl der abgeschlossenen Energieniveaus

3) Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene

4) die Anzahl der Protonen im Kern

Antwort:

1. In der Reihe der chemischen Elemente B→ C → N

1) Die Ladung der Atomkerne nimmt ab

2) Die sauren Eigenschaften der gebildeten Hydroxide nehmen zu

3) Die Anzahl der elektronischen Wasserwaagen nimmt zu

4) Die Elektronegativität nimmt zu

5) Der Atomradius nimmt zu

Antwort:

1. Sie haben die gleiche Art chemischer Bindung

1) Kaliumsulfat und Stickoxid (I)

2) Bromwasserstoff und Aluminiumoxid

3) Kupfer und Natriumchlorid

4) Sauerstoff und Silizium

Antwort:

1. Bei der Wechselwirkung mit welchen der folgenden Stoffe ist Wasserstoff ein Oxidationsmittel?

1) Sauerstoff

Antwort:

1. Unter den Reaktionen versteht man die Wechselwirkung von Aluminium mit Eisen(III)-oxid

1) Verbindungen, Redox

2) Austausch, exotherm

3) Redox, Substitution

4) Neutralisation, endotherm

Antwort:

1. Die größte Anzahl an Kationen entsteht bei vollständiger Dissoziation von 1 Mol

1) Kaliumphosphat

2) Natriumnitrat

3) Kupfer(II)sulfat

4) Eisen(III)-chlorid

Antwort:

Antwort:

1. Sowohl Natriumsulfatlösung als auch Natriumcarbonatlösung reagieren mit

1) Aluminiumphosphat

2) Zinkhydroxid

3) Bariumchlorid

4) Salpetersäure

Antwort:

1. Eisen(III)-oxid reagiert mit

1) Aluminiumhydroxid

2) Magnesiumchlorid

3) Salpetersäure

4) Aluminiumoxid

Antwort:

1. Für Acetylen gelten folgende Aussagen:

1) Das Molekül besteht aus zwei Kohlenstoffatomen und zwei Wasserstoffatomen

2) ist ein gesättigter Kohlenwasserstoff

3) Kohlenstoffatome im Molekül sind durch eine Doppelbindung verbunden

4) reagiert mit Chlor

5) Bei der Zersetzung entstehen Kohlendioxid und Wasserstoff

Antwort:

1. Stellen Sie eine Entsprechung zwischen der Formel einer Substanz und den Reagenzien her, mit denen sie jeweils interagieren kann.

FORMEL SUBSTANZEN REAGENZIEN

A) H 2 1) CuO, N 2

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

B) CuCl 2 3) Si, H 2 O

Antwort:

Antwort:

1. Das Transformationsschema ist gegeben: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Schreiben Sie molekulare Reaktionsgleichungen, die zur Durchführung dieser Transformationen verwendet werden können

Lösung:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2NaAlO2

1. Nachdem 2,24 Liter Schwefeldioxid (s.o.) durch eine Kaliumhydroxidlösung geleitet wurden, wurden 252,8 g Kaliumsulfitlösung erhalten. Berechnen Sie den Massenanteil an Salz in der resultierenden Lösung.

Lösung:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Berechnen Sie die Masse und Menge der als Ergebnis der Reaktion erhaltenen Kaliumsulfit-Substanz:

Nach der ReaktionsgleichungN(ALSO 2 ) = N(K 2 ALSO 3 ) = 0,1 mol

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

3) Bestimmen Sie den Massenanteil von Kaliumsulfit in der Lösung:

Antwort: 6,25 %

Option 2

1. In einem Atom eines Elements sind zwei Energieniveaus mit Elektronen gefüllt und das dritte enthält 6 Elektronen. Welches Element ist das?

1) Silizium

2) Kohlenstoff

3) Sauerstoff

Antwort

1. In der Reihe der chemischen Elemente Be → Mg → Ca

1) Die höchste Oxidationsstufe nimmt ab

2) Der Atomradius nimmt zu

3) Der Wert der Elektronegativität nimmt zu

4) Die Grundeigenschaften der gebildeten Hydroxide werden verbessert

5) Die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene nimmt ab

Antwort:

1. Chemische Bindung im Ammoniumchloridmolekül

1) kovalent unpolar

2) kovalent polar

4) Wasserstoff

Antwort:

1. Kohlenstoff unterliegt einer Substitutionsreaktion mit

1) Eisen(III)-oxid

2) Sauerstoff

4) Schwefelsäure

Antwort:

Lösung:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(OH) 2 + K 2 ALSO 4 Bildung eines blauen Niederschlags

Antwort:

Lösung:

Salpetersäure ist eine starke Säure. Daher dissoziiert es in einer wässrigen Lösung vollständig in Ionen.

Antwort:

Lösung:
Aktive Metalle reagieren bei Raumtemperatur mit Wasser

Antwort:

Lösung:

Ammoniumchlorid und Bariumsulfat reagieren mit Silbernitrat, wovon nur Ammoniumchlorid mit Calciumhydroxid reagiert.

Antwort:

Lösung:

Ethylen ist ein ungesättigter Kohlenwasserstoff (Alken), der eine Doppelbindung enthält und daher eine Polymerisationsreaktion eingehen kann.C 2 H 4 M= 28g/mol

Lösung:

Magnesium:Mg + I 2 = MgI 2

Mg + CuCl 2 = MgCl 2 + Cu

Oxid Schwefel(VI) –Säure Oxid:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

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

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

1. Stellen Sie eine Entsprechung zwischen einem gasförmigen Stoff und einer Labormethode zu seiner Erkennung her. Wählen Sie für jedes Element der ersten Spalte das entsprechende Element aus der zweiten Spalte aus.

Notieren Sie die Zahlen in Ihrer Antwort und ordnen Sie sie in der Reihenfolge an, die den Buchstaben entspricht:

1. Das Transformationsschema ist gegeben: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Schreiben Sie molekulare Reaktionsgleichungen, die zur Durchführung dieser Transformationen verwendet werden können.

Lösung:

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

1. Als eine überschüssige Kaliumcarbonatlösung mit einer 10 %igen Bariumnitratlösung reagierte, fielen 1,97 g Sediment aus. Bestimmen Sie die Masse der für das Experiment verwendeten Bariumnitratlösung.

Lösung:

1) Erstellen wir die Reaktionsgleichung:

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

2) Berechnen Sie die Menge an Bariumcarbonat, die als Ergebnis der Reaktion erhalten wird:

Nach der ReaktionsgleichungN(BaCO 3 ) = N(Ba(NEIN 3 ) 2 = 0,01 mol

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

3) Bestimmen Sie die Masse der Lösung (Ba(NEIN 3 ) 2):

Antwort: 26,1 g