А.бром
Б. Йода
V. Флуор
Г.Хлора
2. От изброените химични елементи атомът има НАЙ-МАЛКА електроотрицателност в съединенията
А. Брома
Б. Йода
V. Флуор
Г.Хлора
3. От изброените вещества най-силно изразени са възстановителните свойства
A. Brom
Б. Йод
V. Флуор
G. Хлор
4.Агрегатно състояниефлуор при нормални условия
А. Газообразен
Б. Течност
B.Solid
5.Химическа връзкав йодна молекула
А.Йонна
B. Ковалентен неполярен
B. Ковалентен полярен
G.Metal
6.Чифт формули на веществата, ввсяка от които има само полярна ковалентна връзка
A.Br2;I2
B.HCl; HBr
B.NaCl; KBr
G.Cl2; HCI
7.Наименование на халогена, използван в бойни условия като токсично вещество
A. Brom
Б. Йод
V. Флуор
G. Хлор
8. Бромът не взаимодейства с веществото
A.NaCl (разтвор)
B.H2
V.Ki(r-r)
G.Mg

2 (2 точки). От изброените химични елементи най-големият атомен радиусв атома:
A. Brom. Б. Йода. Б. Флуор. G. Хлор.
3 (2 точки). От изброените химични елементи най-малкият
Атомът в съединенията има електроотрицателност:
A. Vg. B. I. C. F. G. Cl.
4 (2 точки). Положението на елемента хлор в периодичната таблица:
А. 2-ри период, основна подгрупа на група 7.
б. 3-ти период, основната подгрупа на група 7.
Б. 4-ти период, основна подгрупа на група 7.
5-ти период, основна подгрупа на група 7.
5 (2 точки). От изброените вещества най-изразените възстановителни свойства са:
6 (2 точки). Агрегатно състояние на флуора при нормални условия:
А. Газообразен. Б. Течност. Б. Твърди.
7 (2 точки,). Химическа връзка в йодната молекула:
А. Йонийски.
B. Ковалентен неполярен.
B. Ковалентен полярен.
Ж. Метал.
8 (2 точки). Двойка формули на вещества, във всяка от които връзката е само полярна ковалентна:
A. Br2, i2. B. HCI, HBr. B. NaCI, KBr. G. C12, HCI
9 (2 точки). Името на халогена, който е бил използван в бойни условия като токсично вещество:
А. Бром. Б. Йод. Б. Флуор. G. Хлор.
10 (2 точки). Бромът не взаимодейства с вещество, чиято формула е:
A. NaCI (разтвор). B. H2. V. KI(r-r). G. Mg.
11 (12 точки). Дайте примери за съединения на хлора, в които той образува ковалентна неполярна, ковалентна полярна и йонна връзка. Илюстрирайте отговора си с диаграми на образуването на химична връзка.

12 (6 точки). Напишете уравнения на молекулни реакции, които могат да се използват за извършване на следните трансформации:
NaCI----Cl2---CuCl2--AgCl.
Разгледайте реакция 1 от гледна точка на OVR.

13 (6 точки). Как да разпознаем разтворите на натриев бромид и натриев нитрат? Запишете молекулярните, пълните и съкратените йонни уравнения.

14 (4 точки). Водородните халиди се произвеждат в лабораторията чрез взаимодействие на концентрирана сярна киселина с метални халиди. По схемата
NaCl + Н2sО4 ---- NaHSО4 + НCl
Изчислете масата на халогеноводорода, получен от 1,5 мола натриев йодид.

Физични свойства:въглеродът образува много алотропни модификации: диамант- едно от най-твърдите вещества графит, въглища, сажди.

Въглеродният атом има 6 електрона: 1s 2 2s 2 2p 2 . Последните два електрона са разположени в отделни р-орбитали и са несдвоени. По принцип тази двойка може да заема една и съща орбитала, но в този случай междуелектронното отблъскване значително се увеличава. Поради тази причина единият от тях взема 2p x, а другият или 2p y , или 2p z орбитали.

Разликата в енергията на s- и p-поднивата на външния слой е малка, така че атомът доста лесно преминава във възбудено състояние, при което един от двата електрона от 2s орбитала преминава в свободен 2 търкайте.Валентно състояние се появява с конфигурацията 1s 2 2s 1 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Именно това състояние на въглеродния атом е характерно за диамантената решетка - тетраедрично пространствено разположение на хибридни орбитали, еднаква дължина и енергия на връзките.

Известно е, че това явление се нарича sp 3 -хибридизация,и възникващите функции са sp 3 -хибридни . Образуването на четири sp 3 връзки осигурява на въглеродния атом по-стабилно състояние от три р-р-и една s-s-връзка. В допълнение към sp 3 хибридизация, sp 2 и sp хибридизация също се наблюдава при въглеродния атом . В първия случай се получава взаимно припокриване с-и две р-орбитали. Образуват се три еквивалентни sp 2 хибридни орбитали, разположени в една и съща равнина под ъгъл 120° една спрямо друга. Третата орбитала p е непроменена и насочена перпендикулярно на равнината sp2.

По време на sp хибридизация s и p орбиталите се припокриват. Между двете еквивалентни хибридни орбитали, които се образуват, възниква ъгъл от 180°, докато двете p-орбитали на всеки атом остават непроменени.

Алотропия на въглерода. Диамант и графит

В графитен кристал въглеродните атоми са разположени в успоредни равнини, заемайки върховете на правилни шестоъгълници. Всеки въглероден атом е свързан с три съседни sp 2 хибридни връзки. Връзката между паралелни равнини се осъществява благодарение на силите на Ван дер Ваалс. Свободните p-орбитали на всеки атом са насочени перпендикулярно на равнините на ковалентните връзки. Тяхното припокриване обяснява допълнителната π връзка между въглеродните атоми. По този начин, от валентното състояние, в което се намират въглеродните атоми в дадено вещество, определя свойствата на това вещество.

Химични свойства на въглерода

Най-характерните степени на окисление са: +4, +2.

При ниски температуривъглеродът е инертен, но при нагряване активността му се увеличава.

Въглерод като редуциращ агент:

- с кислород
C 0 + O 2 – t° = CO 2 въглероден диоксид
с липса на кислород - непълно изгаряне:
2C 0 + O 2 – t° = 2C +2 O въглероден окис

- с флуор
C + 2F 2 = CF 4

- с водна пара
C 0 + H 2 O – 1200° = C + 2 O + H 2 воден газ

- с метални оксиди. Ето как се топи метал от руда.
C 0 + 2CuO – t° = 2Cu + C +4 O 2

- с киселини - окислители:
C 0 + 2H 2 SO 4 (конц.) = C + 4 O 2 + 2SO 2 + 2H 2 O
C 0 + 4HNO 3 (конц.) = C +4 O 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

- образува въглероден дисулфид със сяра:
C + 2S 2 = CS 2.

Въглеродът като окислител:

- образува карбиди с някои метали

4Al + 3C 0 = Al 4 C 3

Ca + 2C 0 = CaC 2 -4

- с водород - метан (както и огромно количество органични съединения)

C0 + 2H2 = CH4

— със силиций, образува карборунд (при 2000 °C в електрическа пещ):

Намиране на въглерод в природата

Свободният въглерод се среща под формата на диамант и графит. Под формата на съединения въглеродът се намира в минерали: креда, мрамор, варовик - CaCO 3, доломит - MgCO 3 * CaCO 3; хидрокарбонати - Mg(HCO 3) 2 и Ca (HCO 3) 2, CO 2 е част от въздуха; въглеродът е основният интегрална частестествени органични съединения - газ, нефт, въглища, торф, е част от органична материя, протеини, мазнини, въглехидрати, аминокиселини, които са част от живите организми.

Неорганични въглеродни съединения

Нито C 4+, нито C 4- йони се образуват по време на конвенционални химични процеси: въглеродните съединения съдържат ковалентни връзки с различна полярност.

Въглероден окис CO

Въглероден окис; безцветен, без мирис, слабо разтворим във вода, разтворим в органични разтворители, токсичен, точка на кипене = -192°C; t pl. = -205°C.

Касова бележка
1) В промишлеността (в газови генератори):
C + O 2 = CO 2

2) В лаборатория - термично разлагане на мравчена или оксалова киселина в присъствието на H 2 SO 4 (конц.):
HCOOH = H2O + CO

H 2 C 2 O 4 = CO + CO 2 + H 2 O

Химични свойства

При нормални условия CO е инертен; при нагряване - редуциращ агент; несолеобразуващ оксид.

1) с кислород

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2) с метални оксиди

C +2 O + CuO = Cu + C +4 O 2

3) с хлор (на светлина)

CO + Cl 2 – hn = COCl 2 (фосген)

4) реагира с алкални стопи (под налягане)

CO + NaOH = HCOONa (натриев формиат)

5) образува карбонили с преходни метали

Ni + 4CO – t° = Ni(CO) 4

Fe + 5CO – t° = Fe(CO) 5

Въглероден окис (IV) CO2

Въглероден диоксид, без цвят, без мирис, разтворимост във вода - 0,9V CO 2 се разтваря в 1V H 2 O (при нормални условия); по-тежък от въздуха; t°pl = -78,5°C (твърдият CO 2 се нарича „сух лед“); не поддържа горене.

Касова бележка

1. Термично разлагане на соли на въглена киселина (карбонати). Изпичане на варовик:

CaCO 3 – t° = CaO + CO 2

1. Действието на силни киселини върху карбонати и бикарбонати:

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2

химическиИмотиCO2
Киселинен оксид: Реагира с основни оксиди и основи, за да образува соли на въглеродна киселина

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 = NaHCO 3

При повишени температури може да прояви окислителни свойства

C +4 O 2 + 2Mg – t° = 2Mg +2 O + C 0

Качествена реакция

Мътност на варовита вода:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ¯ (бяла утайка) + H 2 O

Изчезва при продължително преминаване на CO 2 през варовита вода, т.к неразтворимият калциев карбонат се превръща в разтворим бикарбонат:

CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Въглеродна киселина и нейнитесол

H 2CO 3 -Слаба киселина, съществува само във воден разтвор:

CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3

Двуосновен:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - Киселинни соли - бикарбонати, бикарбонати
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- Средни соли - карбонати

Всички свойства на киселините са характерни.

Карбонатите и бикарбонатите могат да се трансформират един в друг:

2NaHCO 3 – t° = Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2

Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 = 2NaHCO 3

Метални карбонати (с изключение на алкални метали) декарбоксилат при нагряване до образуване на оксид:

CuCO 3 – t° = CuO + CO 2

Качествена реакция- "кипене" под въздействието на силна киселина:

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2

Карбиди

Калциев карбид:

CaO + 3 C = CaC 2 + CO

CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2.

Ацетиленът се отделя, когато цинковият, кадмиевият, лантановият и цериевият карбид реагират с вода:

2 LaC 2 + 6 H 2 O = 2La(OH) 3 + 2 C 2 H 2 + H 2.

Be 2 C и Al 4 C 3 се разлагат с вода до образуване на метан:

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 4 Al(OH) 3 = 3 CH 4.

В технологията се използват титанови карбиди TiC, волфрам W 2 C (твърди сплави), силиций SiC (карборунд - като абразив и материал за нагреватели).

Цианид

получен чрез нагряване на сода в атмосфера на амоняк и въглероден окис:

Na 2 CO 3 + 2 NH 3 + 3 CO = 2 NaCN + 2 H 2 O + H 2 + 2 CO 2

Циановодородната киселина HCN е важен продукт химическа индустрия, се използва широко в органичния синтез. Световното му производство достига 200 хиляди тона годишно. Електронна структурацианидният анион е подобен на въглеродния оксид (II), такива частици се наричат ​​изоелектронни:

° С = O: [:C = Н:] -

Цианидите (0,1-0,2% воден разтвор) се използват при добива на злато:

2 Au + 4 KCN + H 2 O + 0,5 O 2 = 2 K + 2 KOH.

При кипене на разтвори на цианид със сяра или топене на твърди вещества те се образуват тиоцианати:
KCN + S = KSCN.

При нагряване на цианиди на нискоактивни метали се получава цианид: Hg(CN) 2 = Hg + (CN) 2. Цианидните разтвори се окисляват до цианати:

2 KCN + O 2 = 2 KOCN.

Циановата киселина съществува в две форми:

H-N=C=O; H-O-C = Н:

През 1828 г. Фридрих Вьолер (1800-1882) получава урея от амониев цианат: NH 4 OCN = CO(NH 2) 2 чрез изпаряване на воден разтвор.

Това събитие обикновено се смята за победа на синтетичната химия над "виталистичната теория".

Има изомер на цианова киселина - експлозивна киселина

H-O-N=C.
Неговите соли (живачен фулминат Hg(ONC) 2) се използват в ударни възпламенители.

Синтез урея(урея):

CO 2 + 2 NH 3 = CO(NH 2) 2 + H 2 O. При 130 0 C и 100 atm.

Уреята е амид на въглеродна киселина, има и нейния „азотен аналог“ – гуанидин.

Карбонати

Най-важните неорганични съединениявъглерод – соли на въглеродна киселина (карбонати). H 2 CO 3 е слаба киселина (K 1 = 1,3 10 -4; K 2 = 5 10 -11). Поддържа карбонатен буфер равновесие на въглероден диоксидв атмосферата. Световните океани имат огромен буферен капацитет, защото са отворена система. Основната буферна реакция е равновесието по време на дисоциацията на въглеродната киселина:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - .

Когато киселинността намалява, настъпва допълнително усвояване на въглероден диоксид от атмосферата с образуването на киселина:
CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 .

С увеличаването на киселинността карбонатните скали (черупки, креда и варовикови утайки в океана) се разтварят; това компенсира загубата на хидрокарбонатни йони:

H + + CO 3 2- ↔ HCO 3 —

CaCO 3 (твърд) ↔ Ca 2+ + CO 3 2-

Твърдите карбонати се превръщат в разтворими бикарбонати. Именно този процес на химическо разтваряне на излишния въглероден диоксид противодейства на "парниковия ефект" - глобалното затопляне поради абсорбцията въглероден двуокистоплинно излъчване на Земята. Около една трета от световното производство на сода (натриев карбонат Na 2 CO 3) се използва в производството на стъкло.

Несолеобразуващи (индиферентни, индиферентни) оксиди CO, SiO, N 2 0, NO.

Солеобразуващи оксиди:

Основен. Оксиди, чиито хидрати са основи. Метални оксиди със степен на окисление +1 и +2 (по-рядко +3). Примери: Na 2 O - натриев оксид, CaO - калциев оксид, CuO - меден (II) оксид, CoO - кобалтов (II) оксид, Bi 2 O 3 - бисмутов (III) оксид, Mn 2 O 3 - манган (III) оксид).

Амфотерни. Оксиди, чиито хидрати са амфотерни хидроксиди. Метални оксиди със степен на окисление +3 и +4 (по-рядко +2). Примери: Al 2 O 3 - алуминиев оксид, Cr 2 O 3 - хром (III) оксид, SnO 2 - калаен (IV) оксид, MnO 2 - манганов (IV) оксид, ZnO - цинков оксид, BeO - берилиев оксид.

киселинен. Оксиди, чиито хидрати са кислородсъдържащи киселини. Неметални оксиди. Примери: P 2 O 3 - фосфорен оксид (III), CO 2 - въглероден оксид (IV), N 2 O 5 - азотен оксид (V), SO 3 - серен оксид (VI), Cl 2 O 7 - хлорен оксид ( VII). Метални оксиди със степен на окисление +5, +6 и +7. Примери: Sb 2 O 5 - антимонов (V) оксид. CrOz - хром (VI) оксид, MnOz - манганов (VI) оксид, Mn 2 O 7 - манганов (VII) оксид.

Промяна в природата на оксидите с увеличаване на степента на окисление на метала

Физични свойства

Оксидите са твърди, течни и газообразни, с различен цвят. Например: меден (II) оксид CuO черен, оксид калциев CaOбяло - твърди вещества. Серният оксид (VI) SO 3 е безцветна летлива течност, а въглеродният оксид (IV) CO 2 е безцветен газ при обикновени условия.

Агрегатно състояние

CaO, CuO, Li 2 O и др. основни оксиди; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 и други амфотерни оксиди; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 и други киселинни оксиди.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 и др.

Газообразен:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 и др.

Разтворимост във вода

Разтворим:

а) основни оксиди на алкални и алкалоземни метали;

б) почти всички киселинни оксиди (изключение: SiO 2).

Неразтворими:

а) всички други основни оксиди;

б) всички амфотерни оксиди

Химични свойства

1. Киселинно-базови свойства

Общите свойства на основните, киселинните и амфотерните оксиди са киселинно-алкални взаимодействия, които са илюстрирани със следната диаграма:

(само за оксиди на алкални и алкалоземни метали) (с изключение на SiO 2).

Амфотерни оксиди, притежаващи свойства както на основни, така и на киселинни оксиди, взаимодействат със силни киселини и основи:

2. Редокс свойства

Ако даден елемент има променлива степен на окисление (s.o.), тогава неговите оксиди с ниско s. О. могат да проявяват редуциращи свойства и оксиди с висока c. О. - окислителен.

Примери за реакции, при които оксидите действат като редуциращи агенти:

Окисляване на оксиди с ниско c. О. до оксиди с високо c. О. елементи.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Въглеродният (II) оксид редуцира металите от техните оксиди и водорода от водата.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C + 4 O 2

Примери за реакции, при които оксидите действат като окислители:

Редукция на оксиди с високо о. елементи до оксиди с ниско c. О. или докато прости вещества.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S + 4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Използването на оксиди на нискоактивни метали за окисляване на органични вещества.

Някои оксиди, в които елементът има междинен c. о., способен на диспропорционалност;

Например:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Методи за получаване

1. Взаимодействие на прости вещества - метали и неметали - с кислород:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дехидратация неразтворими основи, амфотерни хидроксиди и някои киселини:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Разлагане на някои соли:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окисляване сложни веществакислород:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Редукция на окислителни киселини с метали и неметали:

Cu + H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (конц.) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO3 (разреден) + S = H2SO4 + 2NO

6. Взаимни превръщания на оксиди по време на редокс реакции (виж редокс свойства на оксидите).

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

въглерод- шестият елемент на периодичната система. Обозначение - C от латинското "carboneum". Намира се във втори период, група IVA. Отнася се за неметали. Ядреният заряд е 6.

Въглеродът се среща в природата както в свободно състояние, така и под формата на множество съединения. Свободният въглерод се среща под формата на диамант и графит. В допълнение към изкопаемите въглища, в дълбините на Земята има големи натрупвания на нефт. IN земната кораСолите на въглеродната киселина, особено калциевият карбонат, се намират в огромни количества. Във въздуха винаги има въглероден диоксид. И накрая, растителните и животинските организми се състоят от вещества, в образуването на които участва въглеродът. По този начин този елемент е един от най-често срещаните на Земята, въпреки че общото му съдържание в земната кора е само около 0,1% (тегл.).

Атомна и молекулна маса на въглерода

Относителната молекулна маса на дадено вещество (M r) е число, показващо колко пъти масата на дадена молекула е по-голяма от 1/12 масата на въглероден атом и относителната атомна масаелемент (A r) - колко пъти средната маса на атомите химичен елементповече от 1/12 от масата на въглероден атом.

Тъй като въглеродът в свободно състояние съществува под формата на моноатомни молекули С, стойностите на неговите атомни и молекулни маси съвпадат. Те са равни на 12,0064.

Алотропия и алотропни модификации на въглерода

В свободно състояние въглеродът съществува под формата на диамант, който кристализира в кубична и хексагонална (лонсдейлит) система, и графит, който принадлежи към хексагоналната система (фиг. 1). Форми на въглерод като въглен, кокс или сажди имат нарушена структура. Съществуват и синтетично получени алотропни модификации - това са карбин и поликумулен - разновидности на въглерода, изградени от полимери с линейна верига от типа -C= C- или = C = C=.

Ориз. 1. Алотропни модификации на въглерода.

Известни са и алотропни модификации на въглерода, които имат следните имена: графен, фулерен, нанотръби, нановлакна, астрален, стъклен въглерод, колосални нанотръби; аморфен въглерод, въглеродни нанопъпки и въглеродна нанопяна.

Въглеродни изотопи

В природата въглеродът съществува под формата на два стабилни изотопа 12 C (98,98%) и 13 C (1,07%). Техните масови числа са съответно 12 и 13. Ядрото на атома на въглеродния изотоп 12 C съдържа шест протона и шест неутрона, а изотопът 13 C съдържа същия брой протони и пет неутрона.

Има един изкуствен (радиоактивен) изотоп на въглерода, 14 C, с период на полуразпад от 5730 години.

Въглеродни йони

Външното енергийно ниво на въглеродния атом има четири електрона, които са валентни електрони:

1s 2 2s 2 2p 2 .

Като резултат химично взаимодействиевъглеродът може да загуби валентните си електрони, т.е. бъде техен донор, и се превръщат в положително заредени йони или приемат електрони от друг атом, т.е. да бъде техен акцептор и да се превърне в отрицателно заредени йони:

C 0 -2e → C 2+ ;

C 0 -4e → C 4+ ;

C 0 +4e → C 4- .

Молекула и въглероден атом

В свободно състояние въглеродът съществува под формата на едноатомни молекули C. Ето някои свойства, характеризиращи въглеродния атом и молекула:

Въглеродни сплави

Най-известните въглеродни сплави в света са стоманата и чугунът. Стоманата е сплав от желязо и въглерод, чието въглеродно съдържание не надвишава 2%. В чугуна (също сплав от желязо и въглерод) съдържанието на въглерод е по-високо - от 2 до 4%.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2