Basit bir maddenin karakteristik özellikleri. Maddeler basit ve karmaşıktır. Kimyasal elementler. IV – VI gruplarındaki metal olmayanlarla

Gezegenimizdeki fiziksel maddenin temel parçacıkları atomlardır. Yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda serbest halde bulunabilirler. Normal koşullar altında, temel parçacıklar birbirleriyle kimyasal bağlar kullanarak birleşme eğilimindedir: iyonik, metalik, kovalent polar veya polar olmayan. Bu sayede yazımızda örneklerini ele alacağımız maddeler oluşur.

Basit maddeler

Aynı kimyasal elementin atomları arasındaki etkileşim süreçleri, basit adı verilen kimyasal maddelerin oluşumuyla sonuçlanır. Böylece kömür yalnızca karbon atomlarından, hidrojen gazı hidrojen atomlarından, sıvı cıva ise cıva parçacıklarından oluşur. Basit madde kavramının kimyasal element kavramıyla özdeşleştirilmesine gerek yoktur. Örneğin karbondioksit, karbon ve oksijen gibi basit maddelerden değil, karbon ve oksijen elementlerinden oluşur. Geleneksel olarak aynı elementin atomlarından oluşan bileşikler metaller ve metal olmayanlar olarak ikiye ayrılabilir. Bu kadar basit maddelerin kimyasal özelliklerine ilişkin bazı örneklere bakalım.

Metaller

Metal elementin periyodik tablodaki konumuna bağlı olarak aşağıdaki gruplar ayırt edilebilir: aktif metaller, üçüncü - sekizinci grupların ana alt gruplarının elemanları, dördüncü - yedinci grupların ikincil alt gruplarının metalleri ve ayrıca lantanitler ve aktinitlerdir. Metaller - aşağıda örneklerini vereceğimiz basit maddeler aşağıdaki genel özelliklere sahiptir: termal ve elektriksel iletkenlik, metalik parlaklık, süneklik ve dövülebilirlik. Bu özellikler demir, alüminyum, bakır ve diğerlerinde doğaldır. Dönemlerde seri numarasının artmasıyla birlikte kaynama ve erime sıcaklıkları ile metal elementlerin sertliği de artar. Bu, atomlarının sıkıştırılması, yani yarıçapın azalması ve elektron birikimi ile açıklanmaktadır. Metallerin tüm parametreleri, bu bileşiklerin kristal kafesinin iç yapısı tarafından belirlenir. Aşağıda kimyasal reaksiyonları ele alacağız ve ayrıca metallerle ilgili maddelerin özelliklerine örnekler vereceğiz.

Kimyasal reaksiyonların özellikleri

Oksidasyon durumu 0 olan tüm metaller yalnızca indirgeyici özellikler gösterir. Alkali ve alkali toprak elementleri suyla reaksiyona girerek kimyasal olarak agresif bazlar - alkaliler oluşturur:

• 2Na+2H2 0=2NaOH+H2

Metallerin tipik bir reaksiyonu oksidasyondur. Oksijen atomlarıyla kombinasyonun bir sonucu olarak oksit sınıfına ait maddeler ortaya çıkar:

• Zn+O 2 =ZnO

Bunlar karmaşık maddelerle ilgili ikili bileşiklerdir. Bazik oksitlerin örnekleri, sodyum Na20, bakır CuO ve kalsiyum CaO oksitleridir. Asitlerle etkileşime girebilirler, bunun sonucunda ürünlerde tuz ve su bulunur:

• MgO+2HCl=MgCl2 +H20

Asitler, bazlar ve tuzlar sınıfına ait maddeler karmaşık bileşiklere aittir ve çeşitli kimyasal özellikler sergiler. Örneğin, hidroksitler ve asitler arasında bir nötrleştirme reaksiyonu meydana gelir ve bu da tuz ve suyun ortaya çıkmasına neden olur. Tuzların bileşimi reaktiflerin konsantrasyonuna bağlı olacaktır: örneğin, reaksiyona giren karışımda fazla asit olduğunda, örneğin NaHC03 - sodyum bikarbonat gibi asidik tuzlar elde edilir ve yüksek alkali konsantrasyonu neden olur. Al(OH)2Cl - alüminyum dihidroksiklorür gibi bazik tuzların oluşumu.

Ametaller

En önemli metalik olmayan elementler nitrojen ve karbon alt gruplarında bulunur ve ayrıca periyodik tablonun halojen ve kalkojen gruplarına da aittir. Metal olmayanlarla ilgili maddelere örnekler verelim: kükürt, oksijen, azot, klor. Tüm fiziksel özellikleri metallerin özelliklerine zıttır. Elektriği iletmezler, ısı ışınlarını iyi iletmezler ve sertliği düşüktür. Oksijenle etkileşime girdiğinde ametaller karmaşık bileşikler (asit oksitler) oluşturur. İkincisi, asitlerle reaksiyona girerek asitleri verir:

• H 2 O+CO 2 → H 2 CO 3

Asidik oksitlerin tipik bir reaksiyon özelliği, alkalilerle etkileşime girerek tuz ve su oluşumuna yol açmasıdır.

Ametallerin kimyasal aktivitesi bu dönemde artar; bunun nedeni, atomlarının diğer kimyasal elementlerden elektron çekme yeteneğinin artmasıdır. Gruplarda ise tam tersi bir olguyu gözlemliyoruz: yeni enerji seviyelerinin eklenmesi nedeniyle atomun hacminin şişmesi nedeniyle metalik olmayan özellikler zayıflıyor.

Böylece kimyasal maddelerin türlerine, özelliklerini gösteren örneklere ve periyodik tablodaki konumlarına baktık.

İnorganik bileşiklerin ana sınıflarının kimyasal özellikleri

Asidik oksitler

1. Asidik oksit + su = asit (istisna - SiO 2)
   S03 + H20 = H2S04
   Cl207 + H20 = 2HClO4
2. Asidik oksit + alkali = tuz + su
   S02 + 2NaOH = Na2S03 + H20
   P205 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H20
3. Asidik oksit + bazik oksit = tuz
   CO2 + BaO = BaCO3
   SiO2 + K2O = K2SiO3

   Bazik oksitler

   1. Bazik oksit + su = alkali (alkali ve alkalin toprak metal oksitler reaksiyona girer)
      CaO + H20 = Ca(OH)2
      Na20 + H20 = 2NaOH
   2. Bazik oksit + asit = tuz + su
      CuO + 2HCl = CuCl2 + H20
      3K 2 Ö + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 Ö
   3. Bazik oksit + asidik oksit = tuz
      MgO + CO2 = MgCO3
      Na 2 Ö + N 2 Ö 5 = 2NaNO 3

      Amfoterik oksitler

      1. Amfoterik oksit + asit = tuz + su
         Al203 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H20
         ZnO + H2S04 = ZnS04 + H2O
      2. Amfoterik oksit + alkali = tuz (+ su)
         ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Daha doğru: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2)
         Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Daha doğru: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na)
      3. Amfoterik oksit + asidik oksit = tuz
         ZnO + CO2 = ZnCO3
      4. Amfoterik oksit + bazik oksit = tuz (erimişse)
         ZnO + Na20 = Na2ZnO2
         Al 2 Ö 3 + K 2 Ö = 2KAlO 2
         Cr203 + CaO = Ca(CrO2)2

         Asitler

         1. Asit + baz oksit = tuz + su
            2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O
            3H 2 SO 4 + Fe 2 Ö 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 Ö
         2. Asit + amfoterik oksit = tuz + su
            3H2S04 + Cr203 = Cr2(S04)3 + 3H20
            2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
         3. Asit + baz = tuz + su
            H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
            2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H20
         4. Asit + amfoterik hidroksit = tuz + su
            3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H20
            2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
         5. Kuvvetli asit + zayıf asit tuzu = zayıf asit + kuvvetli asit tuzu
            2HBr + CaCO3 = CaBr2 + H2O + CO2
            H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3
         6. Asit + metal (hidrojenin solundaki voltaj serisinde bulunur) = tuz + hidrojen
            2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
            H 2 SO 4 (seyreltilmiş) + Fe = FeS04 + H 2
            Önemli: Oksitleyici asitler (HNO 3, konsantre H 2 SO 4) metallerle farklı şekilde reaksiyona girer.

         Amfoterik hidroksitler

         1. Amfoterik hidroksit + asit = tuz + su
            2Al(OH)3 + 3H2S04 = Al2(S04)3 + 6H20
            Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H20
         2. Amfoterik hidroksit + alkali = tuz + su (kaynaştığında)
            Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H20
            Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H20
         3. Amfoterik hidroksit + alkali = tuz (sulu çözeltide)
            Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Be(OH)2 + 2NaOH = Na2
            Al(OH)3 + NaOH = Na
            Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3

            Alkaliler

            1. Alkali + asit oksit = tuz + su
               Ba(OH)2 + N205 = Ba(NO3)2 + H20
               2NaOH + C02 = Na2C03 + H20
            2. Alkali + asit = tuz + su
               3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O
               Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
            3. Alkali + amfoterik oksit = tuz + su
               2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Daha doğrusu: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2)
            4. Alkali + amfoterik hidroksit = tuz (sulu çözeltide)
               2NaOH + Zn(OH)2 = Na2
               NaOH + Al(OH)3 = Na
            5. Alkali + çözünür tuz = çözünmeyen baz + tuz
               Ca(OH) 2 + Cu(NO 3) 2 = Cu(OH) 2 + Ca(NO 3) 2
               3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
            6. Alkali + metal (Al, Zn) + su = tuz + hidrojen
               2NaOH + Zn + 2H20 = Na2 + H2
               2KOH + 2Al + 6H20 = 2K + 3H2

               Tuzlar

               1. Zayıf asit tuzu + kuvvetli asit = kuvvetli asit tuzu + zayıf asit
                  Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3
                  BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + C02 (H2C03)
               2. Çözünür tuz + çözünür tuz = çözünmeyen tuz + tuz
                  Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
                  СaCl2 + Na2C03 = CaC03 + 2NaCl
               3. Çözünür tuz + alkali = tuz + çözünmeyen baz
                  Cu(N03)2 + 2NaOH = 2NaN03 + Cu(OH)2
                  2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3
               4. Çözünür metal tuzu (*) + metal (**) = metal tuzu (**) + metal (*)
                  Zn + CuS04 = ZnS04 + Cu
                  Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag
                  Önemli: 1) metal (**), metalin (*) solundaki voltaj serisinde olmalıdır, 2) metal (**) suyla reaksiyona girmemelidir.

                  Kimya referans kitabının diğer bölümleri de ilginizi çekebilir:

Metallerin genel özellikleri.

Çekirdeğe zayıf şekilde bağlanan değerlik elektronlarının varlığı, metallerin genel kimyasal özelliklerini belirler. Kimyasal reaksiyonlarda her zaman indirgeyici madde olarak görev yaparlar; basit metal maddeler hiçbir zaman oksitleyici özellikler göstermezler.

Metallerin elde edilmesi:
- karbon (C), karbon monoksit (CO), hidrojen (H2) veya daha aktif bir metal (Al, Ca, Mg) ile oksitlerin indirgenmesi;
- tuz çözeltilerinin daha aktif bir metalle azaltılması;
- metal bileşiklerinin çözeltilerinin veya eriyiklerinin elektrolizi - elektrik akımı kullanılarak en aktif metallerin (alkali, toprak alkali metaller ve alüminyum) indirgenmesi.

Doğada metaller esas olarak bileşikler halinde bulunur; yalnızca düşük aktif metaller basit maddeler (doğal metaller) halinde bulunur.

Metallerin kimyasal özellikleri.
1. Metal olmayan basit maddelerle etkileşim:
Çoğu metal, halojenler, oksijen, kükürt ve nitrojen gibi metal olmayan maddeler tarafından oksitlenebilir. Ancak bu reaksiyonların çoğunun başlaması için ön ısıtma gerekir. Daha sonra reaksiyon, metalin tutuşmasına yol açan büyük miktarda ısının açığa çıkmasıyla ilerleyebilir.
Oda sıcaklığında reaksiyonlar yalnızca en aktif metaller (alkali ve toprak alkali) ile en aktif metal olmayanlar (halojenler, oksijen) arasında mümkündür. Alkali metaller (Na, K) oksijenle reaksiyona girerek peroksitler ve süperoksitler (Na2O2, KO2) oluşturur.

a) metallerin su ile etkileşimi.
Oda sıcaklığında alkali ve alkali toprak metalleri suyla etkileşime girer. İkame reaksiyonu sonucunda alkali (çözünür baz) ve hidrojen oluşur: Metal + H2O = Me(OH) + H2
Aktivite serisinde hidrojenin solundaki diğer metaller ısıtıldığında su ile etkileşime girer. Magnezyum, özel yüzey işleminden sonra kaynar su, alüminyum ile reaksiyona girerek çözünmeyen bazların (magnezyum hidroksit veya alüminyum hidroksit) oluşmasına neden olur ve hidrojen açığa çıkar. Çinkodan (dahil) kurşuna (dahil) kadar aktivite serisindeki metaller, su buharı (yani 100 C'nin üzerinde) ile etkileşime girer ve karşılık gelen metallerin ve hidrojenin oksitleri oluşur.
Hidrojenin sağındaki aktivite serisinde yer alan metaller su ile etkileşime girmez.
b) oksitlerle etkileşim:
Aktif metaller, diğer metallerin veya metal olmayan oksitlerle ikame reaksiyonu yoluyla reaksiyona girerek bunları basit maddelere indirger.
c) asitlerle etkileşim:
Hidrojenin solundaki aktivite serisinde yer alan metaller asitlerle reaksiyona girerek hidrojeni açığa çıkarır ve karşılık gelen tuzu oluşturur. Hidrojenin sağındaki aktivite serisinde yer alan metaller asit çözeltileriyle etkileşime girmez.
Metallerin nitrik ve konsantre sülfürik asitlerle reaksiyonları özel bir yer kaplar. Soy metaller (altın, platin) dışındaki tüm metaller bu oksitleyici asitler tarafından oksitlenebilir. Bu reaksiyonlar her zaman sırasıyla karşılık gelen tuzları, suyu ve nitrojen veya kükürtün indirgenme ürününü üretecektir.
d) alkalilerle
Amfoterik bileşikler (alüminyum, berilyum, çinko) oluşturan metaller, eriyiklerle (bu durumda orta tuzlar alüminatlar, berilatlar veya çinkoatlar oluşur) veya alkali çözeltilerle (bu durumda karşılık gelen kompleks tuzlar oluşur) reaksiyona girebilir. Tüm reaksiyonlar hidrojen üretecektir.
e) Metalin aktivite serisindeki konumuna bağlı olarak, daha az aktif bir metalin, tuzunun bir çözeltisinden daha aktif bir başka metal ile indirgenmesi (yer değiştirmesi) reaksiyonları mümkündür. Reaksiyonun bir sonucu olarak, daha aktif bir metalin ve daha az aktif bir metal olan basit bir maddenin tuzu oluşur.

Metal olmayanların genel özellikleri.

Metallerden (22 element) çok daha az ametal vardır. Ancak ametallerin kimyası, atomlarının dış enerji seviyesinin daha fazla dolu olması nedeniyle çok daha karmaşıktır.
Metal olmayanların fiziksel özellikleri daha çeşitlidir: aralarında erime noktasında birbirinden büyük ölçüde farklı olan gaz (flor, klor, oksijen, nitrojen, hidrojen), sıvı (brom) ve katı maddeler bulunur. Ametallerin çoğu elektriği iletmez ancak silikon, grafit ve germanyum yarı iletken özelliklere sahiptir.
Gaz halinde, sıvı ve bazı katı metal olmayanlar (iyot) bir kristal kafesin moleküler yapısına sahiptir, diğer metal olmayanlar ise bir atomik kristal kafese sahiptir.
Flor, klor, brom, iyot, oksijen, nitrojen ve hidrojen normal koşullar altında iki atomlu moleküller halinde bulunur.
Birçok metalik olmayan element, basit maddelerin çeşitli allotropik modifikasyonlarını oluşturur. Yani oksijenin iki allotropik modifikasyonu vardır - oksijen O2 ve ozon O3, kükürtün üç allotropik modifikasyonu vardır - ortorombik, plastik ve monoklinik kükürt, fosforun üç allotropik modifikasyonu vardır - kırmızı, beyaz ve siyah fosfor, karbon - altı allotropik modifikasyon - is, grafit, elmas , karbin, fulleren, grafen.

Yalnızca indirgeyici özellikler sergileyen metallerin aksine, ametaller basit ve karmaşık maddelerle reaksiyonlarda hem indirgeyici madde hem de oksitleyici madde olarak işlev görebilir. Ametaller aktivitelerine göre elektronegatiflik serisinde belli bir yer tutarlar. Flor en aktif metal olmayan madde olarak kabul edilir. Sadece oksitleyici özellikler gösterir. Aktivite açısından ikinci sırada oksijen, üçüncü sırada nitrojen, ardından halojenler ve diğer metal olmayanlar gelir. Hidrojen, metal olmayanlar arasında en düşük elektronegatifliğe sahiptir.

Ametallerin kimyasal özellikleri.

1. Basit maddelerle etkileşim:
Ametaller metallerle etkileşime girer. Bu tür reaksiyonlarda metaller indirgeyici madde, metal olmayanlar ise oksitleyici madde görevi görür. Bileşik reaksiyonunun bir sonucu olarak, ikili bileşikler oluşur - oksitler, peroksitler, nitrürler, hidritler, oksijensiz asitlerin tuzları.
Ametallerin birbirleriyle reaksiyonlarında, ne kadar elektronegatif ametal oksitleyici bir maddenin özelliklerini sergilerse, elektronegatifliği o kadar az olan bir indirgeyici maddenin özelliklerini sergiler. Bileşik reaksiyonu ikili bileşikler üretir. Metal olmayanların bileşiklerinde değişen oksidasyon durumları sergileyebilecekleri unutulmamalıdır.
2. Karmaşık maddelerle etkileşim:
a) suyla:
Normal koşullar altında suyla yalnızca halojenler etkileşime girer.
b) metal ve metal olmayan oksitlerle:
Birçok ametal, yüksek sıcaklıklarda diğer ametallerin oksitleriyle reaksiyona girerek onları basit maddelere indirgeyebilir. Elektronegatiflik serisinde kükürtün solunda yer alan ametaller de metal oksitlerle etkileşime girerek metalleri basit maddelere indirgeyebilir.
c) asitlerle:
Bazı metal olmayanlar konsantre sülfürik veya nitrik asitlerle oksitlenebilir.
d) alkalilerle:
Alkalilerin etkisi altında, bazı metal olmayanlar hem oksitleyici hem de indirgeyici bir madde olarak dismutasyona uğrayabilir.
Örneğin halojenlerin alkali çözeltilerle ısıtmadan reaksiyonunda: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O veya ısıtmayla: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) tuzlarla:
Etkileşime girdiklerinde güçlü oksitleyici ajanlardır ve indirgeyici özellikler sergilerler.
Halojenler (flor hariç) hidrohalik asit tuzlarının çözeltileriyle ikame reaksiyonlarına girer: daha aktif bir halojen, tuz çözeltisinden daha az aktif bir halojenin yerini alır.

1. Aktif oksitleyici ajanlar olan halojenler metallerle reaksiyona girer. Metallerin flor ile reaksiyonları özellikle şiddetlidir. Alkali metaller bununla patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer. Halojenler ısıtıldığında altın ve platinle bile reaksiyona girer. Flor ve klor atmosferinde bazı metaller ön ısıtma olmadan yanar. Bu etkileşimlerin bazı özelliklerini hatırlayalım. Demir ve krom, flor, klor ve brom ile reaksiyona girdiğinde üç değerlikli bir katyona oksitlenir. İyot ile reaksiyon zaten önemli ölçüde ısıtma gerektirir ve FeJ2 ve CrJ2 oluşumuna yol açar. Bazı metaller halojen ortamlarda koruyucu bir tuz filmi oluşması nedeniyle pasifleştirilir. Özellikle bakır, bir CuF2 filminin oluşması nedeniyle flor ile yalnızca yüksek sıcaklıklarda etkileşime girer. Nikel de benzer şekilde davranır. Flor gazı monel metalden (demir ve manganezli nikel alaşımı) yapılmış kaplarda depolanır ve taşınır. Klorun bazı metallerle reaksiyonu engellenir ve bu durumlarda katalizör görevi gören su kalıntıları tarafından büyük ölçüde hızlandırılır. Örneğin iyi kurutulmuş klor demirle reaksiyona girmez, bu nedenle sıvılaştırılmış klor çelik silindirlerde depolanır. Bromun sıvı hali, bazı metallerle klordan daha aktif reaksiyona girmesinin nedenidir, çünkü reaktifin sıvı fazdaki konsantrasyonu gazdaki konsantrasyondan daha yüksektir. Örneğin, kompakt alüminyum ve demir, oda sıcaklığında bromla, ısıtıldığında ise klorla reaksiyona girer.

2. Flor, oda sıcaklığında hidrojen ile patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer, reaksiyon -252 0 C'de bile gözle görülür bir hızda ilerler. Reaksiyon doğası gereği serbest radikal olduğundan, klor yalnızca ultraviyole veya güneş ışınımı altında reaksiyona girer. Brom ile reaksiyon daha az aktiftir ve ısıtma gerektirir ve bu nedenle H-Br bağının yetersiz termal stabilitesi nedeniyle gözle görülür şekilde tersine çevrilebilir hale gelir. H-J bağ enerjisi daha da düşüktür, iyotun oksitleme yeteneği de diğer halojenlerinkinden belirgin şekilde düşüktür, bu nedenle reaksiyon hızının çok düşük olmadığı sıcaklıklarda H2 + J2 = 2HJ reaksiyonunun dengesi önemli ölçüde değişir. başlangıç ​​maddelerine doğru.

3. Kükürt ve fosfor, flor, klor ve brom ile etkileşime girdiğinde yanar. Bu durumda, bu elementlerin maksimum oksidasyon durumlarını sergilediği flor ile bileşikler oluşturulur: SF 6 ve PF 5. Diğer reaksiyonların ürünleri deney koşullarına bağlıdır - PCl3, PCl5, PBr3, PBr5, S2Cl2, S2Br2, SCl2.

4. Halojenler aynı zamanda değişen aktiviteye sahip diğer metal olmayan maddelerle de reaksiyona girer. Halojenlerin doğrudan reaksiyona girmediği oksijen ve nitrojen istisnadır. Koşullara bağlı olarak çeşitli yapıdaki halojen oksitler ozonla reaksiyona sokularak elde edilebilir.

5. Florun aktivitesi o kadar büyüktür ki soy gazlarla (He, Ne, Ar hariç) bile etkileşime girebilir.

6. Birbirleriyle etkileşime giren halojenler, daha elektronegatif halojenin negatif bir oksidasyon durumu sergilediği ve daha az negatif olanın pozitif bir oksidasyon durumu sergilediği çeşitli bileşimlere sahip ikili bileşikler oluşturur. Örneğin ClF 5, BrCl 3, JF 7, JCl.

Karmaşık maddelerle reaksiyonlar

1. Su, flor atmosferinde kendiliğinden tutuşur ve reaksiyon, flor tamamen tükenene kadar devam eder. Sıcaklığa ve diğer koşullara bağlı olarak bir dizi reaksiyon meydana gelir: 3F2 + 3H2O = F2O + 4HF + H2022F2 + H2O = F2O + 2HF; patlama ile su buharı ile: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; buzla: F2 + H2O = HOF + HF. Suda sınırlı çözünmeye sahip olan klor (1 hacim su başına 2 hacim klor (gaz!)), onunla tersinir şekilde reaksiyona girer: Cl2 + H20 = HCl + HClO. Brom da benzer şekilde davranır, ancak Br2 + H2O = HBr + HBrO dengesi daha sola kaydırılır. İyot için de benzer bir denge reaktanlara doğru o kadar kaydırılır ki reaksiyonun ilerlemediğini söyleyebiliriz. Yukarıdakilere göre klor ve bromlu su mevcuttur, ancak iyotlu ve florürlü su yoktur. Aynı zamanda, düşük konsantrasyonlarda sulu bir iyot çözeltisinde iyodür anyonu bulundu; bunun görünümü, çözelti içinde J + 'ya ayrışabilen iyot hidratın oluşumuyla açıklanıyor. H2O ve J-. İyot hidratın ayrışma dengesi de güçlü bir şekilde ayrışmamış forma doğru kaydırılır.

2. Halojenlerin asitlerle reaksiyonlarını düşünün. Bir halojen ile asidin parçası olan bir element arasında elektronların değiştirildiği redoks reaksiyonları mümkündür. Bu durumda, klor ve brom sıklıkla oksitleyici ajanlar olarak, iyot ise indirgeyici ajan olarak görev yapar. En tipik reaksiyonlar şunlardır: J2 + 10HNO3 (kons) = 2HJO3 + 10NO2 + 4H2O3J2 + 10HNO3 = 6HNO3 + 10NO + 2H20 2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2H2 S03 (S02 + H20) + Br2 + H20 = 2HBr + H2S04HCOOH + Cl2 (Br2) = CO2 + 2HCl (HBr). Flor ile reaksiyonlar yıkıma yol açar.

3. Halojenler alkalilerle etkileşime girdiğinde orantısızdır, yani oksidasyon durumlarını aynı anda artırır ve azaltırlar. Klor soğukta reaksiyona girer: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO ve ısıtıldığında - 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H20, çünkü Hipoklorit anyonu, çözelti içinde ısıtıldığında orantısız olarak klorat ve klorüre dönüşür. Hipobromitler ve hipoiyoditler daha az kararlıdır, bu nedenle oda sıcaklığında brom ve iyot zaten bromatlar ve iyodatlar verir. Örneğin: 3J2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3. Soğukta klorun kalsiyum hidroksit ile etkileşimi, karışık bir kalsiyum klorür-hipoklorit tuzunun oluşumuna yol açar - ağartıcı: Cl2 + Ca(OH)2 = CaOCl2 + H 2 O.

4. Çoğu maddenin aksine flor, oda sıcaklığında silikon dioksit ile reaksiyona girer. Reaksiyon eser miktarda su ile katalize edilir. Si02 camın ana bileşeni olduğundan flor, camı reaksiyona göre çözer: 2F2 + Si02 = SiF4 + O2.

5. Tuzlar, oksitler ve diğer ikili bileşiklerle etkileşime girdiğinde redoks reaksiyonları mümkündür; bunlardan daha az aktif olanın tuz bileşiminden daha aktif (daha elektronegatif) bir halojenle yer değiştirme reaksiyonları dikkate değerdir, örneğin: 2KJ + Cl2 = 2KCl + J2. Bu reaksiyonun dış belirtisi, moleküler iyotun sarı (önemli konsantrasyonda kahverengi) renginin ortaya çıkmasıdır. Klor, bir potasyum iyodür çözeltisinden uzun süre geçirildiğinde, iyot, çözeltisi renksiz olan HJO3'e daha da oksitlendiğinden renk kaybolur: J2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HJO3 .

Halojen bileşikleri

1. Hidrojen halojenürler – normal koşullar altında gaz halinde olan maddeler. Hidrojen florürün kaynama noktası +19 0 C'dir (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Sıvı hidrojen florürde çok güçlü hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle anormal derecede büyüktür. Güçlü hidrojen bağları nedeniyle sıvı hidrojen florürün serbest iyonları yoktur ve elektrolit olmadığından elektriği iletmez. Tüm hidrojen halojenür molekülleri tek, oldukça polar bağlar içerir. Grupta yukarıdan aşağıya doğru hareket ederken, hidrojen-halojen bağının dipolünün negatif ucu halojen olduğundan ve flordan iyodine elektronegatiflik önemli ölçüde azaldığından bağın polaritesi azalır. Ancak bağ kuvveti bağ uzunluğundaki artıştan büyük ölçüde etkilenir, bu nedenle söz konusu serideki en güçlü bağ HF molekülünde, en zayıf bağ ise HJ molekülündedir. Tüm hidrojen halojenürler suda oldukça çözünür. Bu durumda iyonlaşma ve ayrışma meydana gelir. Ayrışma üzerine bir hidronyum katyonu elde edilir, bu nedenle hidrojen halojenürlerin sulu çözeltileri asit özelliklerine sahiptir. Hidroklorik (hidroklorik), hidrobromik ve hidroiyodik güçlü asitlerdir. Bunlardan en güçlüsü hidrojen iyodürdür; bunun nedeni yalnızca moleküldeki zayıf bağ nedeniyle değil, aynı zamanda büyük boyutundan dolayı yük konsantrasyonunun azaldığı iyodür iyonunun daha fazla stabilitesi nedeniyledir. Hidroflorik asit, yalnızca hidrojen florür molekülleri arasında değil, aynı zamanda hidrojen florür ve su molekülleri arasında da hidrojen bağlarının varlığından dolayı zayıftır. Bu bağlar o kadar güçlüdür ki, hidroflorik asit monobazik olmasına rağmen konsantre çözeltilerde asidik florürlerin oluşumu mümkündür: KOH + 2HF = KHF 2. Asidik diflorür anyonu güçlü bir hidrojen bağına sahiptir: . Hidroflorik asit ayrıca camla da reaksiyona girer; genel reaksiyon şu şekildedir: SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O. Hidrohalik asitler, oksitleyici olmayan asitlerin tüm özelliklerini gösterir. Ama çünkü Birçok metal asit kompleksi anyonları oluşturma eğilimindedir; bazen hidrojenden sonraki voltaj serisindeki metallerle reaksiyona girerler. Örneğin 2Cu + 4HI = 2H + H2. Hidrojen florür ve hidrojen klorür, konsantre sülfürik asit tarafından oksitlenmez, dolayısıyla kuru halojenürlerden elde edilebilirler, örneğin ZnCl2 (s) + H2SO4 (kons) = ZnSO 4 + 2HCl. Hidrojen bromür ve hidrojen iyodür şu koşullar altında oksitlenir: 2HBr + H2S04 (kons.) = Br2 + S02 + 2H20; 8HI + H2S04 (kons) = 4I2 + H2S + 4H2O. Bunları tuzların bileşiminden çıkarmak için pratik olarak oksitleyici özellikler göstermeyen mutlak fosforik asit kullanılır. Konsantre nitrik asit, hidrojen klorürü serbest bırakıldığında çok güçlü bir oksitleyici madde olan klora oksitler. Konsantre nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımına "aqua regia" adı verilir ve altın ve platini çözme yeteneğine sahiptir: Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O. Hidrojen klorür ve konsantre hidroklorik asit aynı zamanda diğer güçlü maddeler tarafından da oksitlenir. oksitleyici maddeler (MnO2, KMnO4, K2Cr207). Bu reaksiyonlar moleküler klor üretimi için laboratuvar yöntemleri olarak kullanılır. Hidrojen halojenürler aynı zamanda metal olmayan halojenürlerin çoğunun hidrolizi ile de üretilebilir. HI hazırlanırken, bir iyot ve kırmızı fosfor karışımı doğrudan suya maruz bırakılır: 2P + 3I2 + 6H20 = 2H3PO3 + 6HI. Basit maddelerden doğrudan sentezin yalnızca HF ve HCl için mümkün olduğu unutulmamalıdır.

2. Hidrohalik asitlerin tuzları. Çoğu tuz çözünür. İki değerlikli kurşun tuzları az çözünür, gümüş tuzları ise çözünmez. Gümüş katyon ve halojenür iyonlarının etkileşimi niteliksel bir reaksiyondur: AgF - çözünür, AgCl - beyaz kesilmiş çökelti, AgBr - soluk sarı çökelti, AgI - parlak sarı çökelti. Alüminyum ve cıva halojenürleri (florür hariç) gibi bazı metal halojenürler kovalent bileşiklerdir. Alüminyum klorür süblimleşme yeteneğine sahiptir; çözünür cıva halojenürler suda kademeli olarak ayrışır. Kalay(IV) klorür sıvıdır.

3. Moleküler iyota kalitatif bir reaksiyon, nişasta çözeltisiyle mavi bir rengin ortaya çıkmasıdır..

4. Halojenlerin oksijen bileşikleri. Flor, oksijenle iki bileşik oluşturur: F2O - oksijen florür - kaynama noktası = -144,8 ° C olan açık sarı bir gaz; Florun %2'lik sodyum hidroksit çözeltisinden hızlı bir şekilde geçirilmesiyle elde edilir. Dioksijen diflorür - F2O2 - açık kahverengi bir gazdır, -57 ° C'de kiraz kırmızısı bir sıvıya, -163 ° C'de turuncu bir katıya dönüşür. F 2 O 2, soğutma sırasında basit maddelerin etkileşimi ve bir elektrik parıltısı deşarjının etkisiyle elde edilir. Kaynama noktasının üzerinde zaten kararsızdır ve güçlü bir oksitleyici madde ve florlama maddesi olarak işlev görür. Diğer halojenlerin oksitleri endotermik bileşiklerdir ve kararsızdırlar. Oda sıcaklığında bunlardan bazıları, örneğin Cl207, yalnızca ayrışma sürecinin kinetik inhibisyonu nedeniyle mevcuttur. Klor oksit (VII), 83°C kaynama noktasına sahip, 120°C'ye ısıtıldığında patlayarak ayrışan, renksiz bir sıvıdır. Halojen ve oksijenin tek ekzotermik bileşiği J205'tir. 300°C'nin üzerindeki sıcaklıklarda patlamadan basit maddelere ayrışan beyaz kristal bir maddedir. Havadaki karbon (II) monoksiti tespit etmek ve ölçmek için kullanılır: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.

5. Halojenlerin oksijen içeren asitleri. Halojenlerin tuhaf pozitif oksidasyon durumları sergilediği NEOx genel formülüne sahip asitler bilinmektedir. Klor için HClO'dur – hipokloröz asit, zayıf, kararsız. Şu denkleme göre ayrışır: HClO = HCl + O ve oksijen, salındığı anda çok güçlü oksitleyici özellikler sergiler. Şu reaksiyonla elde edilir: 2Cl2 + 2HgO + H20 = HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, tuzlara denir hipoklorit. HClO2 – klorür asit de zayıf ve kararsızdır. Tuzlar – kloritler. HClO3 – hipokloröz asit. Bu zaten güçlü bir asittir ancak yalnızca seyreltik sulu çözeltilerde stabildir. Oksitleyici kapasitesi klorlu asitten biraz daha düşüktür. Tuzlar – kloratlar. Klor asit – HClO 4 – en güçlü inorganik asitlerden biridir. Sulu çözeltileri depolama sırasında stabil ve güvenlidir; genellikle neredeyse hiç oksitleyici özellik göstermeyen %72'lik bir çözelti kullanılır. Perklorik asit, depolandığında veya ısıtıldığında patlayabilen, renksiz, oldukça dumanlı bir sıvı olarak serbest formda bulunur. Tuzlar denir perkloratlar. Böylece oksijen atomu sayısı arttıkça oksijen içeren klor asitlerinin gücü artar ve oksitleme yetenekleri azalır. İlgili brom ve iyot asitleri benzer özelliklere sahiptir, ancak çok daha az kararlıdırlar. Özellikle halojenlerin +1 ve +3 oksidasyon durumlarında. Çözümler bromlanmış asitler yalnızca 0°C'de kısa süreliğine stabildir. Bromonik asit her şeyde perklorik asite benziyor . İyot asit – erime sıcaklığı =110°C olan renksiz şeffaf kristaller. İyotun su içerisinde konsantre nitrik asit, hidrojen peroksit, ozon, klor ile oksidasyonu ile elde edilir: J2 + 5H2O2 = 2HJO3 + 4H2O Brom asit, perklorik asitten farklı olarak güçlü bir oksitleyici maddedir ve serbest halde izole edilmez; bu, ikincil periyodiklik olgusuyla ilişkilidir, bunun sonucunda bromun maksimum pozitif oksidasyon durumu sergilemesi elverişsizdir. Bir kaç tane var iyot asitler: HJO 4, H5JO 6 (ortoiyodik), H3JO5 (metiyodik). En kararlı olanı H5JO6'dır. Bu, tpl = 122°C olan renksiz kristalli bir maddedir, orta kuvvette bir asittir ve çözeltisindeki ana dengeler aşağıdaki gibi olduğundan asidik tuzların oluşumuna eğilimlidir: H 5 JO 6 = H + + H4JO6 - K = 10 -3 H4JO6 - = JO4 - + 2H20 K=29 H4JO6 - = H + + H3 JO 6 - K=2. 10-7. Özetleyelim. Güçlü asitler HClO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HJO 3'tür. HClO, HClO2, HBrO, HBrO4, H5JO6 güçlü oksitleyici özelliklere sahiptir.

6. Oksijen içeren asitlerin tuzları asitlerden daha kararlıdır. Potasyum alt grubunun metalleri için perkloratlar ve periyodatların çözünmez olması ve rubidyum için de kloratlar, bromatlar ve perbromatların bulunması ilginçtir, ancak genellikle alkali metallerin tüm tuzları çözünürdür. Çoğu tuz ısıtıldığında ayrışır: KClO 4 = KCl + 2O 2. "Berthollet tuzu" olarak da adlandırılan potasyum klorat ısıtıldığında orantısızdır: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Hipoklorit de şöyle davranır: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Tuz, özellikle metal oksitler olmak üzere yabancı maddeler içeriyorsa, ayrışma kısmen farklı bir yol izleyebilir. : 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Manganez dioksit katalizör olarak kullanıldığında bu yol ana yol haline gelir.

7. Oksohalojenat anyonlarının redoks reaksiyonları. Tuzlar çözelti içinde tamamen ayrışır. Bu, negatif bir yükün varlığında asit moleküllerinden daha zayıf oksitleyici maddeler olan oksohalojenat anyonlarını (EOx) üretir. Örneğin hipokloröz asit kendi tuzunu oksitleyebilir: 2HClO + NaClO = NaClO3 + 2HCl. Çözelti halindeki tuzlar, yalnızca asidik ortamda fark edilebilir oksitleyici özellikler sergiler. Karşılaştırma reaksiyonlarına dikkat etmek önemlidir: KClO3 + 6HCl = 3Cl2 +KCl + 3H20 KJO3 + 5KJ + H2SO4 = 3J2 ↓ + 3K2SO4 + 3H2O. Isıtıldığında bu tuzlar şu hale gelir: güçlü oksitleyici maddeler. Kibrit ve piroteknik endüstrilerinin tamamı Berthollet tuzunun reaksiyonlarına dayanmaktadır, örneğin: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Karmaşık dengeler, oksitleyici ajanlar olarak görev yapan halojenlerin oksijen içeren asitlerinin ve bunların tuzlarının çoğunlukla Hal -1'e indirgenmesine yol açar.

8. Halojen üretme yöntemleri. Flor, erimiş potasyum hidroflorürün (KHF 2) elektrolizi ile elde edilir. Endüstride klor, Deacon yöntemine göre bir sodyum klorür veya hidroklorik asit çözeltisinin elektrolizi ile elde edilir: 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2 (ısıtıldığında ve katalizör olarak CuCl2 kullanıldığında), ağartma reaksiyona sokularak hidroklorik asitli kireç. Laboratuvarda: konsantre hidroklorik asidin ısıtıldığında KMnO4, K2Cr207 veya MnO2 ile reaksiyona sokulması yoluyla. Brom, potasyum veya sodyum bromür bileşiminden klor ile değiştirilmesinin yanı sıra bromitlerin konsantre sülfürik asit ile oksitlenmesiyle elde edilir. Bütün bu tepkiler zaten tartışılmıştı. İyot ayrıca iyodür bileşiminden klor veya brom ile değiştirilebilir. İyodür anyonu asidik bir ortamda manganez dioksit ile oksitlenebilir. İyodür anyonu kolayca oksitlendiğinden burada çok çeşitli reaksiyonlar mümkündür.

BAKIR.

Atom numarası 29, bağıl atom kütlesi 63.545 olan bir element. D elementleri ailesine aittir. Periyodik tabloda dönem IV, grup I, ikincil alt grupta yer alır. Dış elektronik katmanın yapısı: 3d 10 4s 1. Temel durumda, d-alt seviyesi doludur, ancak yeterince kararlı değildir, bu nedenle atomun elektronik yapısından varsayılabilen +1 oksidasyon durumuna ek olarak bakır, hatta +2 oksidasyon durumu sergiler. +3 ve çok nadiren +4. Bakır atomunun yarıçapı oldukça küçüktür - 0,128 nm. Bir lityum atomunun yarıçapından bile daha küçüktür - 0,155 nm. Tek 4s elektronu, çekirdeğe daha yakın yerleştirildiğinde, tamamlanmış 3d 10 kabuğundan ekranın altına düşer, bu da çekirdeğe olan çekimini ve aynı zamanda iyonlaşma potansiyelini artırır. Bu nedenle bakır aktif olmayan bir metaldir ve gerilim dizisinde hidrojenden sonra gelir.

Fiziki ozellikleri. Bakır yumuşak kırmızı bir metaldir, sünek, viskoz ve kolayca tel haline getirilebilmektedir. Altın ve gümüşten sonra ikinci olan yüksek termal ve elektrik iletkenliğine sahiptir.

Basit bir maddenin kimyasal özellikleri. Kuru havada bakır, yüzeye daha koyu bir renk veren ve hava oksijeni ile daha fazla etkileşimi önleyen ince bir CuO ve Cu20 karışımı filmi ile kaplandığı için oldukça inerttir. Önemli miktarda nem ve karbondioksit varlığında, ürünü yeşil bakır (II) karbonat olan korozyon meydana gelir: 2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuO)2C03.

Son olarak 200 yıllık insanlık maddelerin özelliklerini kimyanın gelişim tarihinin tamamından daha iyi inceledi. Doğal olarak madde sayısı da hızla artıyor; bunun nedeni öncelikle madde elde etmek için çeşitli yöntemlerin geliştirilmesidir.

Günlük yaşamda birçok maddeyle karşılaşıyoruz. Bunların arasında su, demir, alüminyum, plastik, soda, tuz ve diğerleri bulunmaktadır. Havada bulunan oksijen ve azot gibi doğada bulunan, suda çözünmüş ve doğal kökenli maddelere doğal maddeler denir. Alüminyum, çinko, aseton, kireç, sabun, aspirin, polietilen ve daha birçok madde doğada bulunmamaktadır.

Laboratuvarda elde edilir ve sanayi tarafından üretilir. Yapay maddeler doğada bulunmaz; doğal maddelerden yaratılmıştır. Doğada bulunan bazı maddeler kimya laboratuvarlarından da elde edilebilmektedir.

Böylece potasyum permanganat ısıtıldığında oksijen açığa çıkar ve tebeşir ısıtıldığında oksijen açığa çıkar. karbon dioksit. Bilim adamları grafiti elmasa dönüştürmeyi öğrendiler; yakut, safir ve malakit kristalleri yetiştiriyorlar. Dolayısıyla, doğal kökenli maddelerin yanı sıra, doğada bulunmayan çok sayıda yapay olarak oluşturulmuş madde de vardır.

Doğada bulunmayan maddeler çeşitli işletmelerde üretilmektedir: fabrikalar, fabrikalar, biçerdöverler vb.

Gezegenimizin doğal kaynaklarının tükenmesi bağlamında kimyagerler artık önemli bir görevle karşı karşıyadır: laboratuvarda veya endüstriyel üretimde doğal maddelerin analogları olan maddeleri yapay olarak elde etmenin mümkün olduğu yöntemleri geliştirmek ve uygulamak. Örneğin doğadaki fosil yakıt rezervleri tükeniyor.

Petrol ve doğalgazın biteceği bir dönem gelebilir. Halihazırda aynı derecede verimli ancak çevreyi kirletmeyen yeni yakıt türleri geliştiriliyor. Bugün insanlık, elmas, zümrüt, beril gibi çeşitli değerli taşları yapay olarak elde etmeyi öğrendi.

Maddenin durumu

Maddeler, üçünü bildiğiniz çeşitli toplanma durumlarında mevcut olabilir: katı, sıvı, gaz. Örneğin, doğadaki su her üç toplanma durumunda da mevcuttur: katı (buz ve kar halinde), sıvı (sıvı su) ve gaz halinde (su buharı). Normal koşullar altında her üç toplanma durumunda da bulunamayan bilinen maddeler vardır. Örneğin böyle bir madde karbondioksittir. Oda sıcaklığında kokusuz ve renksiz bir gazdır. –79°C sıcaklıkta bu madde “donar” ve katı bir toplanma durumuna dönüşür. Böyle bir maddenin gündelik (önemsiz) adı “kuru buz”dur. Bu maddeye bu isim, “kuru buzun” erimeden, yani örneğin suda bulunan sıvı bir toplanma durumuna geçmeden karbondioksite dönüşmesi nedeniyle verilmiştir.

Böylece önemli bir sonuca varılabilir. Bir madde bir toplanma halinden diğerine geçerken başka maddelere dönüşmez. Belirli bir değişim, dönüşüm sürecine fenomen denir.

Fiziksel olaylar. Maddelerin fiziksel özellikleri.

Maddelerin toplanma durumlarını değiştirdiği ancak başka maddelere dönüşmediği olaylara fiziksel denir. Her bir maddenin belirli özellikleri vardır. Maddelerin özellikleri birbirinden farklı veya benzer olabilir. Her madde bir dizi fiziksel ve kimyasal özellik kullanılarak tanımlanır. Örnek olarak suyu ele alalım. Su, 0°C sıcaklıkta donarak buza, +100°C sıcaklıkta ise kaynayarak buhara dönüşür. Bu fenomenler fiziksel olarak kabul edilir, çünkü su başka maddelere dönüşmemiştir, sadece toplanma durumunda bir değişiklik meydana gelir. Bu donma ve kaynama noktaları suya özgü fiziksel özelliklerdir.

Bazı maddelerin diğerlerine dönüşmemesi durumunda ölçülerle veya görsel olarak belirlenen maddelerin özelliklerine fiziksel denir.

Suyun buharlaşması gibi alkolün buharlaşması– fiziksel olaylar, bu durumda maddeler toplanma durumlarını değiştirir. Deneyden sonra alkolün sudan daha hızlı buharlaştığından emin olabilirsiniz - bunlar bu maddelerin fiziksel özellikleridir.

Maddelerin temel fiziksel özellikleri şunları içerir: toplanma durumu, renk, koku, sudaki çözünürlük, yoğunluk, kaynama noktası, erime noktası, ısıl iletkenlik, elektriksel iletkenlik. Renk, koku, tat, kristal şekli gibi fiziksel özellikler duyular kullanılarak görsel olarak belirlenebildiği gibi yoğunluk, elektriksel iletkenlik, erime ve kaynama noktaları da ölçümle belirlenmektedir. Birçok maddenin fiziksel özelliklerine ilişkin bilgiler, özel literatürde, örneğin referans kitaplarında toplanır. Bir maddenin fiziksel özellikleri toplanma durumuna bağlıdır. Örneğin buzun, suyun ve su buharının yoğunlukları farklıdır.

Gaz halindeki oksijen renksizdir, ancak sıvı oksijen mavidir. Fiziksel özelliklerin bilgisi birçok maddenin “tanımasına” yardımcı olur. Örneğin, bakır- Rengi kırmızı olan tek metaldir. Sadece sofra tuzu tuzlu bir tada sahiptir. İyot- Isıtıldığında mor bir buhara dönüşen neredeyse siyah bir katı. Çoğu durumda, bir maddeyi tanımlamak için onun birçok özelliğini dikkate almanız gerekir. Örnek olarak suyun fiziksel özelliklerini tanımlayalım:

• renkli – renksiz (küçük hacimlerde)
• koku - koku yok
• toplanma durumu - normal koşullar altında sıvı
• yoğunluk – 1 g/ml,
• kaynama noktası – +100°С
• erime noktası – 0°C
• termal iletkenlik – düşük
• elektriksel iletkenlik – saf su elektriği iletmez

Kristal ve amorf maddeler

Katıların fiziksel özelliklerini tanımlarken maddenin yapısını tanımlamak gelenekseldir. Sofra tuzu örneğini büyüteç altında incelerseniz, tuzun çok sayıda küçük kristalden oluştuğunu fark edeceksiniz. Tuz yataklarında çok büyük kristaller de bulabilirsiniz. Kristaller düzenli çokyüzlüler şeklinde katılardır. Kristaller farklı şekil ve boyutlarda olabilir. Sofra tuzu gibi belirli maddelerin kristalleri tuz – kırılgan ve kırılması kolay. Oldukça sert kristaller var. Örneğin elmas en sert minerallerden biri olarak kabul edilir. Sofra tuzu kristallerini mikroskop altında incelerseniz hepsinin benzer bir yapıya sahip olduğunu fark edeceksiniz. Örneğin cam parçacıklarını düşünürsek, hepsi farklı bir yapıya sahip olacaktır - bu tür maddelere amorf denir. Amorf maddeler arasında cam, nişasta, amber ve balmumu bulunur. Amorf maddeler kristal yapıya sahip olmayan maddelerdir

Kimyasal olaylar. Kimyasal reaksiyon.

Fiziksel olaylar sırasında maddeler kural olarak yalnızca toplanma durumlarını değiştirirse, o zaman kimyasal olaylar sırasında bazı maddelerin diğer maddelere dönüşümü meydana gelir. İşte bazı basit örnekler: Kibritin yanmasına ahşabın kömürleşmesi ve gazlı maddelerin salınması eşlik eder, yani ahşabın başka maddelere geri dönüşü olmayan bir dönüşümü meydana gelir. Başka bir örnek: Zamanla bronz heykeller yeşil bir kaplamayla kaplanır. Gerçek şu ki bronz bakır içeriyor. Bu metal yavaş yavaş oksijen, karbondioksit ve havanın nemi ile etkileşime girer ve bunun sonucunda heykelin yüzeyinde yeni yeşil maddeler oluşur. Kimyasal olaylar - bir maddenin diğerine dönüşmesi olgusu Maddelerin yeni maddelerin oluşumu ile etkileşimi sürecine kimyasal reaksiyon denir. Kimyasal reaksiyonlar etrafımızda meydana gelir. Kimyasal reaksiyonlar kendi içimizde de meydana gelir. Vücudumuzda sürekli olarak birçok maddenin dönüşümü meydana gelir; maddeler birbirleriyle reaksiyona girerek reaksiyon ürünleri oluşturur. Dolayısıyla bir kimyasal reaksiyonda her zaman reaksiyona giren maddeler ve reaksiyon sonucunda oluşan maddeler bulunur.

• Kimyasal reaksiyon– yeni özelliklere sahip yeni maddelerin oluşması sonucunda maddelerin etkileşimi süreci
• Reaktifler- kimyasal reaksiyona giren maddeler
• Ürünler– kimyasal reaksiyon sonucu oluşan maddeler

Bir kimyasal reaksiyon genel biçimde bir reaksiyon diyagramı ile temsil edilir REAKTİFLER -> ÜRÜNLER

• reaktifler– reaksiyonun gerçekleştirilmesi için alınan başlangıç ​​malzemeleri;
• ürünler– bir reaksiyonun sonucu olarak oluşan yeni maddeler.

Herhangi bir kimyasal olaya (reaksiyonlara), kimyasal olayların fiziksel olanlardan ayırt edilebildiği belirli işaretler eşlik eder. Bu tür belirtiler arasında maddelerin rengindeki değişiklikler, gaz salınımı, tortu oluşumu, ısı salınımı ve ışık yayılımı yer alır.

Birçok kimyasal reaksiyona ısı ve ışık formunda enerjinin salınması eşlik eder. Kural olarak, bu tür olaylara yanma reaksiyonları eşlik eder. Havadaki yanma reaksiyonlarında maddeler havadaki oksijenle reaksiyona girer. Örneğin, metal magnezyum parlar ve havada parlak, kör edici bir alevle yanar. Bu nedenle 20. yüzyılın ilk yarısında fotoğraf oluşturmak için magnezyum flaş kullanıldı. Bazı durumlarda, ısıyı serbest bırakmadan enerjiyi ışık şeklinde serbest bırakmak mümkündür. Pasifik planktonunun bir türü, karanlıkta açıkça görülebilen parlak mavi bir ışık yayma kapasitesine sahiptir. Enerjinin ışık biçiminde salınması, bu tür planktonun organizmalarında meydana gelen kimyasal reaksiyonun sonucudur.

Makalenin özeti:

• İki büyük madde grubu vardır: doğal ve yapay kökenli maddeler.
• Normal koşullar altında maddeler üç toplanma durumunda bulunabilir
• Bazı maddelerin diğerlerine dönüşmemesi durumunda ölçülerle veya görsel olarak belirlenen maddelerin özelliklerine fiziksel denir.
• Kristaller düzenli çokyüzlüler şeklinde katılardır.
• Amorf maddeler kristal yapıya sahip olmayan maddelerdir.
• Kimyasal olaylar - bir maddenin diğerine dönüşmesi olgusu
• Reaktifler kimyasal reaksiyona giren maddelerdir.
• Ürünler kimyasal reaksiyon sonucu oluşan maddelerdir
• Kimyasal reaksiyonlara gaz, tortu, ısı, ışık salınımı eşlik edebilir; maddelerin renginde değişiklik
• Yanma, yoğun ısı ve ışık (alev) salınımının eşlik ettiği, kimyasal bir reaksiyon sırasında başlangıç ​​maddelerini yanma ürünlerine dönüştüren karmaşık bir fizikokimyasal süreçtir.