Đặc điểm của nhóm 6 của phân nhóm chính. Phi kim nhóm VI

Nhóm chính của nhóm VI của bảng tuần hoàn bao gồm oxy, lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium. Tính chất phi kim của các nguyên tố nhóm VI-A kém rõ rệt hơn so với tính chất phi kim của các nguyên tố nhóm VI-A. Các electron hóa trị của chúng là ns 2 np 4 .

Oxy và lưu huỳnh là những phi kim điển hình, trong đó oxy là một trong những nguyên tố có độ âm điện lớn nhất (chỉ đứng sau flo). Polonium là kim loại màu trắng bạc, gợi nhớ đến chì về tính chất vật lý và về tính chất điện hóa - kim loại quý. Selen và Tellurium chiếm vị trí trung gian giữa kim loại và phi kim loại; chúng là chất bán dẫn. Về tính chất hóa học, chúng gần với phi kim loại hơn. Oxy, lưu huỳnh, selen và Tellurium được nhóm lại với nhau thành “chalcogens”, dịch từ tiếng Hy Lạp có nghĩa là “tạo ra quặng”. Những nguyên tố này được tìm thấy trong nhiều loại quặng. Từ oxy đến Tellurium, hàm lượng các nguyên tố trên Trái đất giảm mạnh. Polonium không có đồng vị ổn định và được tìm thấy trong quặng uranium và thorium, là một trong những sản phẩm phân rã của uranium phóng xạ.

Về tính chất, oxy và lưu huỳnh khác nhau rõ rệt vì lớp vỏ electron ở mức năng lượng trước đó của chúng được cấu tạo khác nhau. Tellurium và polonium có cùng cấu trúc ở mức năng lượng bên ngoài (lớp hóa trị) và mức năng lượng áp chót nên chúng giống nhau hơn về tính chất.

Oxy là một phi kim loại có hoạt tính hóa học và là nguyên tố nhẹ nhất trong nhóm chalcogen. Chất đơn giản oxy trong điều kiện bình thường là một chất khí không màu, không mùi vị, phân tử bao gồm hai nguyên tử oxy (công thức O 2), do đó nó còn được gọi là dioxygen. Oxy lỏng có màu xanh nhạt và oxy rắn là tinh thể màu xanh nhạt. Có các dạng oxy đẳng hướng khác, ví dụ, ozone - trong điều kiện bình thường, một loại khí màu xanh lam có mùi đặc trưng, phân tử bao gồm ba nguyên tử oxy. (công thức O3). Từ oxy (còn được gọi là “dung dịch axit” vào đầu thế kỷ 19) xuất hiện trong tiếng Nga ở một mức độ nào đó nhờ M.V. Lomonosov, người đã giới thiệu từ “axit”, cùng với các từ mới khác; do đó, từ “oxy” lại là nguồn gốc của thuật ngữ “oxy” (oxygine trong tiếng Pháp), do A. Lavoisier đề xuất (từ tiếng Hy Lạp cổ ?oet - “chua” và gennshch - “sinh con”), được dịch là "tạo ra axit", có liên quan đến ý nghĩa ban đầu của nó - "axit", trước đây có nghĩa là các chất được gọi là oxit theo danh pháp quốc tế hiện đại. Oxy là nguyên tố phổ biến nhất trong vỏ trái đất; phần của nó (trong các hợp chất khác nhau, chủ yếu là silicat) chiếm khoảng 47% khối lượng của lớp vỏ trái đất rắn. Trong khí quyển, hàm lượng oxy tự do là 20,95% theo thể tích và 23,10% theo khối lượng (khoảng 1015 tấn). Hiện nay, trong công nghiệp, oxy được lấy từ không khí. Phương pháp công nghiệp chính để sản xuất oxy là chỉnh lưu đông lạnh. Các nhà máy oxy hoạt động trên nền tảng công nghệ màng cũng được nhiều người biết đến và ứng dụng thành công trong công nghiệp.

Các phòng thí nghiệm sử dụng oxy được sản xuất công nghiệp, được cung cấp trong các bình thép dưới áp suất khoảng 15 MPa.

Một lượng nhỏ oxy có thể thu được bằng cách đun nóng thuốc tím KMnO4:

Phản ứng phân hủy xúc tác hydro peroxide H2O2 với sự có mặt của mangan(IV) oxit cũng được sử dụng:

Oxy có thể thu được bằng cách phân hủy xúc tác kali clorat (muối Berthollet) KClO 3:

Các phương pháp trong phòng thí nghiệm để sản xuất oxy bao gồm phương pháp điện phân dung dịch kiềm, cũng như phân hủy oxit thủy ngân (II) (ở t = 100 °C):

Trong tàu ngầm, nó thường thu được từ phản ứng của natri peroxide và carbon dioxide do con người thở ra:

Là một tác nhân oxy hóa mạnh, nó tương tác với hầu hết các nguyên tố, tạo thành các oxit. Trạng thái oxy hóa?2. Theo nguyên tắc, phản ứng oxy hóa tiến hành bằng việc giải phóng nhiệt và tăng tốc khi nhiệt độ tăng. Ví dụ về các phản ứng xảy ra ở nhiệt độ phòng:

Oxy hóa các hợp chất có chứa các nguyên tố có trạng thái oxy hóa nhỏ hơn mức tối đa:

Oxi hóa hầu hết các hợp chất hữu cơ:

Trong những điều kiện nhất định, có thể thực hiện quá trình oxy hóa nhẹ một hợp chất hữu cơ:

Oxy phản ứng trực tiếp (trong điều kiện bình thường, khi đun nóng và/hoặc với sự có mặt của chất xúc tác) với tất cả các chất đơn giản ngoại trừ Au và khí trơ (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); phản ứng với halogen xảy ra dưới ảnh hưởng của sự phóng điện hoặc bức xạ cực tím. Oxit vàng và khí trơ nặng (Xe, Rn) thu được một cách gián tiếp. Trong tất cả các hợp chất gồm hai nguyên tố của oxy với các nguyên tố khác, oxy đóng vai trò là tác nhân oxy hóa, ngoại trừ các hợp chất có flo.

Oxy tạo thành peroxit với trạng thái oxy hóa của nguyên tử oxy chính thức bằng?1.

Ví dụ, peroxit được tạo ra bằng cách đốt cháy kim loại kiềm trong oxy:

Một số oxit hấp thụ oxy:

Theo lý thuyết đốt cháy do A. N. Bach và K. O. Engler phát triển, quá trình oxy hóa xảy ra theo hai giai đoạn với sự hình thành hợp chất peroxide trung gian. Hợp chất trung gian này có thể được phân lập, ví dụ, khi ngọn lửa hydro đang cháy được làm lạnh bằng nước đá, hydro peroxide được hình thành cùng với nước:

Trong superoxit, oxy chính thức có trạng thái oxy hóa ?S, nghĩa là một electron trên hai nguyên tử oxy (ion O ?2). Thu được bằng cách cho peroxit phản ứng với oxy ở áp suất và nhiệt độ cao:

Kali K, rubidium Rb và Caesium Cs phản ứng với oxy tạo thành superoxit:

Ozonit vô cơ chứa ion O?3 với trạng thái oxy hóa của oxy chính thức bằng?1/3. Thu được bằng tác dụng của ozon với hydroxit kim loại kiềm:

Lưu huỳnh là một nguyên tố thuộc phân nhóm chính của nhóm VI, giai đoạn thứ ba trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học của D.I. Mendeleev, với số nguyên tử 16. Nó thể hiện tính chất phi kim loại. Ký hiệu là ký hiệu S (tiếng Latinh là lưu huỳnh). Trong các hợp chất hydro và oxy, nó được tìm thấy ở nhiều ion khác nhau và tạo thành nhiều axit và muối. Nhiều muối chứa lưu huỳnh hòa tan kém trong nước. Lưu huỳnh là nguyên tố phổ biến thứ mười sáu trong vỏ trái đất. Nó được tìm thấy ở trạng thái tự do (bản địa) và dạng ràng buộc.

Các khoáng chất lưu huỳnh tự nhiên quan trọng nhất: FeS 2 - pyrit sắt hoặc pyrit, ZnS - kẽm blende hoặc sphalerit (wurtzite), PbS - ánh chì hoặc galena, HgS - cinnabar, Sb 2 S 3 - stibnite. Ngoài ra, lưu huỳnh còn có trong dầu mỏ, than tự nhiên, khí tự nhiên và đá phiến. Lưu huỳnh là nguyên tố phổ biến thứ sáu trong nước tự nhiên; nó được tìm thấy chủ yếu ở dạng ion sunfat và gây ra độ cứng “không đổi” của nước ngọt. Một yếu tố quan trọng đối với các sinh vật bậc cao, một phần không thể thiếu của nhiều protein, tập trung ở tóc. Từ “lưu huỳnh”, được biết đến trong tiếng Nga cổ từ thế kỷ 15, được mượn từ “s?ra” trong tiếng Slav cổ - “lưu huỳnh, nhựa”, nói chung là “chất dễ cháy, chất béo”. Từ nguyên của từ này vẫn chưa được làm rõ cho đến nay, vì tên Slav phổ biến ban đầu của chất này đã bị mất và từ này đã chuyển sang tiếng Nga hiện đại ở dạng méo mó.

Theo Vasmer, “lưu huỳnh” quay trở lại vĩ độ. sera -- "sáp" hoặc lat. huyết thanh - "huyết thanh".

Lưu huỳnh trong tiếng Latin (có nguồn gốc từ cách viết tiếng Hy Lạp hóa của từ nguyên sulpur) có lẽ bắt nguồn từ gốc Ấn-Âu swelp - "đốt cháy". Trong không khí, lưu huỳnh cháy tạo thành lưu huỳnh đioxit - chất khí không màu, có mùi hăng:

Sử dụng phân tích quang phổ, người ta đã xác định rằng trên thực tế quá trình oxy hóa lưu huỳnh thành điôxít là một phản ứng dây chuyền và xảy ra với sự hình thành một số sản phẩm trung gian: lưu huỳnh monoxit S 2 O 2, lưu huỳnh phân tử S 2, nguyên tử lưu huỳnh tự do S và các gốc tự do của lưu huỳnh monoxit SO.

Tính khử của lưu huỳnh được thể hiện trong phản ứng của lưu huỳnh với các phi kim loại khác, tuy nhiên, ở nhiệt độ phòng, lưu huỳnh chỉ phản ứng với flo.

Lưu huỳnh nóng chảy phản ứng với clo và có thể tạo thành hai clorua bậc thấp hơn (lưu huỳnh điclorua và dithiodiclorua).

Khi dư thừa lưu huỳnh, nhiều loại polysulfur dichloride khác nhau như SnCl 2 cũng được hình thành.

Khi đun nóng, lưu huỳnh cũng phản ứng với phốt pho, tạo thành hỗn hợp phốt pho sunfua, trong đó có sunfua cao hơn P2S5:

Ngoài ra, khi đun nóng, lưu huỳnh phản ứng với hydro, cacbon, silic:

(hydro sunfua)
(cacbon disunfua)

Khi đun nóng, lưu huỳnh tương tác với nhiều kim loại, thường khá mạnh. Đôi khi hỗn hợp kim loại và lưu huỳnh bốc cháy khi đốt cháy. Sự tương tác này tạo ra sunfua:

Dung dịch sunfua kim loại kiềm phản ứng với lưu huỳnh tạo thành polysulfua:

Trong số các chất phức tạp, trước hết cần lưu ý phản ứng của lưu huỳnh với kiềm nóng chảy, trong đó lưu huỳnh tương tự như clo:

Hợp kim thu được được gọi là gan lưu huỳnh.

Lưu huỳnh chỉ phản ứng với axit oxy hóa đậm đặc (HNO 3, H 2 SO 4) khi đun nóng kéo dài:

(kết luận)
(kết luận)

Khi nhiệt độ của hơi lưu huỳnh tăng lên, sự thay đổi xảy ra trong thành phần phân tử định lượng. Số nguyên tử trong phân tử giảm:

Ở 800--1400 °C hơi bao gồm chủ yếu là lưu huỳnh hai nguyên tử:

Và ở 1700 °C lưu huỳnh trở thành nguyên tử:

Lưu huỳnh là một trong những nguyên tố sinh học. Lưu huỳnh là một phần của một số axit amin (cysteine, methionine), vitamin (biotin, thiamine) và enzyme. Lưu huỳnh tham gia vào quá trình hình thành cấu trúc bậc ba của protein (hình thành cầu nối disulfide). Lưu huỳnh cũng tham gia vào quá trình quang hợp của vi khuẩn (lưu huỳnh là một phần của diệp lục khuẩn và hydro sunfua là nguồn cung cấp hydro). Phản ứng oxi hóa khử của lưu huỳnh là nguồn năng lượng trong quá trình tổng hợp hóa học.

Một người chứa khoảng 2 g lưu huỳnh trên 1 kg trọng lượng cơ thể

Selenium là nguyên tố hóa học thuộc nhóm 16 (theo phân loại lỗi thời - phân nhóm chính của nhóm VI), chu kỳ thứ 4 trong bảng tuần hoàn, có số hiệu nguyên tử 34, ký hiệu là Se (lat. Selenium), một chất giòn , sáng bóng, phi kim loại màu đen (dạng đẳng hướng ổn định, dạng không ổn định - màu đỏ chu sa). Đề cập đến chalcogen.

Tên này xuất phát từ tiếng Hy Lạp. welUnz - Mặt trăng. Nguyên tố này được đặt tên như vậy là do trong tự nhiên, nó là một vệ tinh của Tellurium, có tính chất hóa học tương tự như nó (được đặt theo tên của Trái đất). Hàm lượng selen trong vỏ trái đất là khoảng 500 mg/t. Các đặc điểm chính của địa hóa học của selen trong vỏ trái đất được xác định bởi sự gần gũi của bán kính ion của nó với bán kính ion của lưu huỳnh. Selenium tạo thành 37 khoáng chất, trong đó trước hết phải kể đến ashavalite FeSe, clausthalite PbSe, timannite HgSe, guanajuatite Bi 2 (Se, S) 3, hastite CoSe 2, platinite PbBi2 (S, Se) 3, liên kết với nhiều loại khoáng chất khác nhau. sunfua, và đôi khi cả cassiterit. Selen bản địa đôi khi được tìm thấy. Các mỏ sunfua có tầm quan trọng lớn trong công nghiệp đối với selen. Hàm lượng selen trong sunfua dao động từ 7 đến 110 g/t. Nồng độ selen trong nước biển là 4·10?4 mg/l.

Selenium là một chất tương tự của lưu huỳnh và thể hiện trạng thái oxy hóa: 2 (H 2 Se), +4 (SeO 2) và +6 (H 2 SeO 4). Tuy nhiên, không giống như lưu huỳnh, các hợp chất selen ở trạng thái oxy hóa +6 là tác nhân oxy hóa mạnh nhất và hợp chất selen (-2) là chất khử mạnh hơn nhiều so với các hợp chất lưu huỳnh tương ứng.

Chất đơn giản selen có hoạt tính hóa học kém hơn nhiều so với lưu huỳnh. Vì vậy, không giống như lưu huỳnh, selen không có khả năng tự cháy trong không khí. Selen chỉ có thể bị oxy hóa khi đun nóng thêm, trong thời gian đó nó cháy từ từ với ngọn lửa màu xanh, biến thành SeO 2 dioxide. Selen chỉ phản ứng (rất mãnh liệt) với kim loại kiềm khi nóng chảy.

Khác với SO 2, SeO 2 không phải là chất khí mà là chất kết tinh, tan nhiều trong nước. Thu được axit selenous (SeO 2 + H 2 O > H 2 SeO 3) không khó hơn axit sunfuric. Và bằng cách tác động lên nó bằng tác nhân oxy hóa mạnh (ví dụ HClO 3), họ thu được axit selenic H 2 SeO 4, mạnh gần bằng axit sulfuric.

Nó là một phần của trung tâm hoạt động của một số protein ở dạng axit amin selenocysteine. Là một nguyên tố vi lượng nhưng hầu hết các hợp chất đều khá độc (hydro selenua, axit selenic và selenous) ngay cả ở nồng độ vừa phải.

Một trong những lĩnh vực quan trọng nhất của công nghệ, sản xuất và tiêu thụ là tính chất bán dẫn của cả selen và nhiều hợp chất của nó (selenua), hợp kim của chúng với các nguyên tố khác trong đó selen bắt đầu đóng vai trò quan trọng. Vai trò này của selen không ngừng tăng lên, nhu cầu và giá cả ngày càng tăng (do đó thiếu nguyên tố này).

Trong công nghệ bán dẫn hiện đại, selenua của nhiều nguyên tố được sử dụng, ví dụ như thiếc, chì, bismuth, antimon và selenua lanthanide. Các tính chất quang điện và nhiệt điện của cả selen và selenua đều đặc biệt quan trọng.

Đồng vị ổn định selen-74 giúp tạo ra tia laser plasma có độ khuếch đại khổng lồ ở vùng tử ngoại (khoảng một tỷ lần).

Đồng vị phóng xạ selen-75 được sử dụng làm nguồn bức xạ gamma mạnh để phát hiện khuyết tật.

Kali selenua cùng với vanadi pentoxit được sử dụng trong sản xuất nhiệt hóa hydro và oxy từ nước (chu trình selen, Phòng thí nghiệm quốc gia Lawrence Livermore, Livermore, Hoa Kỳ).

Đặc tính bán dẫn của selen ở dạng nguyên chất đã được sử dụng rộng rãi vào giữa thế kỷ 20 để sản xuất bộ chỉnh lưu, đặc biệt là trong thiết bị quân sự vì những lý do sau: không giống như germanium và silicon, selen không nhạy cảm với bức xạ, và ngoài ra, Diode chỉnh lưu selen có đặc tính độc đáo là tự phục hồi trong trường hợp sự cố: vị trí sự cố bay hơi và không dẫn đến đoản mạch, dòng điốt cho phép giảm nhẹ nhưng sản phẩm vẫn hoạt động. Những nhược điểm của bộ chỉnh lưu selen bao gồm kích thước đáng kể của chúng.

Nhóm thứ sáu của hệ thống các nguyên tố tuần hoàn bao gồm hai nhóm nhỏ: nhóm chính - oxy, lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium - và nhóm thứ cấp - crom, molypden và vonfram. Trong phân nhóm chính, có một phân nhóm selen (selen, telua và polonium), một phân nhóm thứ cấp được gọi là phân nhóm crom. Tất cả các nguyên tố của phân nhóm chính, ngoại trừ oxy, đều có thể thêm hai electron, tạo thành các ion âm điện.

Các phần tử của nhóm con chính có cấu trúc điện tử bên ngoài

cấp độ có sáu electron (s2р4). Nguyên tử oxy có hai electron chưa ghép cặp và không có mức d. Do đó, oxy thể hiện chủ yếu trạng thái oxy hóa -2 và chỉ trong các hợp chất có flo +2. Lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium cũng có sáu electron ở cấp độ bên ngoài (s2p4), nhưng chúng đều có cấp độ d không được lấp đầy, vì vậy chúng có thể có tới sáu electron chưa ghép cặp và thể hiện trạng thái oxy hóa -2, +4 và + trong các hợp chất 6.

Mô hình thay đổi hoạt động của các nguyên tố này giống như trong phân nhóm halogen: Telluride dễ bị oxy hóa nhất, sau đó là selenua và sunfua. Trong số các hợp chất oxy của lưu huỳnh, ổn định nhất là hợp chất lưu huỳnh (VI) và hợp chất Tellurium - Tellurium (IV). Các hợp chất Selen chiếm vị trí trung gian.

Selenium và Tellurium, cũng như các hợp chất của chúng với một số kim loại nhất định (indium, thallium, v.v.) có đặc tính bán dẫn và được sử dụng rộng rãi trong điện tử vô tuyến. Các hợp chất Selen và Tellurium rất độc hại. Chúng được sử dụng trong công nghiệp thủy tinh để sản xuất kính màu (đỏ và nâu).

Trong các nguyên tố thuộc phân nhóm crom, cấp độ d được lấp đầy, do đó, ở cấp độ s của các nguyên tử của chúng có một electron (đối với crom và molypden) hoặc hai (đối với vonfram). Tất cả chúng đều thể hiện trạng thái oxy hóa tối đa là +6, nhưng molypden, và đặc biệt là crom, được đặc trưng bởi các hợp chất trong đó chúng có trạng thái oxy hóa thấp hơn (+4 đối với molypden và +3 hoặc +2 đối với crom). Hợp chất crom(III) rất ổn định và tương tự như hợp chất nhôm. Tất cả các kim loại thuộc nhóm phụ crom đều được sử dụng rộng rãi.

Molypden được K.V. Scheele thu được lần đầu tiên vào năm 1778. Nó được sử dụng trong sản xuất thép cường độ cao và độ bền cao dùng để sản xuất nòng vũ khí, áo giáp, trục, v.v. Do khả năng bay hơi ở nhiệt độ cao nên nó có giá trị ít được sử dụng để sản xuất dây tóc nhưng có khả năng kết hợp tốt với thủy tinh nên được dùng làm giá đỡ dây tóc vonfram trong đèn sợi đốt.

Vonfram cũng được K.V. Scheele phát hiện vào năm 178! d. Nó được sử dụng để sản xuất thép đặc biệt. Việc bổ sung vonfram vào thép làm tăng độ cứng, độ đàn hồi và độ bền. Cùng với crom, vonfram giúp thép có khả năng duy trì độ cứng ở nhiệt độ rất cao, đó là lý do tại sao những loại thép này được sử dụng để chế tạo dao cắt cho máy tiện tốc độ cao. Vonfram nguyên chất có nhiệt độ nóng chảy cao nhất trong số các kim loại (3370°C), do đó nó được dùng làm dây tóc trong đèn sợi đốt. Cacbua vonfram được đặc trưng bởi độ cứng và khả năng chịu nhiệt rất cao và là thành phần chính của hợp kim chịu lửa.

72. Ôxi

Oxy được nhà hóa học người Thụy Điển K.V. Scheele phát hiện vào năm 1769-1770. và nhà hóa học người Anh D. J. Priestley năm 1774

Ở trong tự nhiên. Oxy là nguyên tố có nhiều nhất trong tự nhiên. Hàm lượng của nó trong lớp vỏ trái đất là 47,00% trọng lượng. Ở trạng thái tự do, nó được tìm thấy trong khí quyển (khoảng 23% trọng lượng), là một phần của nước (88,9%), tất cả các oxit tạo nên vỏ trái đất, muối chứa oxy, cũng như nhiều chất hữu cơ của thực vật. và nguồn gốc động vật.

HEDGEHOG (anabasis), một chi cây thân thảo lâu năm hoặc các nhánh phụ của họ chân ngỗng. ĐƯỢC RỒI. 30 loài, ở Trung tâm. Châu Á, ở phía nam châu Âu, ở phía Bắc. Châu Phi, nhưng chủ yếu vào thứ Tư. Châu Á. Một số loài là thức ăn đồng cỏ cho lạc đà và cừu. Đôi khi một số loài thuộc họ ngũ cốc (paizu, kê gà) còn được gọi là cỏ chuồng.

NILSBOHRIUM (lat. Nielsbohrium), Ns, nguyên tố hóa học phóng xạ thu được nhân tạo V gr. bảng tuần hoàn, số nguyên tử 105. Đồng vị ổn định nhất là 262Ns (chu kỳ bán rã 40 s). Thu được vào năm 1970 tại Liên Xô và Hoa Kỳ. Được đặt tên theo gợi ý của các nhà vật lý Liên Xô sau Niels Bohr; Các nhà khoa học Mỹ đề xuất cái tên "ganium" để vinh danh O. Gan. Tên vẫn chưa được quyết định.

KOKOV Valery Mukhamedovich (sinh năm 1941), chính khách Nga, tổng thống Cộng hòa Kabardino-Balkarian (1993). Năm 1990-91, Chủ tịch Hội đồng tối cao Cộng hòa xã hội chủ nghĩa Xô viết tự trị Kabardino-Balkian, năm 1991-92, Phó Chủ tịch thứ nhất Hội đồng Bộ trưởng Cộng hòa Kabardino-Balkian. Năm 1993-95, Phó Hội đồng Liên bang của Quốc hội Liên bang Nga, từ năm 1995 là thành viên của Hội đồng Liên bang. Năm 1997, ông được bầu làm tổng thống nhiệm kỳ thứ hai.

Oxy, lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium tạo thành nhóm con chính của nhóm thứ sáu của bảng tuần hoàn và là các nguyên tố p. Các nguyên tử của chúng có sáu electron ở cấp độ điện tử bên ngoài và cấu hình điện tử tổng thể của lớp điện tử bên ngoài có thể được biểu thị bằng công thức: ns2np4. Công thức điện tử của nguyên tử và một số hằng số vật lý được đưa ra trong bảng.

cấu hình electron của nguyên tử	khối lượng nguyên tử trung bình	bán kính biểu kiến của một nguyên tử trung hòa, A	ái lực điện tử, eV	điện tương đối sự tiêu cực	bán kính ion biểu kiến

Các kết luận sau đây rút ra từ dữ liệu bảng:

1. Bán kính biểu kiến của các nguyên tử trung tính và ion âm tăng đúng khi số hiệu nguyên tử của nguyên tố đó tăng lên.

2. Giá trị độ âm điện tương đối giảm khi bán kính biểu kiến của các nguyên tử trung tính tăng dần. Do đó, từ oxy đến polonium, tính chất oxy hóa yếu đi và tính chất khử của các nguyên tử trung tính tăng lên. Chất oxy hóa mạnh nhất trong số các nguyên tố này là oxy:

O – S – Se – Te – Po

Tăng cường tính chất oxy hóa

3. Với sự gia tăng số thứ tự của các nguyên tố, các tính chất phi kim loại sẽ suy yếu dần và sự gia tăng các tính chất kim loại được quan sát thấy.

Sự phân bố electron hóa trị của các nguyên tố p thuộc nhóm thứ sáu trên quỹ đạo nguyên tử có dạng sau:

cho oxy

cho lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium

Sự hiện diện của sáu electron ở lớp lượng tử bên ngoài đặc trưng cho khả năng của các nguyên tố đang được xem xét thể hiện trạng thái oxy hóa âm 2–. Tất cả các nguyên tố đều có khả năng tạo thành các ion tích điện âm với điện tích 2–. Xu hướng hình thành các ion E-2 tích điện âm suy yếu từ oxy thành polonium.

Nguyên tử oxy thiếu phân lớp d. Do đó, do có sự hiện diện của hai electron p chưa ghép cặp nên nguyên tử oxy có thể hình thành hai liên kết hóa học với nguyên tử của các nguyên tố khác. Từ đó, rõ ràng là các hợp chất được tạo thành bởi oxy với các nguyên tố hóa trị một có công thức E2O. Ngoài ra, một nguyên tử oxy có thể hình thành liên kết thông qua cơ chế cho-chấp.

Nguyên tử oxy có thể hoạt động như một chất cho - ví dụ do nó có cặp electron không chia sẻ trong quá trình hình thành ion hydronium (H2O + H+ = H3O+) và như một chất nhận - do quỹ đạo tự do xuất hiện khi bị kích thích bằng cách ghép cặp hai electron chưa ghép cặp (ví dụ như được quan sát thấy trong phân tử axit nitric // O

N – O – N.

Tùy thuộc vào bản chất của nguyên tử mà oxy tương tác, mức độ oxy hóa của nó có thể khác nhau:

2(H2O); -1(H2O2); 0(O2); +1(O2F2); +2(OF2).

Các nguyên tử lưu huỳnh, selen, Tellurium và Poloni có phân lớp d tự do. Khi các nguyên tử này bị kích thích, các electron của chúng có thể chuyển sang quỹ đạo d còn trống và do đó các nguyên tố này thể hiện các trạng thái oxy hóa sau: -2, +2, +4, +6.

Các chất đơn giản

Đặc điểm của nhóm này là tính chất đa nguyên tử của các phân tử của các chất đơn giản En, trong đó 2 ≤ n ∞.

	ôxy
thành phần của phân tử		S8 (phòng t)	Se8; Se∞ (phòng tº)	Te∞(phòng tº) Te2(>1400oC)
sửa đổi đẳng hướng	O2(oxy)	hình thoi (dưới 95,6oC) đơn tà (trên 95,6oC) vô định hình (nhựa)	màu đỏ (tinh thể kim loại (màu xám) vô định hình	kim loại vô định hình	α - đã sửa đổi được sửa đổi
ρ, mật độ g/cm3			4,82 (kim loại)	6,25 (kim loại)
nhiệt độ nóng chảy oC
điểm sôi oC
sự phổ biến của yếu tố	Clark - 49% Thạch quyển-47,3% không khí -23,1%

Từ số liệu trình bày ở bảng có thể rút ra các kết luận sau:

1. Phân tử của các chất đơn giản được tạo thành bởi nguyên tử của nguyên tố p nhóm VI có tính đa nguyên tử.

2. Tất cả các yếu tố được đặc trưng bởi sự hiện diện của các biến đổi đẳng hướng.

3. Điểm sôi và điểm nóng chảy (trừ polonium), mật độ của chúng tăng lên khi số sê-ri tăng dần.

Lưu huỳnh được biết đến trước 5000 năm trước Công nguyên. đ.

Oxy được phát hiện ra bốn lần: năm 1772 bởi Scheele (HgO), năm 1774 bởi Pierre Bayen, Priestley (nung Pb3O4 - thu được PbO và O2), Lavoisier đặt tên cho oxy và xác định nó là một phần của không khí.

Tellurium (đất) – 1798 Klaproth.

Selenium (mặt trăng) – 1817 Berzelius được tìm thấy trong bùn

Polonium - 1898 được Marie Curie - Skladowska phát hiện và đặt tên theo quê hương của bà (Ba Lan).

Ôxy

Oxy là nguyên tố phổ biến nhất trên Trái Đất (58,0 mol). Hoạt tính hóa học lớn và ưu thế về số lượng của nó quyết định phần lớn hình thức tồn tại của tất cả các nguyên tố khác trên Trái đất. Các hợp chất oxy tự nhiên phổ biến nhất là H2O, SiO2, silicat và aluminosilicates. Trong không khí, oxy ở trạng thái tự do và chiếm 20,99% (thể tích). Ở các tầng trên của khí quyển, oxy được tìm thấy ở dạng khí - ozone (O3). Tầng ozone bẫy bức xạ mặt trời cứng, nếu tiếp xúc lâu dài với các sinh vật sống sẽ gây tử vong cho chúng.

Oxy tự nhiên bao gồm ba đồng vị ổn định: 16O (99,795%), 17O (0,037%) và 18O (0,204%). Ngoài ra, còn thu được ba đồng vị phóng xạ có thời gian tồn tại không đáng kể.

Xét về độ âm điện tương đối (REO = 3,5), oxy chỉ đứng sau flo. Oxy tạo thành các hợp chất với hầu hết các nguyên tố, ngoại trừ heli, neon và argon. Trong các hợp chất với các nguyên tố khác, ngoài các trạng thái oxy hóa đã đề cập (-2, -1, +1, +2), oxy còn thể hiện trạng thái oxy hóa +4 trong ozon.

Đối với oxy, có hai dạng biến đổi đẳng hướng: 1) O2 – oxy; 2) O3 – ozon.

Phân tử hai nguyên tử ổn định nhất là oxy (O2). Bậc liên kết trong phân tử này là 2. Từ sơ đồ năng lượng, oxy là chất thuận từ (phân tử có hai electron độc thân). Vị trí này được xác nhận đầy đủ bằng kinh nghiệm. Năng lượng phân ly của phân tử O2 là 494 kJ/mol, cho thấy nó đủ ổn định. Hoạt động hóa học của phân tử oxy được giải thích là do sự có mặt của các electron chưa ghép cặp trong các quỹ đạo π phản liên kết. Ở điều kiện thường, O2 là chất khí không màu. Oxy lỏng có màu xanh lam. Tinh thể oxy rắn có màu xanh nhạt và trông giống như tuyết. Ôxi nặng hơn không khí một chút (dair = 1,105). Oxy hòa tan trong nước với số lượng rất nhỏ. Ở mọi trạng thái rắn, oxy đều bị nam châm hút.

Lấy oxy

Trong công nghiệp, oxy thu được từ không khí lỏng, bằng cách điện phân nước, là sản phẩm phụ trong quá trình sản xuất hydro có độ tinh khiết cao.

Trong phòng thí nghiệm, oxy thu được từ quá trình phân hủy nhiệt của các hợp chất giàu oxy (KМnO4, KСlO3, KNO3, v.v.).

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

Những phản ứng như vậy thuộc về phản ứng oxi hóa khử nội phân tử.

Tính chất hóa học

Về khả năng phản ứng, O2 chỉ đứng sau halogen. Hoạt động hóa học của nó tăng lên khi nhiệt độ tăng. O2 tương tác với hầu hết tất cả các nguyên tố hóa học, ngoại trừ halogen, khí hiếm và kim loại quý (bạc, vàng, bạch kim). Đôi khi sự tương tác bị ngăn cản bởi một màng oxit trên bề mặt chất bị oxy hóa.

Tốc độ của các phản ứng oxy hóa phụ thuộc vào bản chất của chất bị oxy hóa, nhiệt độ, chất xúc tác, v.v. Hầu hết các phản ứng oxy hóa đều tỏa nhiệt, ví dụ như phản ứng oxy hóa.

C + O2 → CO2 ΔΗ = -382,5 kJ/mol

2H2 + O2 → 2H2O ΔΗ = -571,7 kJ/mol

Ứng dụng oxy

Phần lớn oxy do công nghiệp tạo ra được tiêu thụ trong luyện kim màu để tăng cường luyện kim sắt và thép. Oxy được sử dụng rộng rãi trong hóa dầu
công nghiệp" href="/text/category/himicheskaya_i_neftehimicheskaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">công nghiệp hóa chất sản xuất axit sunfuric và axit nitric, dầu bôi trơn, v.v. Trộn với axetylen, O2 dùng để hàn cắt kim loại (nhiệt độ ngọn lửa khoảng 3200°C). Oxy lỏng được sử dụng trong tên lửa và khai thác mỏ.

ôzôn

Ozone (O3) là dạng biến đổi đẳng hướng thứ hai của oxy. Nó là một loại khí màu xanh có mùi hăng (bp -112°C, mp -193°C). Ozone lỏng là chất lỏng màu xanh đậm. Ozon rắn có màu đen. Ozone rất độc hại và dễ nổ. Sự hình thành các phân tử ozone đi kèm với sự hấp thụ năng lượng:

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

Ozone được tạo ra do tác động của sự phóng điện yên tĩnh lên oxy. Một lượng nhỏ ozone được hình thành trong các quá trình kèm theo giải phóng oxy nguyên tử (phóng xạ nước, phân hủy peroxit, v.v.). Trong điều kiện tự nhiên, ozone được hình thành từ oxy trong khí quyển trong quá trình phóng điện sét và dưới tác động của tia cực tím từ mặt trời. Nồng độ ozone tối đa được hình thành ở độ cao ≈ 25 km. “Vành đai ozone” đóng vai trò quan trọng trong việc đảm bảo sự sống trên Trái đất vì nó ngăn chặn bức xạ cực tím có hại cho sinh vật sống và hấp thụ bức xạ hồng ngoại từ Trái đất, ngăn cản sự nguội đi của nó.

Ozone là một tác nhân oxy hóa hoạt động mạnh hơn oxy. Ví dụ, ở điều kiện bình thường, nó oxy hóa nhiều kim loại và các chất khác

2Ag + O3 → Ag2O + O2

PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2

Các phản ứng liên quan đến nó thường tạo ra oxy. Ozone phản ứng với nhiều chất trong điều kiện oxy vẫn trơ. Do đó, phản ứng O3 + 2KI + H2O = I2 + 2KOH + O2 xảy ra định lượng và có thể được sử dụng để xác định định lượng ozone.

Ngoài ra, còn có các phản ứng trong đó phân tử ozon tham gia với cả ba nguyên tử oxy, ví dụ KI + O3 → KIO3.

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

Việc sử dụng ozone là do đặc tính oxy hóa của nó. Nó được sử dụng làm chất khử trùng và diệt khuẩn, để lọc nước, trong công nghiệp thực phẩm, v.v.

Peroxit

Peroxide là hợp chất oxy trong đó các nguyên tử oxy liên kết trực tiếp với nhau. Như vậy, trong cấu trúc của peroxit có nhóm –O–O–, gọi là ion peroxide.

Các ion peroxide và superoxide được tạo ra bằng cách kết hợp các electron với phân tử O2

O20+e → O2- - superoxit

O20+2e → 2O2- -peroxit

Cặp O2 Cặp O22-dia -

giảm độ ổn định

Các hợp chất chứa ion superoxide (O2-) được gọi là superoxide, ví dụ KO2. Sự hiện diện của một electron chưa ghép cặp trong chúng quyết định tính thuận từ của chúng. Ion peroxide (O2-2) không có electron độc thân và do đó ion này có tính nghịch từ. Trong peroxit, các nguyên tử oxy được kết nối với nhau bằng liên kết hai electron. Sự hình thành peroxit là đặc trưng của kim loại hoạt động (kiềm, kiềm thổ). Hydrogen peroxide (H2O2) có tầm quan trọng thực tế nhất.

Phân tử H2O2 có cực (μ=0,70∙10-29 C∙m.) Sự hiện diện của các liên kết hydro gây ra độ nhớt cao của hydro peroxide. Do có sự liên kết của các phân tử nên H2O2 ở điều kiện thường là chất lỏng (tmelt = -0,410C, tbp = 1500C). Hydrogen peroxide dễ dàng phân hủy thành hydro và oxy nguyên tử, H2O2=t H2+O2

tan trong nước, dung dịch H2O2 là axit yếu. Hằng số phân ly Kg(H2O2)=2,24∙10-12

Hydrogen peroxide có thể thu được bằng phương pháp chung để sản xuất axit yếu (thay thế axit yếu khỏi muối của nó bằng axit mạnh hơn)

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4↓

Trong công nghiệp, hydrogen peroxide được tạo ra bằng quá trình oxy hóa điện hóa axit sulfuric ở nhiệt độ thấp trên cực dương bạch kim.

H2 ồ2 trong OVR

Oxy trong hydro peroxide được chỉ định trạng thái oxy hóa -1 (trạng thái oxy hóa này là trung gian so với oxy). Do đó, nó có thể vừa là chất oxy hóa vừa là chất khử. Khi H2O2 bị khử, nước hoặc OH- được hình thành, ví dụ:

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

PbS+H2O2=PbSO4+H2O

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

Trong những trường hợp này, quá trình xảy ra: Chất oxy hóa H2O2

Khi tương tác với các tác nhân oxy hóa mạnh, hydro peroxide thể hiện tính chất của chất khử.

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

Phản ứng này được sử dụng trong phân tích hóa học để định lượng hàm lượng hydro peroxide trong dung dịch.

Ứng dụng:

Dung dịch 3% trong y học có tác dụng sát trùng,

Dung dịch 6%-12% – để tẩy tóc,

hơn 30% đồng nhất. trong ngành hóa chất.

lưu huỳnh

Đặc điểm chung của lưu huỳnh. Không giống như oxy, lưu huỳnh có quỹ đạo 3d trống ở lớp lượng tử bên ngoài.

Lưu huỳnh có thể có các trạng thái oxy hóa sau:

2 (H2S, H2S2O3 và sunfua, natri thiosulfate Na2S2O3 · 5H2O, trong đó một nguyên tử lưu huỳnh có trạng thái oxy hóa –2 và nguyên tử còn lại +6.;

2 (S2Cl2, 3SO→SO2+S2O)

4 (SO2, H2S+4O3, muối của nó);

6 (SO3, H2SO4, muối của nó, axit pyrosulfuric H2S2O7)

Axit H2SO5-peroxomonosulfuric

Axit H2S2O8-peroxodisulfuric

Lưu huỳnh là một phi kim loại điển hình (oeo = 2,5), nó hoạt động về mặt hóa học và kết hợp trực tiếp với hầu hết các nguyên tố, ngoại trừ nitơ, iốt, vàng, bạch kim và các khí hiếm. Nó xảy ra trong tự nhiên cả ở trạng thái tự do (lưu huỳnh tự nhiên) và ở dạng các hợp chất khác nhau.

Lưu huỳnh tự nhiên rất hiếm, khoáng chất phổ biến nhất là sunfua (FeS2, CuS, ZnS, Sb2S3, AgS) và các hợp chất sunfat (CaSO4 2H2O, BaSO4, MgSO4 7H2O, Na2SO4 10H2O), SO2, H2S - chứa khí núi lửa. Ngoài ra, lưu huỳnh còn là một phần của protein thực vật, động vật và các hợp chất có trong dầu. Ở tất cả các trạng thái rắn và lỏng, lưu huỳnh có tính nghịch từ.

Chất đơn giản

Lưu huỳnh tồn tại ở một số dạng biến đổi đẳng hướng. Ở nhiệt độ phòng, lưu huỳnh trực thoi màu vàng (α-S) ổn định và bao gồm các tinh thể rất nhỏ. Các tinh thể lớn ở dạng này có thể thu được bằng cách kết tinh chậm lưu huỳnh từ dung dịch lưu huỳnh trong cacbon disulfua. Chúng được cắt chính xác và trong suốt.

Sự biến đổi đẳng hướng thứ hai là các tinh thể hình kim lưu huỳnh đơn tà (β-S).

Các biến đổi đẳng hướng của α- và β-lưu huỳnh bao gồm các phân tử S8, có cấu trúc “răng” tuần hoàn.

Trong lưu huỳnh hình thoi, các vòng cách nhau 3,3 µ. Chúng được kết nối với nhau bởi lực van der Waals. Sự sửa đổi này không dẫn nhiệt hoặc điện.

Sự khác biệt về tính chất vật lý của lưu huỳnh trực thoi và lưu huỳnh đơn tà không phải do thành phần phân tử khác nhau (cả hai đều bao gồm S8), mà do cấu trúc tinh thể khác nhau.

Có những biến đổi đẳng hướng khác của lưu huỳnh được hình thành khi nhiệt độ thay đổi. Sự thay đổi áp suất cũng tạo ra các dạng đẳng hướng khác nhau.

Khi nhiệt độ tăng, lưu huỳnh đổi màu khi chiều dài mạch giảm:

600oC 900oC 1500oC

cam đỏ vàng

Sự sửa đổi ổn định nhất là sự sửa đổi hình thoi; tất cả các sửa đổi khác đều tự động biến đổi thành nó.

Lưu huỳnh hòa tan cao trong dung môi hữu cơ, đặc biệt là trong carbon disulfide và benzen (34%, t = 25°C).

Tính chất hóa học của lưu huỳnh

Lưu huỳnh là một nguyên tố rất tích cực. Khi tương tác với các tác nhân oxy hóa mạnh hơn (O2, CI2, v.v.), nó có thể nhường electron, nghĩa là trở thành chất khử:

S + Cl2 ↔ SCl2 (S2Br2, S2Cl2)

S0 - 4ē → S+4

2O0 + 4ē → 2O-2

P4 + xS ↔P4Sx x ~ 3, x~ 7

Khi nóng chảy hoặc đun nóng, lưu huỳnh phản ứng với hầu hết các kim loại để tạo thành các hợp chất không cân bằng hóa học (thể hiện tính chất của một tác nhân oxy hóa).

Hg0 + S0 = Hg+2S-2

Lưu huỳnh phản ứng với hầu hết các kim loại khi đun nóng và với thủy ngân ở nhiệt độ phòng. Vì vậy, thủy ngân tràn ra được phủ bằng lưu huỳnh để khử trùng căn phòng khỏi hơi thủy ngân.

Lưu huỳnh cũng dễ xảy ra phản ứng không cân xứng. Ví dụ, khi đun sôi lưu huỳnh dạng bột trong dung dịch kiềm, phản ứng xảy ra

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

Lưu huỳnh phản ứng với axit

S + 2H2SO4(conc) = 3SO2 + 2H2O

S + 6HNO3(conc) = H2SO4 + 6NO2 +2H2O

Thu được lưu huỳnh

Trong công nghiệp, lưu huỳnh thu được bằng cách tách nó ra khỏi đá thải bằng nước nóng dưới áp suất cao. Lưu huỳnh thu được bằng phương pháp hóa học như sau:

1. Từ khí thải của lò luyện kim và than cốc

2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

2. Từ sunfat tự nhiên bằng cách nung chúng bằng than (quá trình này diễn ra theo nhiều giai đoạn)

CaSO4 + 4C = 4CO + CaS

CaS + HOH + CO2 = CaCO3 + H2S

Đốt cháy khí hiđro sunfua:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Ứng dụng của lưu huỳnh

Lưu huỳnh được sử dụng để sản xuất thuốc nhuộm lưu huỳnh hữu cơ (CS2), carbon disulfide, trong sản xuất sợi nhân tạo, chất nổ và trong các quy trình sản xuất axit sulfuric.

Sulfites và hydrosulfites được sử dụng làm chất khử. Canxi hydrosulfite Ca(HSO3)2 được sử dụng trong sản xuất xenlulo.

Hợp chất lưu huỳnh có trạng thái oxi hóa +6

Lưu huỳnh thể hiện trạng thái oxy hóa +6 trong các hợp chất với oxy và halogen. Hợp chất điển hình nhất là lưu huỳnh trioxit SO3. Trong phân tử SO3, lưu huỳnh ở trạng thái lai hóa sp2. Phân tử là một hình tam giác phẳng. ∟O-S-O = 120°; phân tử không phân cực (μ = 0).

Trong phân tử SO3 có 3 liên kết π trên 1 liên kết 3σ. Phân tử này mạnh nhưng kém hơn SO2. Phân tử SO3 dễ bị trùng hợp. Trong điều kiện bình thường, SO3 là chất lỏng (bp 44,8˚C) đông đặc thành khối trong suốt (mp 16,8 oC). SO3 là một oxit axit điển hình và phản ứng mạnh với các oxit bazơ. SO3 phản ứng mạnh với nước tạo thành axit sunfuric và tỏa một lượng nhiệt lớn.

SO3 + H2O = H2SO4, ΔH = -87,8 kJ

SO3 được sử dụng làm tác nhân sulfon hóa trong tổng hợp hữu cơ, làm tác nhân khử nước trong sản xuất HNO3, để điều chế oleum, v.v.

Axit sunfuric

H2SO4 là axit hai bazơ mạnh. Nó là dẫn xuất của ion tetraoxosulfate (VI) – 2-. Trong ion 2-, lưu huỳnh ở trạng thái lai hóa sp3 (4 liên kết σ + 2π). Ion 2- có dạng tứ diện đều. Độ dài liên kết S-O là 1,49 Å. Kết nối này rất mạnh mẽ.

H2SO4 hòa tan nhiều trong nước và tỏa ra một lượng nhiệt lớn do hình thành các hydrat có công thức H2SO4·H2O, H2SO4·2H2O, H2SO4·4H2O. Về vấn đề này, khi chuẩn bị dung dịch H2SO4, axit phải được đổ cẩn thận vào nước thành dòng loãng chứ không phải ngược lại. H2SO4 đậm đặc có khả năng hút ẩm mạnh mẽ và do đó được sử dụng để làm khô khí. Điều này cũng giải thích sự cháy thành than của nhiều hợp chất hữu cơ (cacbonhydrat).

C12H22O11 + H2SO4 = 12C + H2SO4∙11H2O

Axit sulfuric đậm đặc có thể hấp thụ lượng lớn SO3 tạo thành axit pyrosulfuric H2S2O7. Các giải pháp như vậy được gọi là oleum. Trong ôle có trạng thái cân bằng là H2SO4 + SO3 H2S2O7.

Axit sunfuric tạo thành hai loại muối: trung bình (sulfat) Me2+1SO4 và axit (hydrosulfate) Me+1HSO4. Hầu hết sunfat hòa tan cao trong nước. Các sunfat ít tan bao gồm Ba(II), Ca(II), Sr(II), Pb(II).

Sự hình thành kết tủa trắng ít tan của BaSO4 là phản ứng phân tích đối với ion sunfat.

SO42- + Ba2+ = BaSO4 (kết tủa tinh thể màu trắng)

BaSO4 không tan trong axit clohiđric.

Một số sunfat chứa nước kết tinh được gọi là vitriol. Loại thứ hai bao gồm CuSO4·5H2O (đồng sunfat - xanh lam), FeSO4·7H2O (sắt sunfat - xanh lục).

Trong số các muối của axit sulfuric, hydrat kết tinh của muối kép của nó rất thú vị - phèn có công thức chung Me2+1SO4·Me2(SO4)3·24H2O, trong đó Me+1(Na, K,NH4, v.v.), Me +3(Al, Cr, Fe, Co, v.v.).

Được biết đến rộng rãi nhất là: phèn nhôm-kali KAl(SO4)2·12H2O, phèn crom-kali KCr(SO4)2·12H2O, sắt-amoni (NH4)2·Fe2(SO4)3·24H2O. Phèn chua được dùng làm chất thuộc da trong ngành da, làm chất gắn màu khi nhuộm vải, trong y học…

Chức năngS (VI) trong phản ứng oxi hóa khử

Trạng thái oxy hóa +6 là cao nhất đối với lưu huỳnh và do đó S+6 chỉ hoạt động trong các phản ứng oxi hóa khử với vai trò là tác nhân oxy hóa.

Tính chất oxy hóa của lưu huỳnh (+6) chỉ xuất hiện trong axit sunfuric đậm đặc. Trong axit sunfuric loãng, chất oxi hóa là proton H+. Axit sunfuric đậm đặc là chất oxi hóa khá mạnh. Nó oxy hóa các phi kim loại (C, S, P) thành các oxit cao hơn.

S+2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O

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

HBr và HI bị khử bởi axit sulfuric thành halogen tự do

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

2HBr +H2SO4 = Br2 + SO2 +2H2O

Axit sulfuric đậm đặc oxy hóa nhiều kim loại (trừ vàng và bạch kim). Axit sulfuric sắt đậm đặc bị thụ động hóa và do đó có thể được vận chuyển trong các bình chứa bằng thép. Sản phẩm của quá trình khử axit sunfuric đậm đặc có thể là các hợp chất lưu huỳnh khác nhau. Chuỗi khử axit sulfuric tuần tự

H2S+6O4→S+2O2→S0→H2S-2

Bản chất của sản phẩm khử sẽ phụ thuộc vào hoạt tính của kim loại: kim loại càng hoạt động mạnh thì khả năng khử lưu huỳnh (VI) càng sâu.

5H2SO4conc + 4Mg = 4MgSO4 + H2S+ 4H2O

2H2SO4conc + Cu = CuSO4 + SO2 + 2H2O

Zn + 2H2SO4conc = ZnSO4 + SO2 + 2H2O

Khi axit sunfuric loãng tác dụng lên kim loại, sản phẩm khử là H2 và chỉ những kim loại có đến hydro trong dãy điện hóa mới hòa tan trong axit sunfuric loãng.

H2SO4 hòa tan + Zn = ZnSO4 + H2

3Zn + 4H2SO4dil = S↓ + 3ZnSO4 + 4H2O

4Zn + 5H2SO4 rất loãng = H2S + 4ZnSO4 + 4H2O

Điều chế axit sulfuric

Bản chất của phương pháp công nghiệp sản xuất axit sulfuric là quá trình oxy hóa sulfur dioxide SO2 thành sulfur trioxide SO3 và chuyển hóa chất này thành axit sulfuric. Sơ đồ sản xuất có thể được trình bày như sau:

FeS2 SO2 SO3 H2SO4

Quá trình này được thực hiện theo hai cách: tiếp xúc và nitơ. Trong phương pháp tiếp xúc sản xuất axit sunfuric, vanadi anhydrit V2O5 có bổ sung K2SO4 hoặc PbSO4 được sử dụng làm chất xúc tác cho quá trình oxy hóa SO2. Trong phương pháp nitơ sản xuất axit sunfuric, chất xúc tác đẩy nhanh quá trình oxy hóa SO2 thành SO3 là oxit nitric NO.

Ứng dụng của axit sunfuric

Axit sunfuric là một trong những sản phẩm quan trọng nhất của ngành hóa chất cơ bản. Hầu hết các hợp chất hóa học thu được khi có sự tham gia trực tiếp hoặc gián tiếp của axit sulfuric. Axit sulfuric được sử dụng rộng rãi trong sản xuất phân khoáng.

Nó được sử dụng để thu được nhiều axit khoáng và muối, và được sử dụng trong tổng hợp hữu cơ, sản xuất chất nổ, thuốc nhuộm, trong dệt may, da và các ngành công nghiệp khác.

Axit peroxosulfuric là axit lưu huỳnh oxy được đặc trưng bởi sự hiện diện của nhóm peroxo – O-O. Hai peroxoaxit lưu huỳnh được biết đến nhiều: peroxomonosulfur H2SO5 và peroxodisulfur H2S2O8.

Axit peroxomonosulfuric (axit Caro) H2SO5 là dạng peroxit của axit sunfuric

H – O – O – S – O – H

H2SO5 là một trong những axit bazơ mạnh. Giống như hydro peroxide, nó không ổn định và là tác nhân oxy hóa rất mạnh.

2KI + H2SO5 = K2SO4 + I2 + H2O

H2SO5 thu được như một tác nhân oxy hóa trong tổng hợp hữu cơ. Axit Peroxydisulfuric H2S2O8 có cấu trúc

H – O – S – O – O – S – O – H

Nó cũng thuộc dẫn xuất của hydrogen peroxide và là chất oxy hóa rất mạnh (có thể oxy hóa Cr+3 → Cr+6, Mn+2 → Mn+7, 2I - → I0)

2KI + H2S2O8 = 2KHSO4 + I2

H2SO5 và H2S2O8 thủy phân tạo thành hydrogen peroxide và do đó được sử dụng trong sản xuất công nghiệp dung dịch H2O2

H2S2O8 + 2H2O = 2H2SO4 + H2O2

H2SO5 + H2O = H2SO4 + H2O2

Thioaxit lưu huỳnh

Thioaxit là dẫn xuất của axit oxy trong đó một số hoặc tất cả các nguyên tử oxy được thay thế bằng lưu huỳnh. Muối của thioaxit được gọi là thiosalt. Một ví dụ về thioaxit là axit thiosulfuric H2S2O3, là dẫn xuất của axit sulfuric trong đó một nguyên tử oxy được thay thế bằng nguyên tử lưu huỳnh. Công thức cấu tạo của nó có dạng

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

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

Khi thiosulfate tương tác với các tác nhân oxy hóa yếu (I2, Fe3+ và các chất khác), ion tetrathionate S4O62- được hình thành. Phản ứng giữa muối natri thiosulfate và sắt (III) được sử dụng để phát hiện các ion thiosulfate. Phản ứng diễn ra như sau

2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI

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

Khi phản ứng này xảy ra sẽ tạo thành hợp chất trung gian có màu tím đậm - Cl. Đây là phức chất Fe3+ không bền, bị phân hủy nhanh bởi phản ứng oxy hóa – khử nội phân tử theo sơ đồ

2+ = 2Fe2+ + S4O62-

Trong trường hợp này, màu sắc biến mất.

Ngoài ra, H2S2O3 còn có đặc điểm là phản ứng xảy ra theo cơ chế oxy hóa-khử nội phân tử.

H2S2O3 = H2+4SO4 + S0

Điều này giải thích tính không ổn định của axit thiosulfuric. Natri thiosulfate được sử dụng trong nhiếp ảnh (chất cố định), trong ngành dệt may và y học.

Kết nối nhân vật của họ

O3 là một dạng biến đổi đẳng hướng của oxy, thu được từ oxy bằng cách sử dụng cái gọi là máy ozon hóa 3O2 = 2O3 - một loại khí màu xanh lam.

Hoàn thành các phương trình.

Nước - H2O - chất điện ly yếu, nước tinh khiết, chất lỏng không màu, không mùi, nhiệt độ sôi - 1000, điểm đóng băng - 00C, mật độ 1 g/ml. Nó xảy ra ở ba trạng thái tập hợp. Nước được làm sạch bằng cách thăng hoa trong máy chưng cất; nước thu được được gọi là nước cất.

Ôxít lưu huỳnh (IV) - SO2 - có mùi ngột ngạt, khí không màu.

Khi tan trong nước tạo thành axit sunfurơ: SO2 + H2O= H2SO3

VI-SO3-sulfur dioxide là chất lỏng không màu. Khi tương tác với nước, axit sulfuric được hình thành.

Axit sunfuric

H2 SO4 là chất lỏng không màu, tan nhiều trong nước.

Xem nội dung tài liệu
“Đặc điểm chung của phi kim loại. Các nguyên tố nhóm VI A »

Giáo án số 15

Ngày Chủ đề hoá học nhóm

Tên đầy đủ giáo viên: Kayyrbekova I.A.

TÔI. Chủ đề bài học:Đặc điểm chung của phi kim loại. Các nguyên tố nhóm VI A. Ôxy. Nước. Lưu huỳnh. Hydro sunfua. Axit sunfuric và sunfat.

Loại bài học: bài học tìm hiểu kiến thức mới

Mục tiêu:. Đặc điểm các nguyên tố hóa học nhóm VI A. Có thể mô tả và chứng minh tính chất hóa học của lưu huỳnh bằng một ví dụ. Giúp học sinh làm quen với cấu trúc và tính chất chung của phi kim loại, dựa vào vị trí của chúng trong hệ thống tuần hoàn cấu trúc nguyên tử. Biết một số cách thu được phi kim loại. Có thể đưa ra mô tả chung về phi kim dựa trên vị trí của chúng trong PS và cấu trúc nguyên tử của chúng.

Nhiệm vụ:

A) Giáo dục: nhắc lại, hệ thống hóa kiến thức của học sinh về tính chất của các nguyên tố hóa học nhóm 6, về cấu trúc nguyên tử và công dụng của các hợp chất;

củng cố khả năng giải các bài toán tính toán bằng phương trình phản ứng;

) Giáo dục: tiến hành giáo dục môi trường trong giờ hóa học.

b) Phát triển: tiếp tục phát triển tư duy logic, khả năng vận dụng kiến thức lý thuyết vào các tình huống mới;

tăng cường kỹ năng so sánh, đối chiếu, phân tích;

II. Kết quả mong đợi:

A) Học sinh cần biết:Đặc điểm các nguyên tố hóa học nhóm VI A.

Ø) Học sinh có thể: Có thể mô tả và chứng minh bằng ví dụ về tính chất hóa học của lưu huỳnh

b) Học sinh phải nắm vững: Giúp học sinh làm quen với cấu trúc và tính chất chung của phi kim loại, dựa vào vị trí của chúng trong hệ thống tuần hoàn cấu trúc nguyên tử

III. Phương pháp và kỹ thuật cho từng giai đoạn của bài học: vấn đề, tìm kiếm, làm thí nghiệm, làm việc độc lập của học sinh.

IV. Có nghĩa: bảng trắng tương tác

Tiến độ bài học

TÔI. Bộ phận tổ chức Kiểm tra sự tham dự của học sinh. Làm quen với mục đích và mục tiêu của bài học hôm nay. Xác định mục tiêu bài học.

II. Cập nhật kiến thức cơ bản:

A) Kiểm tra sổ ghi chép của bạn

D/z 153 trang số 2

158 trang số 6 cũ.

Nhiệm vụ Tính thể tích khí thoát ra khi cho 19,5 g kali tác dụng với axit photphoric -

b) Làm việc độc lập

ІІІ. Giải thích về vật liệu mớivà củng cố vật liệu mới

Kế hoạch:

Đặc điểm chung của phi kim loại - nguyên tố nhóm VI A.

Chúng bao gồm oxy, lưu huỳnh, selen, Tellurium và polonium. Polonium là kim loại có tính phóng xạ, còn lại là chalcogen tạo quặng. Trong số này, oxy và lưu huỳnh đặc biệt quan trọng. Ở mức năng lượng cuối cùng chúng có 6 electron, trạng thái oxy hóa cao nhất là +6, +2 không đổi đối với oxy, thấp nhất là 2 đối với lưu huỳnh. Công thức oxit tổng quát RO 3 và các hợp chất hydro có công thức chung RH 2

đặc trưng	ôxy		lưu huỳnh
Vị trí trong P.S. - 1 điểm	Chu kỳ nhỏ thứ 2, nguyên tố VI A của nhóm		nguyên tố VI Nhóm A, 3 tiết nhỏ.
Cấu trúc nguyên tử-1 điểm	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
Ở trong tự nhiên	Nó được tìm thấy ở dạng hợp chất và ở dạng tự do. Nó là một phần của không khí trong khí quyển và được hình thành do quá trình quang hợp.		được tìm thấy ở dạng hợp chất và tự do.
nhận	Trong phòng thí nghiệm: 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 +MnO 2 +O 2 2KClO 3 =2KCl+3O 2 Trong công nghiệp, oxy lỏng được lấy từ không khí.
tính chất vật lý	Khí không màu và không mùi		Lưu huỳnh là chất rắn, kết tinh màu vàng. 3 loại sửa đổi đẳng hướng: hình thoi, đơn tà và nhựa.
Tính chất hóa học	Khi đun nóng nó phản ứng: với cacbon với phốt pho - chúng tạo thành oxit. Với hydro Ở t= 1500 0 C với nitơ Không phản ứng trực tiếp với halogen. Ở nhiệt độ bình thường nó phản ứng với kim loại hoạt động. Phản ứng với kim loại có độ phản ứng thấp khi đun nóng Các chất phức tạp cháy và oxit của các nguyên tố này được hình thành. Nhiệm vụ là đưa ra ví dụ và hoàn thành phương trình phản ứngmax-8 điểm		Với các chất đơn giản: oxi, halogen, kim loại, kiềm. Bài tập hoàn thành phương trình phản ứng 4 điểm
Kết nối nhân vật của họ
O 3 là một dạng thay đổi oxy đẳng hướng, thu được từ oxy bằng cách sử dụng một thiết bị gọi là máy ozon hóa 3O 2 = 2O 3 - một loại khí màu xanh lam.		Hydro sunfua là chất khí không màu, độc, có mùi trứng thối. Bị phân ly, cháy trong không khí, với axit. Hoàn thành các phương trình. Thu được bằng cách cho sắt sunfua phản ứng với axit clohydric hòa tan.
Nước - H 2 O - chất điện ly yếu, nước tinh khiết, chất lỏng không màu, không mùi, nhiệt độ sôi - 100 0, điểm đóng băng - 0 0 C, mật độ 1 g / ml. Nó xảy ra ở ba trạng thái tập hợp. Nước được làm sạch bằng cách thăng hoa trong máy chưng cất; nước thu được được gọi là nước cất. Ở nhiệt độ bình thường, nó phản ứng với các kim loại hoạt động, oxit bazơ và axit. Và cũng với một số muối, dẫn đến sự hình thành hydrat tinh thể.		Ôxít lưu huỳnh (IV) - SO 2 - có mùi ngột ngạt, khí không màu. Khi tan trong nước tạo thành axit sunfurơ: SO 2 + H 2 O= H 2 SO 3 Thu được bằng cách đốt lưu huỳnh trong không khí hoặc đốt pyrit. VI- SO 3 - sulfur dioxide là chất lỏng không màu. Khi tương tác với nước, axit sulfuric được hình thành.
Axit sunfuric
H 2 SO 4 là chất lỏng không màu, tan nhiều trong nước. Được sử dụng để sản xuất axit clohydric, hydrofluoric, nitric và photphoric. Axit hòa tan phản ứng với kim loại đến N. Axit đậm đặc - phản ứng với kim loại, phi kim

Chốt: 177 trang số 12upr

D/z 153 trang số 2, 158 trang số 6 exr., Tóm tắt Vai trò của oxy trong tự nhiên. Ứng dụng oxy

Oxy trong các hợp chất của nó thường thể hiện hóa trị bằng hai. Nhưng về nguyên tắc, nó cũng có thể là hóa trị bốn, vì oxy có 2 electron độc thân và 2 cặp electron đơn độc ở lớp ngoài. Nhưng vì nguyên tử oxy có kích thước nhỏ nên hóa trị tối đa của oxy là ba, vì chỉ có ba nguyên tử hydro có thể nằm gọn xung quanh nó.

Tập tin: 1 tập tin

Đặc điểm chung của các nguyên tố thuộc nhóm VI A

Vì các nguyên tử của các nguyên tố nhóm VI-A chứa sáu electron ở lớp ngoài, chúng có xu hướng lấp đầy mức năng lượng bên ngoài bằng các electron và được đặc trưng bởi sự hình thành các anion E2- của các nguyên tố đang được xem xét (trừ polonium). không có xu hướng tạo thành cation. Oxy và lưu huỳnh là những phi kim điển hình, trong đó oxy là một trong những nguyên tố có độ âm điện lớn nhất (chỉ đứng sau flo). Polonium là kim loại màu trắng bạc, giống chì về tính chất vật lý và kim loại quý về tính chất điện hóa. Selen và Tellurium chiếm vị trí trung gian giữa kim loại và phi kim loại; chúng là chất bán dẫn. Về tính chất hóa học, chúng gần với phi kim loại hơn. Oxy, lưu huỳnh, selen và Tellurium được nhóm lại với nhau thành “chalcogens”, dịch từ tiếng Hy Lạp có nghĩa là “tạo ra quặng”. Những nguyên tố này được tìm thấy trong nhiều loại quặng. Từ oxy đến Tellurium, hàm lượng các nguyên tố trên Trái đất giảm mạnh. Polonium không có đồng vị ổn định và được tìm thấy trong quặng uranium và thorium, là một trong những sản phẩm phân rã của uranium phóng xạ.

Oxy và các hợp chất của nó

Tính chất của oxy. Oxi O2 là chất khí không màu, không mùi, không vị. Ít tan trong nước: ở 20°C, khoảng 3 thể tích oxy hòa tan trong 100 thể tích nước. Oxy lỏng có màu xanh nhạt và bị nam châm hút vì các phân tử của nó có tính thuận từ và có hai electron độc thân. Năng lượng liên kết trong phân tử O2 là 493 kJ/mol, độ dài liên kết là 0,1207 nm và bậc liên kết trong phân tử là hai. Trong tự nhiên, oxy tồn tại ở dạng ba đồng vị 16O, 17O, 18O và ở dạng hai biến thể đẳng hướng của oxy O2 và ozon O3. Không khí chứa khoảng 21% oxy tự do.

Thu được oxy. Trong phòng thí nghiệm, oxy thu được bằng cách phân hủy các hợp chất giàu oxy: a) 2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2 (chất xúc tác - MnO2) b) 2 KMnO4 = O2 + K2MnO4 + MnO2 c) H2O2 = 2 H2O + O2 ( chất xúc tác - MnO2) d) điện phân dung dịch nước chứa axit và kiềm có chứa oxy bằng cực dương trơ. Trong công nghiệp, oxy thu được bằng cách tách không khí lỏng trong các cột chưng cất.

NHIỆT HÓA HÓA

Nhiệt động lực học là khoa học về sự chuyển hóa lẫn nhau của các dạng năng lượng khác nhau và các quy luật của những biến đổi này. Nhiệt động lực học chỉ dựa trên các định luật khách quan được khám phá bằng thực nghiệm thể hiện trong hai nguyên lý cơ bản của nhiệt động lực học.

Nghiên cứu nhiệt động lực học:

1. Sự chuyển đổi năng lượng từ dạng này sang dạng khác, từ bộ phận này sang hệ thống khác;

2. Hiệu ứng năng lượng đi kèm với các quá trình vật lý và hóa học khác nhau và sự phụ thuộc của chúng vào điều kiện của các quá trình đó;

3. Khả năng, phương hướng và giới hạn xảy ra tự phát của các quá trình trong các điều kiện đang được xem xét.

Cần lưu ý rằng nhiệt động lực học cổ điển có những hạn chế sau:

1. Nhiệt động lực học không xem xét cấu trúc bên trong của vật thể và cơ chế của các quá trình xảy ra trong đó;

2. Nhiệt động lực học cổ điển chỉ nghiên cứu các hệ vĩ mô;

3. Trong nhiệt động lực học không có khái niệm “thời gian”.

CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ NHIỆT ĐỘNG HỌC

Hệ nhiệt động là một cơ thể hoặc một nhóm cơ thể tương tác, về mặt tinh thần hoặc thực sự bị cô lập với môi trường.

Hệ thống đồng nhất là một hệ thống trong đó không có bề mặt ngăn cách các phần của hệ thống (các pha) khác nhau về tính chất.

Một hệ thống không đồng nhất là một hệ thống trong đó có các bề mặt tách biệt các phần của hệ thống có tính chất khác nhau.

Pha là tập hợp các phần đồng nhất của một hệ thống không đồng nhất, giống hệt nhau về tính chất vật lý và hóa học, được tách biệt khỏi các phần khác của hệ thống bằng các bề mặt có thể nhìn thấy được.

Hệ cô lập là hệ không trao đổi vật chất và năng lượng với môi trường.

Hệ kín là hệ trao đổi năng lượng với môi trường nhưng không trao đổi vật chất.

Hệ mở là hệ trao đổi cả vật chất và năng lượng với môi trường.

Các thành phần của một hệ thống là các chất riêng lẻ mà khi lấy với số lượng nhỏ nhất cũng đủ để mô tả (dạng) tất cả các pha của hệ thống. sự giải phóng các thành phần được xác định bởi hàm lượng cụ thể của hệ thống và phụ thuộc vào các phản ứng hóa học xảy ra trong hệ thống và trong quá trình tương tác của nó với môi trường bên ngoài. Trong các hệ thống khoáng chất phức tạp, các oxit hoặc nguyên tố thường đóng vai trò là thành phần.

Tham số là đại lượng có thể được sử dụng để mô tả trạng thái của hệ thống. Các thông số cơ bản của hệ thống: nhiệt độ (T), entropy (S), áp suất (p), thể tích (V), khối lượng các thành phần (m a ...m k) và thế năng hóa học của chúng (μ a ...μ k).

Các tham số mở rộng là những tham số có tính cộng (thành phần), tức là các tham số mở rộng phụ thuộc vào khối lượng hoặc số lượng hạt của hệ. Các thông số mở rộng bao gồm khối lượng, entropy và khối lượng của các thành phần. Các tham số mở rộng đôi khi được gọi là tham số dung lượng. Tham số chuyên sâu, hay tham số cường độ, là những tham số không phụ thuộc vào khối lượng hoặc số lượng hạt của hệ thống. Chúng bao gồm nhiệt độ, áp suất và tiềm năng hóa học của các thành phần.

Có một tính chất đáng chú ý của các tham số nhiệt động, có thể gọi là tính chất đối xứng và liên hợp. Đặc tính của tính đối xứng là bất kỳ quá trình nhiệt động lực học nào trong một hệ thống đều được đặc trưng bởi một cặp tham số, một trong số đó là tham số chuyên sâu, tham số còn lại là mở rộng.

Định luật thứ nhất của nhiệt động lực học là định luật bảo toàn năng lượng, một trong những định luật phổ quát của tự nhiên: Năng lượng là không thể phá hủy và không tự sinh ra; nó chỉ có thể chuyển từ dạng này sang dạng khác theo tỷ lệ tương đương.

Định luật đầu tiên của nhiệt động lực học là tiên đề

Tổng năng lượng của một hệ cô lập là không đổi;

Một cỗ máy chuyển động vĩnh viễn thuộc loại thứ nhất (một động cơ hoạt động mà không tiêu tốn năng lượng) là không thể.

Định luật nhiệt động lực học thứ nhất thiết lập mối quan hệ giữa nhiệt Q, công A và sự thay đổi nội năng của hệ ΔU: Phương trình 1 là biểu diễn toán học của định luật nhiệt động lực học thứ nhất cho một phương trình hữu hạn, phương trình 2 cho một sự thay đổi vô cùng nhỏ ở trạng thái của hệ thống.

Nội năng là một hàm của trạng thái; điều này có nghĩa là sự thay đổi nội năng ΔU không phụ thuộc vào đường chuyển của hệ từ trạng thái 1 sang trạng thái 2 và bằng chênh lệch giữa giá trị nội năng U 2 và U 1 ở các trạng thái này:

Quá trình đẳng tích (V = const; ΔV = 0). Sự hấp thụ hoặc giải phóng nhiệt chỉ liên quan đến việc giải phóng E

Quá trình đẳng nhiệt (T = const). Đây là quá trình giãn nở hoặc nén gần như tĩnh của một chất tiếp xúc với nguồn nhiệt.

Quá trình đẳng áp (P = const).

Quá trình đoạn nhiệt (Q = 0). Đây là quá trình giãn nở hoặc nén gần như tĩnh của một chất khí trong bình có nắp đậy kín nhiệt. A=- U

NĂNG LƯỢNG NỘI Nhiệt động lực học. chức năng trạng thái của hệ thống, năng lượng của nó, được xác định bên trong. tình trạng. Năng lượng bên trong về cơ bản được bổ sung. từ động học năng lượng chuyển động của các hạt (nguyên tử, phân tử, ion, electron) và năng lượng tương tác. giữa chúng (nội phân tử và liên phân tử).

Trong quá trình đẳng nhiệt, nội năng của khí lý tưởng không thay đổi. Toàn bộ nhiệt lượng truyền cho khí được dùng để thực hiện công: Q = A

Sự thay đổi nội năng trong quá trình đẳng áp: ΔU=3/2 ·v·R·ΔT.

độ biến thiên nội năng ở đoạn nhiệt: Q=m·C p D·T/m.

Entanpy là đại lượng tỷ lệ thuận với lượng của một chất và được đo bằng [KJ/mol] N<0-экзотермический, Н>0 thu nhiệt.

Khi tương tác với khí H2O được hình thành, có thể ở các trạng thái khác nhau.

Trạng thái entanpy tiêu chuẩn T=298K, P=101,325kPa