Karakteristika for gruppe 6 i hovedundergruppen. Gruppe VI ikke-metaller

Hovedundergruppen af gruppe VI i det periodiske system omfatter oxygen, svovl, selen, tellur og polonium. De ikke-metalliske egenskaber af gruppe VI-A elementer er mindre udtalte end halogenernes. Deres valenselektroner er ns 2 np 4 .

Da atomerne i gruppe VI-A elementer indeholder seks elektroner på det ydre lag, har de en tendens til at fylde det ydre energiniveau med elektroner og er karakteriseret ved dannelsen af E 2- anioner. Atomerne af de elementer, der er under overvejelse (bortset fra polonium) er ikke tilbøjelige til at danne kationer.

Ilt og svovl er typiske ikke-metaller, hvor oxygen er et af de mest elektronegative grundstoffer (kun næst efter fluor). Polonium er et sølv-hvidt metal, der minder om bly i fysiske egenskaber og i elektrokemiske egenskaber - ædelmetaller. Selen og tellur indtager en mellemposition mellem metaller og ikke-metaller; de er halvledere. Med hensyn til kemiske egenskaber er de tættere på ikke-metaller. Ilt, svovl, selen og tellur er grupperet sammen som "chalcogener", som oversat fra græsk betyder "frembringer malme." Disse elementer findes i talrige malme. Fra ilt til tellur falder indholdet af grundstoffer på Jorden kraftigt. Polonium har ingen stabile isotoper og findes i uran- og thoriummalme, som et af nedbrydningsprodukterne fra radioaktivt uran.

I deres egenskaber adskiller ilt og svovl sig kraftigt fra hinanden, pga deres elektronskaller af det tidligere energiniveau er konstrueret anderledes. Tellur og polonium har samme struktur af det ydre energiniveau (valenslag) og det næstsidste energiniveau, så de ligner mere i deres egenskaber.

Ilt er et kemisk aktivt ikke-metal og er det letteste grundstof fra gruppen af kalkogener. Det simple stof oxygen under normale forhold er en gasart uden farve, smag eller lugt, hvis molekyle består af to oxygenatomer (formel O 2), og derfor kaldes det også dioxygen. Flydende ilt har en lyseblå farve, og fast ilt er lyseblå krystaller.Der er andre allotrope former for ilt, for eksempel ozon - under normale forhold en blå gas med en bestemt lugt, hvis molekyle består af tre iltatomer (formel O3 Ordet oxygen (også kaldet "syreopløsning" i begyndelsen af det 19. århundrede) skylder sin optræden i det russiske sprog til en vis grad M.V. Lomonosov, der introducerede ordet "syre", sammen med andre neologismer; således var ordet "ilt" igen et spor af udtrykket "ilt" (fransk ilt), foreslået af A. Lavoisier (fra det antikke græske ?oet - "surt" og gennshch - "føde"), som er oversat til "genererende syre", hvilket er relateret til dens oprindelige betydning - "syre", som tidligere betød stoffer kaldet oxider ifølge moderne international nomenklatur. Ilt er det mest almindelige grundstof i jordskorpen; dets andel (i forskellige forbindelser, hovedsagelig silikater) tegner sig for omkring 47% af massen af den faste jordskorpe. I atmosfæren er indholdet af fri ilt 20,95 volumenprocent og 23,10 vægtprocent (ca. 1015 tons) I øjeblikket hentes ilt fra luften i industrien. Den vigtigste industrielle metode til fremstilling af ilt er kryogen rektifikation. Iltanlæg, der opererer på basis af membranteknologi, er også velkendte og med succes anvendt i industrien.

Laboratorier anvender industrielt fremstillet oxygen, leveret i stålcylindre under et tryk på omkring 15 MPa.

Små mængder ilt kan opnås ved at opvarme kaliumpermanganat KMnO4:

Reaktionen af katalytisk nedbrydning af hydrogenperoxid H2O2 i nærvær af mangan(IV)oxid bruges også:

Ilt kan opnås ved katalytisk nedbrydning af kaliumchlorat (Bertholletsalt) KClO 3:

Laboratoriemetoder til fremstilling af oxygen omfatter metoden til elektrolyse af vandige opløsninger af alkalier samt nedbrydning af kviksølv(II)oxid (ved t = 100 °C):

I ubåde opnås det normalt ved reaktion af natriumperoxid og kuldioxid udåndet af mennesker:

Et stærkt oxidationsmiddel, det interagerer med næsten alle elementer og danner oxider. Oxidationstilstand?2. Som regel forløber oxidationsreaktionen med frigivelse af varme og accelererer med stigende temperatur. Eksempel på reaktioner, der forekommer ved stuetemperatur:

Oxiderer forbindelser, der indeholder grundstoffer med mindre end den maksimale oxidationstilstand:

Oxiderer de fleste organiske forbindelser:

Under visse forhold er det muligt at udføre mild oxidation af en organisk forbindelse:

Ilt reagerer direkte (under normale forhold, med opvarmning og/eller i nærvær af katalysatorer) med alle simple stoffer undtagen Au og inerte gasser (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); reaktioner med halogener forekommer under påvirkning af en elektrisk udladning eller ultraviolet stråling. Oxider af guld og tunge inerte gasser (Xe, Rn) blev opnået indirekte. I alle to-elementforbindelser af oxygen med andre grundstoffer spiller oxygen rollen som et oxidationsmiddel, undtagen forbindelser med fluor.

Ilt danner peroxider med oxygenatomets oxidationstilstand formelt lig med?1.

For eksempel produceres peroxider ved forbrænding af alkalimetaller i oxygen:

Nogle oxider absorberer ilt:

Ifølge forbrændingsteorien udviklet af A. N. Bach og K. O. Engler sker oxidation i to trin med dannelsen af en mellemliggende peroxidforbindelse. Denne mellemforbindelse kan isoleres, for eksempel når en flamme af brændende brint afkøles med is, dannes hydrogenperoxid sammen med vand:

I superoxider har oxygen formelt en oxidationstilstand på ?S, det vil sige en elektron pr. to oxygenatomer (O ?2-ion). Opnået ved at reagere peroxider med oxygen ved forhøjet tryk og temperatur:

Kalium K, rubidium Rb og cæsium Cs reagerer med oxygen og danner superoxider:

Uorganiske ozonider indeholder O?3-ionen med oxygenets oxidationstilstand formelt lig med?1/3. Opnået ved indvirkning af ozon på alkalimetalhydroxider:

Svovl er et grundstof i hovedundergruppen af gruppe VI, den tredje periode i det periodiske system af kemiske grundstoffer fra D.I. Mendeleev, med atomnummer 16. Det udviser ikke-metalliske egenskaber. Betegnes med symbolet S (latinsk svovl). I brint- og iltforbindelser findes det i forskellige ioner og danner mange syrer og salte. Mange svovlholdige salte er dårligt opløselige i vand. Svovl er det sekstende mest udbredte grundstof i jordskorpen. Det findes i en fri (native) tilstand og bundet form.

De vigtigste naturlige svovlmineraler: FeS 2 - jernkis eller pyrit, ZnS - zinkblanding eller sphalerit (wurtzit), PbS - blyglans eller galena, HgS - cinnober, Sb 2 S 3 - stibnit. Derudover er svovl til stede i råolie, naturligt kul, naturgasser og skifer. Svovl er det sjette mest udbredte element i naturligt vand; det findes hovedsageligt i form af sulfationer og forårsager den "konstante" hårdhed af ferskvand. Et vigtigt element for højere organismer, en integreret del af mange proteiner, er koncentreret i håret. Ordet "svovl", kendt i det gamle russiske sprog siden det 15. århundrede, er lånt fra det gamle slaviske "s?ra" - "svovl, harpiks", generelt "brandbart stof, fedt". Ordets etymologi er ikke blevet afklaret til dato, da det oprindelige fælles slaviske navn for stoffet er gået tabt, og ordet har nået det moderne russiske sprog i en forvrænget form.

Ifølge Vasmer går "svovl" tilbage til lat. sera -- "voks" eller lat. serum -- "serum".

Det latinske svovl (afledt af den helleniserede stavemåde af det etymologiske svovl) går formodentlig tilbage til den indoeuropæiske rodsvulp - "at brænde". I luften brænder svovl og danner svovldioxid - en farveløs gas med en skarp lugt:

Ved hjælp af spektralanalyse blev det fastslået, at processen med svovloxidation til dioxid faktisk er en kædereaktion og sker med dannelsen af en række mellemprodukter: svovlmonoxid S 2 O 2, molekylært svovl S 2, frie svovlatomer S og frie radikaler af svovlmonoxid SO.

Svovlets reducerende egenskaber manifesteres i svovls reaktioner med andre ikke-metaller, men ved stuetemperatur reagerer svovl kun med fluor.

Smeltet svovl reagerer med klor, og dannelsen af to lavere chlorider (svovldichlorid og dithiodichlorid) er mulig.

Med et overskud af svovl dannes også forskellige polysvovldichlorider såsom SnCl 2.

Ved opvarmning reagerer svovl også med phosphor og danner en blanding af phosphorsulfider, blandt hvilke er det højere sulfid P2S5:

Derudover reagerer svovl ved opvarmning med brint, kulstof, silicium:

(svovlbrinte)
(kuldisulfid)

Ved opvarmning interagerer svovl med mange metaller, ofte ret voldsomt. Nogle gange antændes en blanding af metal og svovl, når den antændes. Denne interaktion producerer sulfider:

Opløsninger af alkalimetalsulfider reagerer med svovl og danner polysulfider:

Af de komplekse stoffer er først og fremmest bemærkelsesværdig reaktion mellem svovl med smeltet alkali, hvor svovl er uforholdsmæssigt lig klor:

Den resulterende legering kaldes svovllever.

Svovl reagerer med koncentrerede oxiderende syrer (HNO 3, H 2 SO 4) kun ved langvarig opvarmning:

(konc.)
(konc.)

Når temperaturen stiger i svovldamp, sker der ændringer i den kvantitative molekylære sammensætning. Antallet af atomer i et molekyle falder:

Ved 800--1400 °C består dampene hovedsageligt af diatomisk svovl:

Og ved 1700 °C bliver svovl atomart:

Svovl er et af de biogene grundstoffer. Svovl er en del af nogle aminosyrer (cystein, methionin), vitaminer (biotin, thiamin) og enzymer. Svovl er involveret i dannelsen af protein tertiær struktur (dannelse af disulfidbroer). Svovl er også involveret i bakteriel fotosyntese (svovl er en del af bakteriochlorophyll, og svovlbrinte er en kilde til brint). Redox-reaktioner af svovl er en energikilde i kemosyntese.

En person indeholder cirka 2 g svovl pr. 1 kg kropsvægt

Selen er et kemisk grundstof i den 16. gruppe (ifølge den forældede klassifikation - hovedundergruppen af gruppe VI), den 4. periode i det periodiske system, har atomnummer 34, angivet med symbolet Se (lat. Selen), en skør , skinnende, sort ikke-metal (stabil allotrop form, ustabil form - cinnober-rød). Henviser til kalkogener.

Navnet kommer fra det græske. welUnz - Månen. Grundstoffet hedder sådan på grund af, at det i naturen er en satellit af tellur, som kemisk ligner det (opkaldt efter Jorden).Selenindholdet i jordskorpen er omkring 500 mg/t. Hovedtrækkene i selenets geokemi i jordskorpen bestemmes af dens ionradiuss nærhed til svovlens ioniske radius. Selen danner 37 mineraler, blandt hvilke først og fremmest skal nævnes ashavalit FeSe, clausthalite PbSe, timannit HgSe, guanajuatit Bi 2 (Se, S) 3, hastit CoSe 2, platinit PbBi2 (S, Se) 3, forbundet med div. sulfider, og nogle gange også med cassiterit. Native selen er lejlighedsvis fundet. Sulfidaflejringer er af stor industriel betydning for selen. Selenindholdet i sulfider varierer fra 7 til 110 g/t. Koncentrationen af selen i havvand er 4·10?4 mg/l.

Selen er en analog af svovl og udviser oxidationstilstande 2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) og +6 (H 2 SeO 4). Men i modsætning til svovl er selenforbindelser i +6-oxidationstilstanden de stærkeste oxidationsmidler, og selenforbindelser (-2) er meget stærkere reduktionsmidler end de tilsvarende svovlforbindelser.

Det simple stof selen er meget mindre kemisk aktivt end svovl. I modsætning til svovl er selen således ikke i stand til at brænde i luften alene. Selen kan kun oxideres med yderligere opvarmning, hvorunder det langsomt brænder med en blå flamme og bliver til SeO 2 dioxid. Selen reagerer (meget voldsomt) med alkalimetaller kun, når det er smeltet.

I modsætning til SO 2 er SeO 2 ikke en gas, men et krystallinsk stof, meget opløseligt i vand. At opnå selensyre (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) er ikke sværere end svovlsyrling. Og ved at virke på det med et stærkt oxidationsmiddel (for eksempel HClO 3), opnår de selensyre H 2 SeO 4, næsten lige så stærk som svovlsyre.

Det er en del af de aktive centre i nogle proteiner i form af aminosyren selenocystein. Et sporstof, men de fleste forbindelser er ret giftige (brintselenid, selensyre og selensyre) selv i moderate koncentrationer.

Et af de vigtigste områder af dets teknologi, produktion og forbrug er halvlederegenskaberne af både selen selv og dets talrige forbindelser (selenider), deres legeringer med andre grundstoffer, hvor selen begyndte at spille en nøglerolle. Denne rolle af selen vokser konstant, efterspørgsel og priser vokser (derfor manglen på dette element).

I moderne halvlederteknologi bruges selenider af mange grundstoffer, for eksempel tin, bly, vismut, antimon og lanthanidselenider. De fotoelektriske og termoelektriske egenskaber af både selen selv og selenider er særligt vigtige.

Den stabile isotop selen-74 gjorde det muligt at skabe en plasmalaser med kolossal forstærkning i det ultraviolette område (ca. en milliard gange).

Den radioaktive isotop selen-75 bruges som en kraftig kilde til gammastråling til fejldetektion.

Kaliumselenid anvendes sammen med vanadiumpentoxid til den termokemiske produktion af brint og oxygen fra vand (selencyklus, Lawrence Livermore National Laboratory, Livermore, USA).

De halvledende egenskaber af selen i sin rene form blev meget brugt i midten af det 20. århundrede til fremstilling af ensrettere, især i militært udstyr af følgende årsager: i modsætning til germanium og silicium er selen ufølsomt over for stråling, og desuden selen ensretterdiode har den unikke egenskab af selvhelbredende i tilfælde af sammenbrud: nedbrydningsstedet fordamper og fører ikke til en kortslutning, den tilladte diodestrøm reduceres lidt, men produktet forbliver funktionelt. Ulemperne ved selen ensrettere omfatter deres betydelige dimensioner.

Den sjette gruppe i det periodiske system består af to undergrupper: hovedgruppen - oxygen, svovl, selen, tellur og polonium - og den sekundære gruppe - krom, molybdæn og wolfram. I hovedundergruppen skelnes en selenundergruppe (selen, tellur og polonium), en sekundær undergruppe kaldes kromundergruppen. Alle elementer i hovedundergruppen, undtagen oxygen, kan tilføje to elektroner og danne elektronegative ioner.

Elementerne i hovedundergruppen har en ekstern elektronisk

niveau har seks elektroner (s2р4). Iltatomer har to uparrede elektroner og intet d-niveau. Derfor udviser oxygen hovedsageligt en oxidationstilstand på -2 og kun i forbindelser med fluor +2. Svovl, selen, tellur og polonium har også seks elektroner i deres ydre niveau (s2p4), men de har alle et ufyldt d-niveau, så de kan have op til seks uparrede elektroner og udvise oxidationstilstande på -2, +4 og + i forbindelser 6.

Mønstret for ændringer i aktiviteten af disse elementer er det samme som i undergruppen af halogener: tellurider oxideres lettest, derefter selenider og sulfider. Af iltforbindelserne af svovl er de mest stabile svovlforbindelser (VI) og for tellur - tellurforbindelser (IV). Selenforbindelser indtager en mellemposition.

Selen og tellur samt deres forbindelser med visse metaller (indium, thallium osv.) har halvlederegenskaber og er meget udbredt i radioelektronik. Selen og tellurforbindelser er meget giftige. De bruges i glasindustrien til at fremstille farvede (røde og brune) glas.

I elementer af chrom-undergruppen er d-niveauet fyldt, derfor er der på s-niveauet af deres atomer en (for krom og molybdæn) eller to (for wolfram) elektroner. Alle af dem udviser en maksimal oxidationstilstand på +6, men molybdæn, og især krom, er karakteriseret ved forbindelser, hvor de har en lavere oxidationstilstand (+4 for molybdæn og +3 eller +2 for krom). Chrom(III)-forbindelser er meget stabile og ligner aluminiumforbindelser. Alle metaller i chrom-undergruppen er meget udbredt.

Molybdæn blev først opnået af K.V. Scheele i 1778. Det bruges til fremstilling af højstyrke- og sejhedsstål, der anvendes til fremstilling af våbenløb, panser, aksler osv. På grund af evnen til at fordampe ved høje temperaturer er det af lidt brugt til fremstilling af glødetråde, men har en god evne til at smelte sammen med glas, så den bruges til at lave wolframglødetrådsholdere i glødelamper.

Tungsten blev også opdaget af K.V. Scheele i 178! d. Det bruges til at fremstille specialstål. Tilsætningen af wolfram til stål øger dets hårdhed, elasticitet og styrke. Sammen med krom giver wolfram stål evnen til at opretholde hårdhed ved meget høje temperaturer, hvorfor sådanne stål bruges til at lave fræsere til højhastighedsdrejebænke. Ren wolfram har det højeste smeltepunkt blandt metaller (3370 °C), derfor bruges det til at lave filamenter i glødelamper. Wolframcarbid er kendetegnet ved meget høj hårdhed og varmebestandighed og er hovedkomponenten i ildfaste legeringer.

72. Ilt

Ilt blev opdaget af den svenske kemiker K.V. Scheele i 1769-1770. og den engelske kemiker D. J. Priestley i 1774

At være i naturen. Ilt er det mest udbredte grundstof i naturen. Dens indhold i jordskorpen er 47,00 vægtprocent. I fri tilstand findes det i atmosfæren (ca. 23 vægtprocent), er en del af vand (88,9%), alle oxider, der udgør jordskorpen, iltholdige salte samt mange organiske stoffer fra planter og animalsk oprindelse.

HEDGEHOG (anabasis), en slægt af flerårige urter eller underbuske af gåsefodsfamilien. OKAY. 30 arter, i centrum. Asien, i det sydlige Europa, i det nordlige. Afrika, men primært i ons. Asien. Nogle arter er græsfoder for kameler og får. Nogle gange kaldes nogle arter af kornfamilien (paizu, hønsehirse) også gårdgræs.

NILSBOHRIUM (lat. Nielsbohrium), Ns, kunstigt opnået radioaktivt kemisk grundstof V gr. periodisk system, atomnummer 105. Den mest stabile isotop er 262Ns (halveringstid 40 s). Opnået i 1970 i USSR og USA. Opkaldt efter forslag fra sovjetiske fysikere efter Niels Bohr; Amerikanske videnskabsmænd foreslog navnet "ganium" til ære for O. Gan. Navnet er ikke endeligt fastlagt.

KOKOV Valery Mukhamedovich (f. 1941), russisk statsmand, præsident for Den Kabardino-Balkariske Republik (1993). I 1990-91, formand for det øverste råd i den Kabardino-Balkariske Autonome Socialistiske Sovjetrepublik, i 1991-92, første næstformand for Ministerrådet i Den Kabardino-Balkariske Republik. I 1993-95, stedfortræder for Føderationsrådet for Den Russiske Føderations Føderale Forsamling, siden 1995 medlem af Føderationsrådet. I 1997 blev han valgt til præsident for en anden periode.

Ilt, svovl, selen, tellur og polonium udgør hovedundergruppen i den sjette gruppe i det periodiske system og er p-elementer. Deres atomer har seks elektroner i det ydre elektroniske niveau, og den overordnede elektroniske konfiguration af det ydre elektroniske lag kan udtrykkes med formlen: ns2np4. Elektroniske formler for atomer og nogle fysiske konstanter er angivet i tabellen.

elektronkonfiguration af et atom	gennemsnitlig atommasse	tilsyneladende radius af et neutralt atom, A	elektronaffinitet, eV	relativ elektro negativitet	tilsyneladende ionradius

Følgende konklusioner følger af tabeldataene:

1. De tilsyneladende radier af neutrale atomer og negative ioner stiger korrekt med stigende atomnummer af grundstoffet.

2. Værdien af relativ elektronegativitet falder med stigende tilsyneladende radier af neutrale atomer. Følgelig, fra oxygen til polonium, svækkes de oxiderende egenskaber, og neutrale atomers reducerende egenskaber øges. Det stærkeste oxidationsmiddel blandt disse elementer er oxygen:

O – S – Se – Te – Po

Styrker oxidative egenskaber

3. Med en stigning i serienumrene af elementer observeres en gradvis svækkelse af ikke-metalliske egenskaber og en stigning i metalliske egenskaber.

Fordelingen af valenselektroner for p-elementer i den sjette gruppe over atomare orbitaler har følgende form:

for ilt

for svovl, selen, tellur og polonium

Tilstedeværelsen af seks elektroner på det ydre kvantelag karakteriserer de pågældende elementers evne til at udvise en negativ oxidationstilstand 2–. Alle grundstoffer er i stand til at danne negativt ladede ioner med en ladning på 2–. Tendensen til at danne negativt ladede E-2-ioner svækkes fra oxygen til polonium.

Iltatomet mangler et d-subniveau. Derfor, på grund af tilstedeværelsen af to uparrede p-elektroner, kan oxygenatomet danne to kemiske bindinger med atomer af andre grundstoffer. Heraf er det klart, at forbindelser dannet af oxygen med monovalente grundstoffer har formlen E2O. Derudover kan et oxygenatom danne en binding via en donor-acceptor-mekanisme.

Oxygenatomet kan fungere som donor - på grund af det ikke-delte elektronpar, det har, for eksempel under dannelsen af hydroniumionen (H2O + H+ = H3O+) og som en acceptor - på grund af den frie orbital, der opstår ved excitation ved at parre to uparrede elektroner (som f.eks. observeres i salpetersyremolekylet // O

IKKE.

Afhængigt af arten af det atom, som oxygen interagerer med, kan graden af dets oxidation være forskellig:

2(H20); -1(H202); 0(02); +1(02F2); +2(OF2).

Atomerne af svovl, selen, tellur og polonium har et frit d-subniveau. Når disse atomer exciteres, kan deres elektroner flytte til ledige d-orbitaler, og derfor udviser disse grundstoffer følgende oxidationstilstande: -2, +2, +4, +6.

Simple stoffer.

Et træk ved denne gruppe er den polyatomiske natur af molekylerne af simple stoffer En, hvor 2 ≤ n ≤ ∞.

	ilt
sammensætning af molekyler		S8 (rum tº)	Se8; Se∞ (rum tº)	Te∞(rum tº) Te2(>1400ºC)
allotropiske modifikationer	O2 (ilt)	rombisk (under 95,6ºC) monoklinisk (over 95,6ºC) amorf (plastik)	rød (krystallinsk metal (grå) amorf	metal amorf	α - modificeret β-modificeret
ρ, tæthed g/cm3			4,82 (metal)	6,25 (metal)
smeltetemperatur ºC
kogepunkt ºC
elementprævalens	Clark - 49 % Lithosfære-47,3 % luft -23,1 %

Ud fra dataene i tabellen kan følgende konklusioner drages:

1. Molekyler af simple stoffer dannet af atomer af p-elementer i gruppe VI er polyatomiske.

2. Alle elementer er kendetegnet ved tilstedeværelsen af allotropiske modifikationer.

3. Koge- og smeltepunkter (undtagen for polonium), deres massefylde stiger med stigende serienummer.

Svovl var kendt før 5000 f.Kr. e.

Ilt blev opdaget fire gange: i 1772 af Scheele (HgO), i 1774 af Pierre Bayen, Priestley (kalcineret Pb3O4 - fik PbO og O2), Lavoisier gav navnet til oxygen og fastslog, at det er en del af luften.

Tellur (jord) – 1798 Klaproth.

Selen (måne) – 1817 Berzelius fundet i slam

Polonium - 1898 opdaget af Marie Curie - Skladowska og opkaldt efter hendes hjemland (Polen).

Ilt

Ilt er det mest udbredte grundstof på Jorden (58,0 molfraktioner). Dens store kemiske aktivitet og kvantitative overvægt bestemmer i høj grad eksistensformerne for alle andre grundstoffer på Jorden. De mest almindelige naturlige oxygenforbindelser er H2O, SiO2, silikater og aluminosilicater. I luften er ilt i fri tilstand og udgør 20,99 % (vol.). I de øverste lag af atmosfæren findes ilt i form af en gas - ozon (O3). Ozonlaget fanger hård solstråling, som ved længere tids eksponering for levende organismer er dødelig for dem.

Naturlig oxygen består af tre stabile isotoper: 16O (99,795%), 17O (0,037%) og 18O (0,204%). Derudover blev der opnået tre radioaktive isotoper, hvis levetid er ubetydelig.

Med hensyn til relativ elektronegativitet (REO = 3,5) er oxygen kun næst efter fluor. Ilt danner forbindelser med næsten alle grundstoffer, undtagen helium, neon og argon. I forbindelser med andre grundstoffer udviser oxygen foruden de allerede nævnte oxidationstilstande (-2, -1, +1, +2) en oxidationstilstand på +4 i ozon.

For oxygen kendes to allotrope modifikationer: 1) O2 – oxygen; 2) O3 – ozon.

Det mest stabile diatomiske molekyle er oxygen (O2). Bindingsrækkefølgen i dette molekyle er 2. Af energidiagrammet følger, at oxygen er et paramagnetisk stof (molekylet har to uparrede elektroner). Denne holdning er fuldt ud bekræftet af erfaring. O2-molekylets dissociationsenergi er 494 kJ/mol, hvilket indikerer dets tilstrækkelige stabilitet. Oxygenmolekylets kemiske aktivitet forklares ved tilstedeværelsen af uparrede elektroner i anti-bindende π-orbitaler. Under normale forhold er O2 en farveløs gas. Flydende ilt har en blå farve. Krystaller af fast ilt er farvet lyseblå og ligner sne. Ilt er lidt tungere end luft (mælk = 1,105). Ilt opløses i vand i meget små mængder. I enhver fast tilstand tiltrækkes ilt af en magnet.

At få ilt

I industrien opnås ilt fra flydende luft, ved elektrolyse af vand, som et biprodukt ved fremstilling af højrent brint.

I laboratoriet opnås ilt fra den termiske nedbrydning af iltrige forbindelser (KМnO4, KСlO3, KNO3, etc.).

For eksempel: 2КMn+7O4-2 tº→ К2Мn+6О4 + Mn+4О2 + О20

Sådanne reaktioner hører til intramolekylære oxidations-reduktionsreaktioner.

Kemiske egenskaber

Med hensyn til reaktivitet er O2 kun næst efter halogener. Dens kemiske aktivitet stiger med stigende temperatur. O2 interagerer med næsten alle kemiske grundstoffer, med undtagelse af halogener, ædelgasser og ædelmetaller (sølv, guld, platin). Nogle gange forhindres interaktionen af en oxidfilm på overfladen af det oxiderede stof.

Hastigheden af oxidationsreaktioner afhænger af arten af det stof, der oxideres, temperatur, katalysator osv. De fleste oxidationsreaktioner er eksoterme, f.eks.

C + O2 → CO2 ΔΗ = -382,5 kJ/mol

2H2 + O2 → 2H2O ΔΗ = -571,7 kJ/mol

Anvendelse af ilt

Størstedelen af ilten produceret af industrien forbruges i jernmetallurgi for at intensivere smeltningen af jern og stål. Ilt er meget udbredt i petrokemi
industri" href="/text/category/himicheskaya_i_neftehimicheskaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">kemisk industri til fremstilling af svovl- og salpetersyrer, smøreolier osv. Blandet med acetylen bruges O2 til svejsning og skæring af metaller (flammetemperatur) ca. 3200ºC) Flydende oxygen bruges i raketter og minedrift.

Ozon

Ozon (O3) er den anden allotrope modifikation af ilt. Det er en blå gas med en skarp lugt (kogepunkt -112ºC, smp. -193ºC). Flydende ozon er en mørkeblå væske. Fast ozon er sort. Ozon er meget giftigt og eksplosivt. Dannelsen af ozonmolekyler ledsages af absorption af energi:

https://pandia.ru/text/78/050/images/image014_50.gif" width="50" height="51 src=">O

https://pandia.ru/text/78/050/images/image017_44.gif" width="38" height="38"> 126 Ǻ 116,5º

Ozon dannes ved virkningen af en stille elektrisk udladning på ilt. En lille mængde ozon dannes i processer ledsaget af frigivelse af atomart oxygen (radiolyse af vand, nedbrydning af peroxider osv.). Under naturlige forhold dannes ozon fra atmosfærisk ilt under lynudladninger og under påvirkning af ultraviolette stråler fra solen. Den maksimale ozonkoncentration dannes i en højde af ≈ 25 km. "Ozonbæltet" spiller en afgørende rolle i at sikre liv på Jorden, da det blokerer for ultraviolet stråling, der er skadelig for levende organismer, og absorberer infrarød stråling fra Jorden og forhindrer dens afkøling.

Ozon er et mere aktivt oxidationsmiddel end oxygen. For eksempel oxiderer det allerede under normale forhold mange metaller og andre stoffer

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

Reaktioner, der involverer det, producerer normalt ilt. Ozon reagerer med mange stoffer under forhold, hvor ilt forbliver inert. Reaktionen O3 + 2KI + H2O = I2 + 2KOH + O2 sker således kvantitativt og kan bruges til kvantitativ bestemmelse af ozon.

Desuden kendes reaktioner, hvor ozonmolekylet deltager med alle tre iltatomer, for eksempel KI + O3 → KIO3.

3SnCl2 + O3 + 6HCl = 3 SnCl4 + 3H2O.

Brugen af ozon skyldes dets oxiderende egenskaber. Det bruges som desinfektionsmiddel og baktericid, til vandrensning, i fødevareindustrien mv.

Peroxider

Peroxider er iltforbindelser, hvor iltatomerne er direkte bundet til hinanden. I strukturen af peroxider er der således en gruppe –O–O–, den kaldes peroxidion.

Peroxid- og superoxidioner produceres ved at kombinere elektroner med et O2-molekyle

O20+e → O2- - superoxid

O20+2e → 2O2--peroxid

O2-par O2-par O22-dia -

fald i stabilitet

Forbindelser indeholdende superoxidion (O2-) kaldes superoxider, for eksempel KO2. Tilstedeværelsen af en uparret elektron i dem bestemmer deres paramagnetisme. Peroxidionen (O2-2) har ingen uparrede elektroner, og derfor er denne ion diamagnetisk. I peroxider er oxygenatomer forbundet med hinanden ved en to-elektronbinding. Dannelsen af peroxider er typisk for aktive metaller (alkali, jordalkali). Hydrogenperoxid (H2O2) er af mest praktisk betydning.

H2O2-molekylet er polært (μ=0,70∙10-29 C∙m.) Tilstedeværelsen af hydrogenbindinger forårsager den høje viskositet af hydrogenperoxid. På grund af tilknytningen af molekyler er H2O2 under normale forhold en væske (tbp = -0,410C, tbp = 1500C). Hydrogenperoxid nedbrydes let til atomart brint og oxygen, H2O2=t H2+O2

opløselig i vand er vandig opløsning af H2O2 en svag syre. Dissociationskonstant Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Hydrogenperoxid kan opnås ved hjælp af den generelle metode til fremstilling af svage syrer (at fortrænge en svag syre fra dens salt med en stærkere syre)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

I industrien fremstilles hydrogenperoxid ved elektrokemisk oxidation af svovlsyre ved lav temperatur på en platinanode.

H2 O2 i OVR

Ilt i hydrogenperoxid tildeles en oxidationstilstand på -1 (denne oxidationstilstand er mellemliggende til oxygen). Derfor kan det både være et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. Når H2O2 reduceres, dannes der vand eller OH-, f.eks.

2KJ+H2O2+H2SO4=J2+K2SO4+2H2O

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

2K3+3H2O2=2K2CrO4+2KOH+8H2O

I disse tilfælde sker processen: H2O2 oxidationsmiddel

Når det interagerer med stærke oxidationsmidler, udviser hydrogenperoxid egenskaberne som et reduktionsmiddel.

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4→5O20+2MnSO4+K2SO4+8H2O

Denne reaktion bruges i kemisk analyse til at kvantificere indholdet af hydrogenperoxid i en opløsning.

Ansøgning:

3% opløsning i medicin som et antiseptisk middel,

6%-12% opløsning – til hårblegning,

mere end 30 % konc. i den kemiske industri.

Svovl

Generelle egenskaber for svovl. I modsætning til oxygen har svovl ledige 3d orbitaler i sit ydre kvantelag.

Svovl kan have følgende oxidationstilstande:

2 (H2S, H2S2O3 og sulfider, natriumthiosulfat Na2S2O3 5H2O, hvor det ene svovlatom har en oxidationstilstand på –2 og det andet +6.;

2 (S2Cl2, 3SO→SO2+S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, dets salte);

6 (SO3, H2SO4, dets salte, H2S2O7 pyrosvovlsyre)

H2SO5-peroxomonosvovlsyre

H2S2O8-peroxodisvovlsyre

Svovl er et typisk ikke-metal (oeo = 2,5), det er kemisk aktivt og kombineres direkte med næsten alle grundstoffer, med undtagelse af nitrogen, jod, guld, platin og ædelgasser. Det forekommer i naturen både i fri tilstand (native svovl) og i form af forskellige forbindelser.

Naturligt svovl er sjældent; de mest almindelige mineraler er sulfid (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) og sulfatforbindelser (CaSO4 2H2O, BaSO4, MgSO4 7H2O, Na2SO4 10H2O), SO2, H2S - indeholder vulkanske gasser. Derudover er svovl en del af plante- og animalske proteiner og forbindelser, der findes i olie. I alle faste og flydende tilstande er svovl diamagnetisk.

Simple stoffer

Svovl findes i flere allotrope modifikationer. Ved stuetemperatur er gult orthorhombisk svovl (α-S) stabilt og består af meget små krystaller. Store krystaller af denne form kan opnås ved langsom krystallisation af svovl fra en opløsning af svovl i carbondisulfid. De viser sig at være korrekt skåret og gennemsigtige.

Den anden allotropiske modifikation er monokline svovl (β-S) nåleformede krystaller.

Allotropiske modifikationer af α- og β-svovl består af S8-molekyler, som har en cyklisk "tandet" struktur.

I rombisk svovl er ringene 3,3 Ǻ fra hinanden. De er forbundet af van der Waals styrker. Denne modifikation leder ikke varme eller elektricitet.

Forskellen i de fysiske egenskaber af orthorhombisk og monoklint svovl skyldes ikke forskellige molekylære sammensætninger (begge er sammensat af S8), men forskellige krystalstrukturer.

Der er andre allotropiske modifikationer af svovl, der dannes, når temperaturen ændres. Ændring af tryk giver også forskellige allotrope former.

Med stigende temperatur ændrer svovl sin farve, når kædelængden aftager:

600ºC 900ºC 1500ºC

orange rød gul

Den mest stabile modifikation er den rombiske modifikation; alle andre modifikationer omdannes spontant til den.

Svovl er meget opløseligt i organiske opløsningsmidler, især i kulstofdisulfid og benzen (34%, t = 25ºC).

Svovls kemiske egenskaber

Svovl er et meget aktivt element. Når den interagerer med stærkere oxidationsmidler (O2, CI2 osv.), kan den afgive sine elektroner, det vil sige være et reduktionsmiddel:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4ē → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x~ 7

Når smeltet eller opvarmet, reagerer svovl med næsten alle metaller og danner ikke-støkiometriske forbindelser (udviser egenskaberne som et oxidationsmiddel).

HgO + SO = Hg+2S-2

Svovl reagerer med de fleste metaller ved opvarmning og med kviksølv ved stuetemperatur. Derfor dækkes spildt kviksølv med svovl for at desinficere rummet for kviksølvdampe.

Svovl er også tilbøjelig til disproportioneringsreaktioner. For eksempel, når pulveriseret svovl koges i en alkaliopløsning, sker reaktionen

S0 + 2S0 +6NaOH = Na2+4SO3 + 2Na2S-2 + 3H2O

Svovl reagerer med syrer

S + 2H2S04(konc) = 3S02 + 2H2O

S + 6HNO3(konc) = H2SO4 + 6N02 +2H2O

At opnå svovl

I industrien opnås svovl ved at adskille det fra gråbjerg ved hjælp af varmt vand under højt tryk. Svovl opnås ved kemiske metoder som følger:

1. Fra affaldsgasser fra metallurgiske ovne og koksovne

2H2S + S02 → 3S + 2H2O

2. Fra naturlige sulfater ved at kalcinere dem med kul (processen foregår i flere trin)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

Svovlbrinte forbrændes:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Anvendelse af svovl

Svovl bruges til fremstilling af organiske svovlfarvestoffer (CS2), kulstofdisulfid, til fremstilling af kunstige fibre, sprængstoffer og i processer til fremstilling af svovlsyre.

Sulfitter og hydrosulfitter anvendes som reduktionsmidler. Calciumhydrosulfit Ca(HSO3)2 bruges til fremstilling af cellulose.

Svovlforbindelser med oxidationstilstand +6

Svovl udviser +6 oxidationstilstanden i forbindelser med oxygen og halogener. Den mest typiske forbindelse er svovltrioxid SO3. I SO3-molekylet er svovl i en tilstand af sp2-hybridisering. Molekylet er en flad trekant. ∟O-S-O = 120º; molekylet er upolært (μ = 0).

I SO3-molekylet er der 3π-bindinger pr. 3σ-binding. Molekylet er stærkt, men mindre end SO2. SO3-molekylet polymeriserer let. Under normale forhold er SO3 en væske (kp. 44,8˚C), som størkner til en gennemsigtig masse (smp. 16,8 ºC). SO3 er et typisk surt oxid og reagerer kraftigt med basiske oxider. SO3 reagerer kraftigt med vand for at danne svovlsyre og frigive en stor mængde varme.

SO3 + H2O = H2SO4, AH = -87,8 kJ

SO3 anvendes som sulfoneringsmiddel i organisk syntese, som dehydreringsmiddel ved fremstilling af HNO3, til fremstilling af oleum mv.

Svovlsyre

H2SO4 er en stærk dibasisk syre. Det er et derivat af tetraoxosulfat (VI) – 2- ion. I 2-ionen er svovl i en tilstand af sp3-hybridisering (4 σ-bindinger + 2π-bindinger). Ion 2- har form som et regulært tetraeder. S-O-bindingslængden er 1,49 Å. Denne forbindelse er stærk.

H2SO4 er meget opløseligt i vand, og en stor mængde varme frigives på grund af dannelsen af hydrater af sammensætningen H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O. I denne henseende skal syren forsigtigt hældes i vand i en tynd strøm ved fremstilling af H2SO4-opløsninger og ikke omvendt. Koncentreret H2SO4 tiltrækker energisk fugt og bruges derfor til tørring af gasser. Dette forklarer også forkulningen af mange organiske forbindelser (kulhydrater).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Koncentreret svovlsyre kan absorbere SO3 i store mængder og danner pyrosulfursyre H2S2O7. Sådanne løsninger kaldes oleum. I oleum er der en ligevægt af H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Svovlsyre danner to typer salte: medium (sulfater) Me2+1SO4 og sure (hydrosulfater) Me+1HSO4. De fleste sulfater er meget opløselige i vand. Svært opløselige sulfater omfatter Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Dannelsen af et tungtopløseligt hvidt bundfald af BaSO4 er en analytisk reaktion på sulfationen.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (hvidt krystallinsk bundfald)

BaSO4 er uopløseligt i saltsyre.

Nogle sulfater indeholdende krystallisationsvand kaldes vitriol. Sidstnævnte omfatter CuSO4·5H2O (kobbersulfat - blå), FeSO4·7H2O (jernsulfat - grøn).

Blandt svovlsyresaltene er de krystallinske hydrater af dens dobbeltsalte interessante - alun med den almene formel Me2+1SO4 Me2(SO4)3 24H2O, hvor Me+1(Na, K,NH4 osv.), Me+3 (Al, Cr, Fe, Co osv.).

De mest kendte er: aluminium-kaliumalun KAl(SO4)2·12H2O, chrom-kaliumalun KCr(SO4)2·12H2O, jern-ammonium (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Alun bruges som garvemiddel i læderindustrien, som bejdsemiddel ved farvning af stoffer, i medicin mv.

FungereS (VI) i redoxreaktioner

Oxidationstilstanden +6 er den højeste for svovl, og derfor fungerer S+6 i redoxreaktioner kun som et oxidationsmiddel.

De oxiderende egenskaber af svovl (+6) forekommer kun i koncentreret svovlsyre. I fortyndet svovlsyre er oxidationsmidlet H+ protonen. Koncentreret svovlsyre er et ret stærkt oxidationsmiddel. Det oxiderer ikke-metaller (C, S, P) til højere oxider.

S+2H2S04 = 3S02 + 2H2O

C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O

HBr og HI reduceres med svovlsyre til frie halogener

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

2HBr +H2S04 = Br2 + S02 +2H20

Koncentreret svovlsyre oxiderer mange metaller (undtagen guld og platin). Koncentreret jernsvovlsyre passiveres og kan derfor transporteres i stålcylindre. Produkterne fra reduktionen af koncentreret svovlsyre kan være forskellige svovlforbindelser. Sekventiel række af svovlsyrereduktion

H2S+6O4→S+2O2→S0→H2S-2

Arten af reduktionsprodukterne vil afhænge af metallets aktivitet: Jo mere aktivt metallet er, jo dybere reduktion af svovl (VI).

5H2SO4konc + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4konc + Cu = CuS04 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4konc = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Når fortyndet svovlsyre virker på metaller, er reduktionsproduktet H2 og kun metaller op til brint i den elektrokemiske serie opløses i fortyndet svovlsyre.

H2SO4opløst + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4dil = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 meget fortyndet = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Fremstilling af svovlsyre

Essensen af den industrielle metode til fremstilling af svovlsyre er oxidationen af svovldioxid SO2 til svovltrioxid SO3 og omdannelsen af sidstnævnte til svovlsyre. Produktionsskemaet kan præsenteres som følger:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Denne proces udføres på to måder: kontakt og nitrøs. I kontaktmetoden til fremstilling af svovlsyre anvendes vanadiumanhydrid V2O5 med tilsætning af K2SO4 eller PbSO4 som katalysator til oxidation af SO2. I salpetergasmetoden til fremstilling af svovlsyre er den katalysator, der accelererer oxidationen af SO2 til SO3, nitrogenoxid NO.

Anvendelse af svovlsyre

Svovlsyre er et af de vigtigste produkter i den grundlæggende kemiske industri. De fleste kemiske forbindelser opnås med direkte eller indirekte deltagelse af svovlsyre. Svovlsyre er meget udbredt til fremstilling af mineralsk gødning.

Det bruges til at opnå mange mineralske syrer og salte, der bruges i organisk syntese, i produktionen af sprængstoffer, farvestoffer, i tekstiler, læder og andre industrier.

Peroxo-svovlsyrer er svovliltsyrer karakteriseret ved tilstedeværelsen af en peroxogruppe - O-O. To svovlperoxosyrer er velkendte: peroxomonosulfur H2SO5 og peroxodisulfur H2S2O8.

Peroxomonosulfuric acid (Caro acid) H2SO5 er peroxidformen af svovlsyre

H – O – O – S – O – H

H2SO5 er en af de stærke monobasiske syrer. Ligesom hydrogenperoxid er det ustabilt og er et meget stærkt oxidationsmiddel.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

H2SO5 opnås som et oxidationsmiddel i organisk syntese. Peroxidisvovlsyre H2S2O8 har strukturen

H – O – S – O – O – S – O – H

Det tilhører også hydrogenperoxidderivater og er et meget stærkt oxidationsmiddel (kan oxidere Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S208 = 2KHS04 + I2

H2SO5 og H2S2O8 hydrolyserer til dannelse af hydrogenperoxid og bruges derfor i industriel produktion af H2O2-opløsninger

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Svovlthiosyrer

Thiosyrer er derivater af oxygensyrer, hvor nogle eller alle oxygenatomerne er erstattet af svovl. Salte af thiosyrer kaldes thiosalte. Et eksempel på thiosyrer er thiosulfuric acid H2S2O3, som er et derivat af svovlsyre, hvor et oxygenatom er erstattet af et svovlatom. Dens strukturformel har formen

Na2SO3S-2 + 4Cl2 + 5H2O = 2H2SO4 + 6HCl + 2NaCl

Na2S2O3 + Cl2 + H2O = S↓ + Na2SO4 + 2HCl.

Når thiosulfat interagerer med svage oxidationsmidler (I2, Fe3+ og andre), dannes tetrathionationen S4O62-. Reaktionen mellem natriumthiosulfat og jern(III)salte bruges til at påvise thiosulfationer. Reaktionen forløber som følger

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

2FeCl3 + 2Na2S2O3 = 2FCl2 + Na2S4O6 + 2NaCl

Når denne reaktion opstår, dannes en mellemforbindelse, farvet mørk lilla - Cl. Dette er et ustabilt Fe3+ kompleks, som hurtigt nedbrydes ved en intramolekylær oxidations-reduktionsreaktion ifølge skemaet

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

I dette tilfælde forsvinder farven.

Derudover er H2S2O3 karakteriseret ved reaktioner, der foregår gennem mekanismen for intramolekylær oxidationsreduktion

H2S2O3 = H2+4SO4 + SO

Dette forklarer ustabiliteten af thiosvovlsyre. Natriumthiosulfat bruges i fotografi (fiksativ), i tekstilindustrien og medicin.

Forbinder deres karakter

O3 er en allotrop type af iltændring, opnået fra ilt ved hjælp af en såkaldt ozonisator 3O2 = 2O3 - en blå gas.

Fuldfør ligningerne.

Vand - H2O - svag elektrolyt, rent vand, farveløs, lugtfri væske, kogepunkt - 1000, frysepunkt - 00C, massefylde 1 g/ml. Det forekommer i tre aggregeringstilstande. Vand renses ved sublimering i en destilleri; det resulterende vand kaldes destilleret vand.

Svovloxid (IV) - SO2 - med en skarp kvælende lugt, farveløs gas.

Ved opløsning i vand dannes svovlsyrling: SO2 + H2O= H2SO3

VI-SO3-svovldioxid er en farveløs væske. Ved interaktion med vand dannes svovlsyre.

Svovlsyre

H2SO4 er en farveløs, meget opløselig væske i vand.

Se dokumentets indhold
"Almindelige karakteristika for ikke-metaller. Elementer i gruppe VI A »

Lektionsplan nr. 15

Dato Emne kemi gruppe

FULDE NAVN. lærer: Kayyrbekova I.A.

JEG. Lektionens emne: Generelle karakteristika for ikke-metaller. Elementer i gruppe VI A. Ilt. Vand. Svovl. Svovlbrinte. Svovlsyre og sulfater.

Type af lektion: lære ny viden

Mål:. Karakteristika for kemiske grundstoffer i gruppe V I A. Kunne beskrive og bevise svovls kemiske egenskaber ved hjælp af et eksempel. At gøre eleverne bekendt med strukturen og generelle egenskaber af ikke-metaller, baseret på deres position i det periodiske system af atomare struktur. Kend nogle måder at opnå ikke-metaller på. Kunne give en generel beskrivelse af ikke-metaller ud fra deres position i PS og deres atomers struktur.

Opgaver:

A) Uddannelsesmæssigt: gentage og systematisere elevernes viden om egenskaberne ved kemiske grundstoffer i den sjette gruppe, om atomets opbygning og brugen af forbindelser;

konsolidere evnen til at løse regneproblemer ved hjælp af reaktionsligninger;

Ә) Uddannelsesmæssigt: gennemføre miljøundervisning i en kemi-lektion.

B) Udviklingsmæssigt: fortsætte udviklingen af logisk tænkning, evnen til at bruge teoretisk viden i nye situationer;

styrke evnerne til at sammenligne, kontrastere, analysere;

II. Forventede resultater:

A) Eleverne skal vide: Karakteristika for kemiske grundstoffer i gruppe V I A.

Ә) Eleverne skal kunne: Kunne beskrive og bevise ved hjælp af et eksempel svovls kemiske egenskaber

b) studerende skal mestre: At gøre eleverne bekendt med strukturen og generelle egenskaber af ikke-metaller, baseret på deres position i det periodiske system af atomstruktur

III. Metode og teknikker for hvert trin i lektionen: problem, søgning, laboratoriearbejde, selvstændigt arbejde af studerende.

IV. Faciliteter: interaktiv tavle

Under timerne

JEG. Organisatorisk del Tjek elevernes fremmøde. Fortrolighed med formålet og målene for dagens lektion. At sætte lektionsmålet.

II. Opdatering af grundlæggende viden:

A) Tjek dine notesbøger

D/z 153 side nr. 2

158 side nr. 6 eksr.

Opgave Beregn mængden af gas, der frigives, når 19,5 g kalium reagerer med fosforsyre -

B) Selvstændigt arbejde

ІІІ. Forklaringer af nyt materialeog konsolidering af nyt materiale

Plan:

Generelle egenskaber ved ikke-metaller - elementer i gruppe VI A.

Disse omfatter oxygen, svovl, selen, tellur og polonium. Polonium er et radioaktivt metal, og resten er malmdannende kalkogener. Af disse er ilt og svovl særligt vigtige. På det sidste energiniveau har de 6 elektroner, den højeste oxidationstilstand er +6, +2 er konstant for oxygen, den laveste er 2 for svovl. Generel oxidformel RO 3 og hydrogenforbindelser med den generelle formel RH 2

egenskab	ilt		svovl
Stilling i P.S. - 1 point	2. lille periode, element VI A af gruppe		element VI En gruppe, 3 små perioder.
Atomstruktur - 1 point	O (8p + ;8n 0)8e - 1s 2 2s 2 2p 4		S(16p + ;16n 0)16e - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
At være i naturen	Det findes i form af en forbindelse og i en fri form. Det er en del af atmosfærisk luft og dannes som følge af fotosyntese.		findes i sammensat og fri form.
modtager	I laboratoriet: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 2KClO3 = 2KCl+3O2 I industrien fås flydende ilt fra luft.
fysiske egenskaber	Farveløs og lugtfri gas		Svovl er et gult, fast, krystallinsk stof. 3 typer allotropiske modifikationer: rombe, monokliniske og plastiske.
Kemiske egenskaber	Ved opvarmning reagerer den: med kulstof med fosfor - de danner oxider. Med brint Ved t = 1500 0 C med nitrogen Reagerer ikke direkte med halogener. Ved normale temperaturer reagerer det med aktive metaller. Reagerer med lavreaktive metaller ved opvarmning Komplekse stoffer brænder og oxider af disse elementer dannes. Opgaven er at give eksempler og færdiggøre reaktionsligningen max-8 point		Med simple stoffer: ilt, halogen, metaller, alkali. Opgaven er at færdiggøre reaktionsligningerne 4 point
Forbinder deres karakter
O 3 er en allotrop type ændring i oxygen, opnået fra oxygen ved hjælp af en enhed kaldet ozonatoren 3O 2 = 2O 3 - en blå gas.		Svovlbrinte er en giftig, farveløs gas med en råddent æglugt. Udsat for dissociation, forbrændinger i luft, med syrer. Fuldfør ligningerne. Opnået ved at omsætte jernsulfid med opløst saltsyre.
Vand - H 2 O - svag elektrolyt, rent vand, farveløs, lugtfri væske, kogepunkt - 100 0, frysepunkt - 0 0 C, massefylde er 1 g / ml. Det forekommer i tre aggregeringstilstande. Vand renses ved sublimering i en destilleri; det resulterende vand kaldes destilleret vand. Ved almindelige temperaturer reagerer det med aktive metaller, basiske og sure oxider. Og også med nogle salte, hvilket resulterer i dannelsen af krystallinske hydrater.		Svovloxid (IV) - SO 2 - med en skarp kvælende lugt, farveløs gas. Ved opløsning i vand dannes svovlsyrling: SO 2 + H 2 O= H 2 SO 3 Opnået ved at brænde svovl i luft eller brænde pyrit. VI-SO 3 - svovldioxid er en farveløs væske. Ved interaktion med vand dannes svovlsyre.
Svovlsyre
H 2 SO 4 er en farveløs, meget opløselig væske i vand. Anvendes til fremstilling af saltsyre, flussyre, salpetersyre og fosforsyre. Opløst syre reagerer med metaller op til N. Koncentreret syre - reagerer med metaller, ikke-metaller

Beslag: 177 sider nr. 12upr

D/z 153 side nr. 2, 158 side nr. 6 eksr., Abstrakt Ilts rolle i naturen. Anvendelse af ilt

Ilt i dets forbindelser udviser normalt en valens på to. Men i princippet kan det også være fire-valent, da ilt har 2 uparrede elektroner og 2 enlige elektronpar på det yderste lag. Men da oxygenatomet er lille i størrelse, er den maksimale valens af oxygen tre, da kun tre brintatomer kan passe rundt om det.

Filer: 1 fil

Generelle karakteristika for elementer i VI A-undergruppe

Da atomerne i gruppe VI-A-elementer indeholder seks elektroner på det ydre lag, har de en tendens til at fylde det ydre energiniveau med elektroner og er karakteriseret ved dannelsen af E2- anioner. Atomerne i de pågældende grundstoffer (undtagen polonium) er ikke tilbøjelige til at danne kationer. Ilt og svovl er typiske ikke-metaller, hvor oxygen er et af de mest elektronegative grundstoffer (kun næst efter fluor). Polonium er et sølvhvidt metal, der minder om bly i fysiske egenskaber og i elektrokemiske egenskaber - ædelmetaller. Selen og tellur indtager en mellemposition mellem metaller og ikke-metaller; de er halvledere. Med hensyn til kemiske egenskaber er de tættere på ikke-metaller. Ilt, svovl, selen og tellur er grupperet sammen som "chalcogener", som oversat fra græsk betyder "frembringer malme." Disse elementer findes i talrige malme. Fra ilt til tellur falder indholdet af grundstoffer på Jorden kraftigt. Polonium har ingen stabile isotoper og findes i uran- og thoriummalme, som et af nedbrydningsprodukterne fra radioaktivt uran.

Ilt og dets forbindelser

Egenskaber af oxygen. Oxygen O2 er en farveløs, lugtfri og smagløs gas. Dårligt opløseligt i vand: ved 20°C opløses omkring 3 volumener ilt i 100 volumener vand. Flydende oxygen har en lyseblå farve og tiltrækkes af en magnet, fordi dens molekyler er paramagnetiske og har to uparrede elektroner. Bindingsenergien i O2-molekylet er 493 kJ/mol, bindingslængden er 0,1207 nm, og bindingsrækkefølgen i molekylet er to. I naturen findes oxygen i form af tre isotoper 16O, 17O, 18O og i form af to allotropiske modifikationer af oxygen O2 og ozon O3. Luften indeholder omkring 21 % fri ilt.

At få ilt. I laboratoriet opnås oxygen ved nedbrydning af iltrige forbindelser: a) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (katalysator - MnO2) b) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 c) H2O2 = 2 H2O + O2 ( katalysator - MnO2) d) elektrolyse af vandige opløsninger af oxygenholdige syrer og alkalier med en inert anode. I industrien opnås ilt ved at separere flydende luft i destillationskolonner.

KEMISK TERMODYNAMIK

Termodynamik er videnskaben om indbyrdes omdannelser af forskellige former for energi og lovene for disse transformationer. Termodynamik er kun baseret på eksperimentelt opdagede objektive love udtrykt i termodynamikkens to grundlæggende principper.

Termodynamik undersøgelser:

1. Overgange af energi fra en form til en anden, fra en del af systemet til en anden;

2. Energieffekter, der ledsager forskellige fysiske og kemiske processer og deres afhængighed af betingelserne for disse processer;

3. Mulighed, retning og grænser for spontan forekomst af processer under de undersøgte forhold.

Det skal bemærkes, at klassisk termodynamik har følgende begrænsninger:

1. Termodynamik tager ikke hensyn til den indre struktur af legemer og mekanismen for processer, der forekommer i dem;

2. Klassisk termodynamik studerer kun makroskopiske systemer;

3. I termodynamik er der ikke noget begreb om "tid".

GRUNDLÆGGENDE KONCEPT FOR TERMODYNAMIK

Et termodynamisk system er en krop eller gruppe af kroppe, der interagerer, mentalt eller faktisk isoleret fra omgivelserne.

Et homogent system er et system, inden for hvilket der ikke er overflader, der adskiller dele af systemet (faser), som adskiller sig i egenskaber.

Et heterogent system er et system, inden for hvilket der er overflader, der adskiller dele af systemet, som adskiller sig i egenskaber.

En fase er en samling af homogene dele af et heterogent system, identiske i fysiske og kemiske egenskaber, adskilt fra andre dele af systemet af synlige grænseflader.

Et isoleret system er et system, der ikke udveksler hverken stof eller energi med miljøet.

Et lukket system er et system, der udveksler energi med miljøet, men ikke udveksler stof.

Et åbent system er et system, der udveksler både stof og energi med miljøet.

Komponenter i et system er individuelle stoffer, der, når de tages i den mindste mængde, er tilstrækkelige til at beskrive (forme) alle faser af systemet. frigivelsen af komponenter er bestemt af systemets specifikke indhold og afhænger af de kemiske reaktioner, der opstår i systemet og under dets interaktion med det ydre miljø I komplekse mineralsystemer fungerer oxider eller grundstoffer normalt som komponenter.

Parametre er størrelser, der kan bruges til at beskrive et systems tilstand. Systemers grundlæggende parametre: temperatur (T), entropi (S), tryk (p), volumen (V), komponenters masser (m a ...m k) og deres kemiske potentialer (μ a ...μ k).

Omfattende parametre er dem, der har egenskaben additivitet (sammensætning), dvs. omfattende parametre afhænger af massen eller antallet af partikler i systemet. Omfattende parametre omfatter volumen, entropi og masser af komponenter. Omfattende parametre kaldes nogle gange kapacitetsparametre. Intensive parametre eller intensitetsparametre er dem, der ikke afhænger af systemets masse eller antal partikler. Disse omfatter temperatur, tryk og kemiske potentialer af komponenterne.

Der er en bemærkelsesværdig egenskab ved termodynamiske parametre, som kan kaldes egenskaben symmetri og konjugation. Egenskaben ved symmetri er, at enhver termodynamisk proces i et system er karakteriseret ved et par parametre, hvoraf den ene er intensiv, den anden omfattende.

Termodynamikkens første lov er loven om energiens bevarelse, en af naturens universelle love: Energi er uforgængelig og uskabt; det kan kun gå fra en form til en anden i tilsvarende proportioner.

Termodynamikkens første lov er postulatet

Den samlede energi i et isoleret system er konstant;

En evighedsmaskine af den første slags (en motor, der virker uden at bruge energi) er umulig.

Termodynamikkens første lov fastslår forholdet mellem varme Q, arbejde A og ændringen i intern energi i systemet ΔU: Ligning 1 er en matematisk repræsentation af termodynamikkens 1. lov for en endelig, ligning 2 for en uendelig lille ændring i tilstanden af systemet.

Intern energi er en funktion af tilstand; dette betyder, at ændringen i intern energi ΔU ikke afhænger af systemets overgangsvej fra tilstand 1 til tilstand 2 og er lig med forskellen mellem værdierne af intern energi U 2 og U 1 i disse tilstande:

Isokorisk proces (V = const; ΔV = 0). Absorption eller frigivelse af varme er kun forbundet med frigivelsen af E

En isotermisk proces (T = const) Dette er en proces med kvasistatisk ekspansion eller kompression af et stof i kontakt med et termisk reservoir.

Isobarisk proces (P = const).

Adiabatisk proces (Q = 0) Dette er processen med kvasistatisk ekspansion eller kompression af en gas i en beholder med varmetætte skærme. A=- U

INTERN ENERGI termodynamisk. funktion af systemets tilstand, dets energi, bestemt internt. tilstand. Intern energi lægges grundlæggende sammen. fra kinetisk energi for bevægelse af partikler (atomer, molekyler, ioner, elektroner) og interaktionsenergi. mellem dem (intra- og intermolekylære).

Under en isoterm proces ændres den indre energi af en ideel gas ikke. Hele mængden af varme, der overføres til gassen, bruges til at udføre arbejde: Q = A

Ændring i indre energi under en isobar proces: ΔU=3/2 ·v·R·ΔT.

ændring i indre energi ved adiabatisk: Q=m·C p D·T/m.

Entalpi er en mængde, der er proportional med mængden af et stof og måles i [KJ/mol] N<0-экзотермический, Н>0 endotermisk.

Ved interaktion med gasser H2O dannes, som kan være i forskellige tilstande.

Standard entalpitilstand T=298K, P=101,325kPa