Cēlgāzu ķīmiskie savienojumi. Inerto gāzu ķīmija Inerto gāzu savienojumi

VIIIA APAKŠGRUPA (HĒLIJS, NEONS, ARGONS, KRIPTONS, KSENONS, RADONS)

1. Raksturīgie oksidācijas stāvokļi un svarīgākie savienojumi. Ksenona savienojumiem ir vislielākā nozīme. To raksturo oksidācijas pakāpes +2 (XeF2), +4 (XeF4), +6 (XeF6, XeO3, XeOF4, Ba3XeO6), +8 (Na4XeO6 * 6H2O).

2. Dabas resursi. Cēlgāzes pārsvarā atrodas atmosfērā; to saturs ir He - 5,24 * 10-4% (tilpums); Ne-1,8*10-3%; Ar - 0,93%, Kr-3*10-3%, Xe-0,39*10-4%.

Radons veidojas no rādija radioaktīvās sabrukšanas un nelielā daudzumā ir atrodams urānu saturošajos minerālos, kā arī dažos dabiskajos ūdeņos. Hēlijs, kas ir alfa izstarojošo elementu radioaktīvs sabrukšanas produkts, dažkārt ievērojamos daudzumos ir atrodams dabasgāzē un gāzē, kas izplūst no naftas urbumiem. Milzīgos daudzumos šis elements ir atrodams Saulē un zvaigznēs. Tas ir otrais visbiežāk sastopamais (pēc ūdeņraža) no kosmosa elementiem.

3. Kvīts.Šķidra gaisa rektifikācijas laikā, lai iegūtu skābekli, pa ceļam izdalās cēlgāzes. Argonu iegūst arī NH3 sintēzes laikā no nereaģējušā gāzu maisījuma atlikuma (N2 ar Ar piejaukumu). Hēliju no dabasgāzes iegūst dziļi atdzesējot (CH4 un citas gāzu maisījuma sastāvdaļas tiek sašķidrinātas, un He paliek gāzveida stāvoklī). Ar un He tiek ražoti lielos daudzumos, citas cēlgāzes tiek iegūtas daudz mazāk, tās ir dārgas.

4. Īpašības. Cēlgāzes ir bezkrāsainas, gāzveida vielas istabas temperatūrā. VIIIA-ns2np8 atlikušo elementu hēlija atomu ārējā elektronu slāņa konfigurācija 1s2. Elektronu apvalku pilnīgums izskaidro cēlgāzu molekulu monoatomisko raksturu, to ļoti zemo polarizējamību, zemus kušanas punktus, viršanas punktus un ķīmisko inerci.

Aplūkojamās vielas veido cietus šķīdumus savā starpā zemā temperatūrā (izņēmums ir hēlijs). Zināmi cēlgāzu klatrāta savienojumi, kuros to atomi ir ietverti dažādu vielu kristālisko režģu tukšumos. Šādi savienojumi - cēlgāzu hidrāti - veido ledu (visizturīgākais klatrāts ar ksenonu). Hidrātu sastāvs atbilst formulai 8E*46H2O vai E*5,75H2O. Ir zināmi klatrāti ar fenolu, piemēram, Xe-3C6H5OH. Cēlgāzu klatrāti ar hidrohinonu C6H4(OH)2 ir ļoti spēcīgi. Tos iegūst, kristalizējot hidrohinonu zem cēlgāzes spiediena (4 MPa).Šie klatrāti ir diezgan stabili istabas temperatūrā. Viņš un Ne neveido klatrātus, jo to atomi ir pārāk mazi un "aizbēg" no kristāla režģu tukšumiem.

Hēlijam ir unikālas īpašības. Pie 101 kPa tas nekristalizējas (tam nepieciešams spiediens, kas pārsniedz 2,5 MPa pie T = 1K). Turklāt pie T \u003d 2,19 K (normālā spiedienā) tas pārvēršas He (II) zemas temperatūras šķidruma modifikācijā, kurai ir pārsteidzošas mierīgas viršanas iezīmes, milzīga spēja vadīt siltumu un viskozitātes trūkums ( superfluiditāte). He (II) superfluiditāti "atklāja P. L. Kapitsa (1938), un to, pamatojoties uz kvantu mehāniskajiem jēdzieniem, izskaidroja L. D. Landau (1941).

5. Savienojumi. Cēlgāzu savienojumu (Kr un Xe fluorīdu) pastāvēšanas iespēja. Tagad ir zināmi kriptona, ksenona un radona savienojumi. Kriptonu savienojumu ir maz, tie pastāv tikai asas temperatūra. Radona savienojumiem vajadzētu būt vislielākajiem un izturīgākajiem, taču to ražošana un izpēte ir apgrūtināta ļoti augsta alfa radioaktivitāte Rn, jo starojums iznīcina tā veidotās vielas. Tāpēc ir maz datu par Rn savienojumiem.

Ksenons - tieši mijiedarbojas tikai ar fluoru un dažiem fluorīdiem, piemēram, PtF6. Ksenona fluorīdi kalpo kā izejmateriāli citu tā savienojumu iegūšanai.

Karsējot ar fluoru atmosfēras spiedienā, galvenokārt veidojas XeF4 (temp. 135°C). Fluora pārpalikuma iedarbībā pie 6 MPa spiediena tiek iegūts XeF6 (temp. 49 °C). Iedarbojoties uz Xe maisījumu ar F2 vai CF4 ar elektrisko izlādi vai ultravioleto starojumu, tiek sintezēts XeF2 (temp. 140 °C).

Visi ksenopes fluorīdi enerģiski reaģē ar ūdeni, pakļaujot būtne hidrolīze, ko parasti pavada disproporcija. XeF4 hidrolīze skābā vidē notiek saskaņā ar shēmu 3Xe (+4) => Xe ° + 2Xe (+5) un sārmainā vidē:

ZXe(+4) =>.Xe0+Xe(+8)

NH3

Struktūra

Molekula ir polāra, tai ir trīsstūrveida piramīdas forma ar slāpekļa atomu augšpusē, HNH = 107,3. Slāpekļa atoms ir sp 3 hibrīda stāvoklī; no četrām slāpekļa hibrīda orbitālēm trīs ir iesaistītas atsevišķu N-H saišu veidošanā, un ceturto saiti aizņem vientuļš elektronu pāris.

Fizikālās īpašības

NH 3 ir bezkrāsaina gāze, smarža ir asa, smacējoša, indīga, vieglāka par gaisu.

gaisa blīvums \u003d MNH 3 / M vidējs gaiss \u003d 17 / 29 \u003d 0,5862

t╟ vārīšanās = -33,4 C; tpl.= -78C.

Amonjaka molekulas saista vājas ūdeņraža saites.

Ūdeņraža saišu dēļ amonjakam ir salīdzinoši augsta viršanas temperatūra. un tpl., kā arī augsts iztvaikošanas siltums, tas ir viegli saspiežams.

Ļoti labi šķīst ūdenī: 750V NH 3 izšķīst 1V H 2 O (pie t=20C un p=1 atm).

Labo amonjaka šķīdību var redzēt nākamajā eksperimentā. Sausu kolbu piepilda ar amonjaku un aizver ar aizbāzni, kurā ievieto cauruli ar novilktu galu. Caurules galu iegremdē ūdenī un kolbu nedaudz uzsilda. Gāzes tilpums palielinās, un no caurules izdalīsies nedaudz amonjaka. Tad sildīšana tiek pārtraukta, un gāzes saspiešanas dēļ pa cauruli kolbā ieplūdīs nedaudz ūdens. Pašos pirmajos ūdens pilienos izšķīdīs amonjaks, kolbā radīsies vakuums un ūdens atmosfēras spiediena ietekmē pacelsies kolbā - strūklaka sāks pukstēt.

Kvīts

1. Rūpnieciskais veids

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

(p=1000 atm; t= 500C; kat = Fe + aluminosilikāti; cirkulācijas princips).

2. Laboratorijas metode. Amonija sāļu karsēšana ar sārmiem.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 t ═ CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + 2 KOH═ t ═ K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 O

Amonjaku var savākt tikai saskaņā ar (A) metodi, jo tas ir vieglāks par gaisu un ļoti labi šķīst ūdenī.

Ķīmiskās īpašības

Kovalentās saites veidošanās ar donora-akceptora mehānismu.

1. Amonjaks ir Lūisa bāze. Tā šķīdumam ūdenī (amonjaka ūdens, amonjaks) ir sārmaina reakcija (lakmuss - zils; fenolftaleīns - aveņu), jo veidojas amonija hidroksīds.

NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -

2. Amonjaks reaģē ar skābēm, veidojot amonija sāļus.

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

2NH 3 + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4

NH 3 + H 2 O + CO 2 \u003d NH 4 HCO 3

Amonjaks - reducētājs (oksidēts līdz N 2 O vai NO)

1. Karsējot sadalās

2NH3 ═ t ═ N2 + 3H 2

2. Degšana skābeklī

a) bez katalizatora

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

b) katalītiskā oksidēšana (kat = Pt)

4NH3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

3. Dažu metālu oksīdu reģenerācija

3CuO + 2NH3 \u003d 3Cu + N2 + 3H2O

Papildus NH3 ir zināmi vēl divi slāpekļa ūdeņraža savienojumi - hidrazīns N2H4 un slāpekļskābe HN3(ir vēl daži slāpekļa savienojumi ar ūdeņradi, bet tie nav ļoti stabili un praktiski netiek izmantoti)

Hidrazīnu iegūst, oksidējot amonjaku ūdens šķīdumā ar nātrija hipohlorītu (Rašiga metode):

2NH3+NaOCl -> N2H3 + NaCl + H2O

Hidrazīns - šķidrs, ku.c. 2°C, bp. 114°C ar NH3 līdzīgu smaku. Indīgs, sprādzienbīstams. Bieži tiek izmantots nevis bezūdens hidrazīns, bet gan hidrazīns - hidrāts N2H4-H2O, tāpēc pl. - "52 ° C, bp 119 ° C. N2H4 molekula sastāv no divām NH2 grupām,

Tā kā pie N atomiem ir divi vientuļi pāri, hidrazīns spēj pievienot ūdeņraža jonus; viegli veidojas hidrazonija savienojumi: hidroksīds N2H5OH, hlorīds N2H5Cl, hidrosulfāts N2H5HSO4 uc Dažkārt to formulas raksta N2H4-H2O, N2H4-HC1, N2H4-H2S04 u.c. un sauc par hidrazīna hidrātu, sulfātu, hidrohlorhidrazīnu utt. e. Lielākā daļa hidrazonija sāļu šķīst ūdenī.

Salīdzināsim NH3, NH2OH un N2H4 ūdens šķīdumā izveidotās bāzes stiprumu.

Stabilitātes ziņā N2H4 ir ievērojami zemāks par NНз, jo N-N saite nav ļoti spēcīga. Hidrazīns sadedzina gaisā:

N2H4 (l) + O2 (g) = n2 (g) + 2H2O (g);

Šķīdumos hidrazīns parasti tiek oksidēts arī līdz N2. Hidrazīnu var reducēt (līdz NH3) tikai ar spēcīgiem reducētājiem, piemēram, Sn2+, Ti3+, Zn:

N2H4 + Zn + 4HC1 => 2NH4C1 + ZnCl2

Slāpekļskābi HN3 iegūst, H2SO4 iedarbojoties uz nātrija azīda NaNs, kas tiek sintezēts reakcijas rezultātā;

2NaNH2 + N2O -> NaNa + NaOH + NHa

HN3 - šķidrums, st.p. -80 °C, bp 37 ° C, ar asu smaku. Tas ļoti viegli eksplodē ar lielu spēku, tā atšķaidītie ūdens šķīdumi nav sprādzienbīstami.

Varat arī attēlot HN3 struktūru, pārklājot valences shēmas

H-N=N=N un h-n-n=n°!

HN3 ir vāja skābe (K = 10-5). HN3-azīdu sāļi parasti ir ļoti sprādzienbīstami (tikai sārmu metālu azīdi nav sprādzienbīstami, izņemot LiN3).

Tsaregorodcevs Aleksandrs

Cēlgāzu savienojumi ir viena no interesantākajām tēmām organiskajā un neorganiskajā ķīmijā, to savienojumu īpašību atklāšana apgrieza kājām gaisā visu 20.gadsimta zinātnieku domu, jo tolaik tādu pastāvēšana. vielas tika uzskatītas par neiespējamām, un tagad tas tiek uztverts kā kaut kas normāls, tad, kas jau ir izskaidrots.

Ksenons ir cēlgāze, kas visvieglāk veido saikni ar citām ķīmiskām vielām. Cilvēce ir izmantojusi savus savienojumus, un tie jau tiek izmantoti mūsu dzīvē.

Prezentētais darbs var izraisīt plašākas sabiedrības interesi par šo tēmu.

Lejupielādēt:

Priekšskatījums:

Pašvaldības autonomā vispārējās izglītības iestāde

"5. vidusskola ar padziļinātu ķīmijas un bioloģijas apguvi"

Izglītības pētnieciskais darbs ietvaros

V Mendeļejeva lasījumi

Temats: Cēlgāzu savienojumi

Pabeidza: Tsaregorodtsev
Aleksandrs, 9. klases skolnieks

Vadītāja: Grigorjeva

Natālija Gennadievna, ķīmijas skolotāja

Staraja Russa

2017

Ievads

Inertās gāzes ir nemetāli, kas ietilpst VIII-a grupā. Tās tika atklātas 19. gadsimta beigās un tika uzskatītas par liekām Periodiskajā tabulā, bet cēlgāzes tajā ieņēma savu vietu.
Sakarā ar aizpildīto pēdējo enerģijas līmeni ilgu laiku tika uzskatīts, ka šīs vielas nevar veidot saites, jo. un pēc to molekulāro savienojumu atklāšanas daudzi zinātnieki bija satriekti un nespēja tam noticēt, jo tā nepadevās tolaik pastāvošajiem ķīmijas likumiem.
Neveiksmīgie mēģinājumi veidot cēlgāzu savienojumus negatīvi ietekmēja zinātnieku entuziasmu, taču tas netraucēja šīs nozares attīstībai.
Centīšos rosināt klātesošos interesi auditorijā, kurai prezentēju savus darbus.

Mana darba mērķis: pētīt neorganisko ksenona savienojumu rašanās vēsturi un īpašības.

Uzdevumi:

1. Iepazīstieties ar cēlgāzes savienojumu ražošanas vēsturi
2. Iepazīties ar fluora un skābekļa savienojumu īpašībām
3. Paziņot studentiem sava darba rezultātus

Vēstures atsauce

Ksenons tika atklāts 1898. gadā, un tūlīt pēc dažiem gadiem tika iegūti tā hidrāti, kā arī ksenons un kriptons, kurus visus sauca par klatrātiem.
1916. gadā Kessels, pamatojoties uz inerto gāzu jonizācijas pakāpju vērtībām, prognozēja to tiešo ķīmisko savienojumu veidošanos.
Lielākā daļa 20. gadsimta 1. ceturkšņa zinātnieku uzskatīja, ka cēlgāzes ir Periodiskās sistēmas nulles grupā un to valence ir 0, taču 1924. gadā A. fon Antropovs, pretēji citu ķīmiķu viedokļiem, šos elementus piešķīra astotā grupa, no kuras izrietēja, ka vislielākā valence to savienojumos - 8. Viņš arī prognozēja, ka tiem jāveido saites ar halogēniem, tas ir, VII-a grupas nemetāliem.
1933. gadā Polings paredzēja formulas iespējamiem kriptona un ksenona savienojumiem: stabils kriptons un ksenona heksafluorīds (KrF 6 un XeF 6 ), nestabils ksenona oktafluorīds (XeF 8 ) un ksenonskābi (H 4 Xeo 6 ). Tajā pašā gadā G. Oddo mēģināja sintezēt ksenonu un fluoru, izlaižot elektrisko strāvu, taču nevarēja attīrīt iegūto vielu no trauka, kurā tika veikta šī reakcija, korozijas produktiem. Kopš tā brīža zinātnieki zaudēja interesi par šo tēmu, un līdz 60. gadiem gandrīz neviens ar to nenodarbojās.
Tieši pierādījumi tam, ka cēlgāzes savienojumi ir iespējami, iegūti no britu zinātnieka Nīla Bartleta dioksgenilheksafluorplatināta (O) sintēzes. 2). Platīna heksafluorīdam ir lielāka oksidācijas spēja nekā fluoram. 1962. gada 23. martā Nīls Bartlets sintezēja ksenonu un platīna heksafluorīdu, un viņš ieguva to, ko gribēja: pirmo eksistējošu cēlgāzes savienojumu, dzelteno cieto vielu Xe. Pēc tam visi tā laika zinātnieku spēki tika iemesti ksenona fluorīda savienojumu radīšanā.

Ksenona fluorīda savienojumi un to īpašības

Pirmais molekulārais savienojums bija ksenona heksafluorīda platināts ar formulu XePtF 6 . Tas ir ciets, dzeltens no ārpuses un ķieģeļu sarkans no iekšpuses; karsējot līdz 115°C, pēc izskata kļūst stiklveida, uzkarsējot līdz 165°C, sāk sadalīties līdz ar XeF izdalīšanos 4 .

To var iegūt arī, reaģējot ksenonam un fluora peroksīdam:

Un arī ksenona un skābekļa fluorīda mijiedarbības laikā augstā temperatūrā un spiedienā:

XeF2 ir bezkrāsaini kristāli, šķīst ūdenī. Šķīdumā tam piemīt ļoti spēcīgas oksidējošas īpašības, taču tās nepārsniedz fluora spēju. Spēcīgākais savienojums.

1. Mijiedarbojoties ar sārmiem, ksenons tiek atjaunots:

2. Varat atjaunot ksenonu no šī fluorīda, mijiedarbojoties ar ūdeņradi:

3. Sublimējot ksenona difluorīdu, iegūst ksenona tetrafluorīdu un pašu ksenonu:

Ksenona (IV) fluorīds XeF4tika iegūts tādā pašā veidā kā difluorīds, bet 400 ° C temperatūrā:

XEF 4 - Tie ir balti kristāli, tas ir spēcīgs oksidētājs. Par šīs vielas īpašībām var teikt sekojošo.

1. Tas ir spēcīgs fluorētājs, tas ir, mijiedarbojoties ar citām vielām, tas spēj pārnest uz tām fluora molekulas:

2. Mijiedarbojoties ar ūdeni, ksenona tetrafluorīds veido ksenona oksīdu (III):

3. Mijiedarbojoties ar ūdeņradi, pārvēršas par ksenonu:

Ksenona(VI)fluorīds XeF 6 veidojas vēl augstākā temperatūrā un paaugstinātā spiedienā:

XEF 6 tie ir gaiši zaļgani kristāli, kuriem ir arī spēcīgas oksidējošas īpašības.

1. Tāpat kā ksenona (IV) fluorīds, tas ir fluorējošs līdzeklis:

2. Hidrolīzes rezultātā veidojas ksenonskābe

Ksenona skābekļa savienojumi un to īpašības
Ksenona (III) oksīds XeO 3 - tā ir balta, negaistoša, sprādzienbīstama viela, labi šķīst ūdenī. To iegūst ksenona (IV) fluorīda hidrolīzē:

1. Ozonam iedarbojoties uz sārmainu šķīdumu, veidojas ksenonskābes sāls, kurā ksenona oksidācijas pakāpe ir +8:

2. Kad ksenona sāls mijiedarbojas ar koncentrētu sērskābi, tas veidojasKsenona (IV) oksīds:

Xeo 4 - temperatūrā zem -36 ° C, dzelteni kristāli, temperatūrā virs - bezkrāsaina sprādzienbīstama gāze, kas sadalās 0 ° C temperatūrā:

Rezultātā izrādās, ka ksenona fluorīdi ir balti vai bezkrāsaini kristāli, kas šķīst ūdenī, kuriem ir spēcīgas oksidējošas īpašības un ķīmiskā aktivitāte, un oksīdi viegli atbrīvo siltumenerģiju un rezultātā tie ir sprādzienbīstami.

Pielietojums un potenciāls

Ksenona savienojumus to īpašību dēļ var izmantot:

Raķešu degvielas ražošanai
Zāļu un medicīnas iekārtu ražošanai
Sprāgstvielu ražošanai
Kā spēcīgi oksidētāji organiskajā un neorganiskajā ķīmijā
Kā reaktīvā fluora transportēšanas veids

Secinājums

Ksenons ir cēlgāze, kas visvieglāk veido saikni ar citām ķīmiskām vielām. Cilvēce ir izmantojusi savus savienojumus, un tie jau tiek izmantoti mūsu dzīvē.

Uzskatu, ka pilnībā esmu sasniedzis sava pētījuma mērķi: tēmu esmu atklājis maksimāli precīzi, darba saturs pilnībā atbilst tās tēmai, ir izpētīta neorganisko ksenona savienojumu rašanās vēsture un īpašības.

Bibliogrāfija

1. Kuzmenko N.E. “Īsais kurss ķīmijā. Ceļvedis augstskolu reflektantiem ”/ / Augstskolu izdevniecība, 2002, 267. lpp.

2. Pušļenkovs M.F. “Cēlgāzu savienojumi”//Atomizdat, 1965.g.

3. Fremantle M. "Ķīmija darbībā" 2.daļa // Izdevniecība Mir, 1998, 290.-291.lpp.

4. Interneta resursi

http://him.1september.ru/article.php?ID=200701901
http://rudocs.exdat.com/docs/index-160337.html
https://en.wikipedia.org/wiki/Xenon_fluoride(II)
https://ru.wikipedia.org/wiki/Xenon_fluoride(IV)
https://en.wikipedia.org/wiki/Xenon_fluoride(VI)
http://edu.sernam.ru/book_act_chem2.php?id=96
http://chemistry.ru/course/content/chapter8/section/paragraph2/subparagraph7.html#.WLMQ5FPyjGg

Priekšskatījums:

Lai izmantotu prezentāciju priekšskatījumu, izveidojiet Google kontu (kontu) un pierakstieties: https://accounts.google.com

Slaidu paraksti:

Cēlgāzu fluora un skābekļa savienojumi. Ksenona savienojumi Pabeidza: Caregorodcevs Aleksandrs, skolēns 9. klase, 5. vidusskola Vadītāja: Natālija Gennadievna Grigorjeva, ķīmijas skolotāja

Ievads Inertās gāzes ir nemetāli, kas ietilpst VIII grupā. Tās tika atklātas 19. gadsimta beigās un tika uzskatītas par liekām Periodiskajā tabulā, bet cēlgāzes tajā ieņēma savu vietu. Aizpildītā pēdējā enerģijas līmeņa dēļ ilgu laiku tika uzskatīts, ka šīs vielas nevar veidot saites, un pēc to molekulāro savienojumu atklāšanas daudzi zinātnieki bija šokēti un nespēja tam noticēt, jo tas nepakļāvās likumiem. par ķīmiju, kas tajā laikā pastāvēja. Neveiksmīgie mēģinājumi veidot cēlgāzu savienojumus negatīvi ietekmēja zinātnieku entuziasmu, taču tas netraucēja šīs nozares attīstībai. Centīšos rosināt klātesošos interesi auditorijā, kurai prezentēju savus darbus.

Mērķis un uzdevumi Darba mērķis: izpētīt neorganisko ksenona savienojumu rašanās vēsturi un īpašības. Mērķi: 1. Iepazīties ar cēlgāzes savienojumu iegūšanas vēsturi 2. Izprast, kāpēc ir iespējama šo savienojumu veidošanās 3. Iepazīties ar fluora un skābekļa savienojumu īpašībām 4. Paziņot sava darba rezultātus vienaudžiem.

Radīšanas vēsture Visi mēģinājumi iegūt šos savienojumus bija neveiksmīgi, zinātnieki varēja tikai minēt, kā izskatīsies to formulas un aptuvenās īpašības. Visproduktīvākais ķīmiķis šajā jomā bija Nīls Bartlets. Viņa galvenais nopelns ir ksenona heksafluorplatināta Xe [PtF 6 ] sagatavošana.

Ksenona fluorīds Ksenona(II) fluorīds Ksenona(IV) fluorīds Ksenona(VI) fluorīds

Ksenona oksīdi Ksenona (VI) oksīds Ksenona (VIII) oksīds SPRĀDZĪGI!!!

Ksenona savienojumu izmantošana Raķešu degvielas ražošanai Zāļu un medicīniskā aprīkojuma ražošanai Sprāgstvielu ražošanai Kā fluora transportēšanas metode Kā oksidētāji organiskajā un neorganiskajā ķīmijā

Secinājums Cēlgāzu savienojumi ir viena no interesantākajām tēmām organiskajā un neorganiskajā ķīmijā, to savienojumu īpašību atklāšana apgrieza kājām gaisā visu 20. gadsimta zinātnieku skatījumu, jo tolaik tika uzskatīts par šādu vielu esamību. neiespējami, un tagad tas tiek uztverts kā kaut kas normāls, tad kas jau ir izskaidrots.

Paldies par jūsu uzmanību!

Gads bija 1896. gads. Pirmais eksperimentu posms bija tikko pabeigts Ramsay un viņa sekotāju laboratorijās, paziņojot par pilnīgu argona un hēlija ķīmisko neaktivitāti. Uz šī fona pēc asas disonanses izskanēja franču fiziķa Viljara ziņojums par viņa iegūto kristālisko argona savienojumu ar ūdeni ar sastāvu Ar · 6H2O, kas atgādina saspiestu sniegu. Turklāt tas tika iegūts ļoti vienkārši un neparedzētos apstākļos: Villard stipri saspiests virs ledus vidēji zemā temperatūrā.

Vispārīgi runājot, par līdzīgu hlora hidrātu Cl2 6H2O, kas iegūts līdzīgos apstākļos, ziņots jau 19. gadsimta sākumā; vēlāk kļuva zināmi daudzu gāzu un viegli gaistošu vielu hidrāti. Bet tur bija ķīmiķim parastie, bet te bija runa par inerta argona savienojumu! Viljara vēstījums šķita neticams, un tas vienkārši tika nomests malā; nebija pat mednieku, kas to pārbaudītu.

Viņi atcerējās Viljara atklājumu 29 gadus vēlāk, kad R. Farkrans ziņoja par kriptona un ksenona heksahidrātiem, ko viņš ieguva, šīm gāzēm saskaroties ar ledu zem spiediena. Desmit gadus vēlāk B. A. Ņikitins ieguva visu - izņemot - inerto gāzu heksahidrātus un pēc tam savienojumus, kas sastāvēja no inertās gāzes atoma un trīs (radona gadījumā - divām) fenola, toluola vai n-hlorfenola molekulām. Vēlāk savienojumi arβ -hidrohinons, kā arī trīskāršie kriptona vai ksenona savienojumi, septiņpadsmit ūdens molekulas un viena acetona, hloroforma vai oglekļa tetrahlorīda molekula. Šo savienojumu struktūra tika noteikta tikai pagājušā gadsimta 40. gados. Līdz tam laikam jau bija identificēts liels skaits tā saukto ieslēgumu savienojumu; tie ieņem starpstāvokli starp patiesi ķīmiskiem savienojumiem un intersticiāliem cietiem šķīdumiem.

Izrādījās, ka augstāk minētie ir klatrāta savienojumi – sava veida "režģa" ieslēgumi savienojumi. Viņu nosaukums cēlies no latīņu valodas clatratus, kas nozīmē slēgts, slēgts. Klatrāti veidojas šādi: neitrālu inertas gāzes molekulu (tās vietā var ieņemt cita molekula, piemēram, Cl2, H2S, SO2, CO2, CH4) cieši ieskauj, it kā knaibles ņemtu polārās molekulas - ūdens, fenols. , hidrohinons u.c., kas ir savstarpēji saistīti ar ūdeņraža saitēm. Klatrāti rodas gadījumos, kad šķīdinātāja kristalizācijas laikā tā molekulas veido ažūra struktūras ar tukšumiem, kas spēj saturēt svešas molekulas. Galvenais nosacījums, kas nepieciešams stabila klatrāta savienojuma pastāvēšanai, ir vispilnīgākā dobuma telpisko izmēru sakritība starp pielipušajām "saimnieka" molekulām un dobumā iekļuvušās "viesa" molekulas izmēriem.

Ja "viesis" ir mazs (teiksim, neona molekula), to ir grūti nostiprināt dobumā un obligāti ar zemas temperatūras un augsta spiediena palīdzību, kas neļauj "viesim" izkļūt un bieži veicina kompresiju. no dobuma. Tas ir grūti arī pārāk apjomīgai molekulai; šajā gadījumā ir nepieciešams arī paaugstināts spiediens, lai to “iespiestu” dobumā.

Formāli klatrātus var attiecināt uz ķīmiskiem savienojumiem, jo lielākajai daļai no tiem ir stingri nemainīgs sastāvs. Bet tie ir molekulārā tipa savienojumi, kas rodas van der Vāla molekulu kontrakcijas spēku dēļ. klatrātos tā nav, jo to veidošanās laikā nenotiek valences elektronu savienošanās pārī un atbilstošs elektronu blīvuma telpiskais pārdalījums molekulā.

Paši van der Vāla spēki ir ļoti mazi, taču saistīšanās enerģija klatrāta molekulā var izrādīties ne tik maza (apmēram 5-10 kcal/mol), jo iekļautā molekula atrodas tuvu molekulām. ieskaitot, jo van der Vālsa spēki strauji palielinās, molekulām tuvojoties viena otrai, B Kopumā klatrāti ir mazizturīgi savienojumi; karsējot un izšķīdinot, tie ātri sadalās to sastāvdaļās.

Lielu ieguldījumu inerto gāzu klatrātu izpētē sniedza padomju ķīmiķis B. A. Ņikitins. Laikā 1936.-1952. viņš sintezēja un pētīja šos savienojumus, vadoties pēc V. G. Khlopina principa par pēc izmēra un struktūras līdzīgu molekulu izomorfu līdzkristalizāciju. Ņikitins atklāja, ka zemā temperatūrā tie veido izomorfus kristālus ar gaistošiem hidrīdiem – sērūdeņradi, halogenīdu, metānu, kā arī ar sēru un oglekļa dioksīdu. Ņikitins atklāja, ka inerto gāzu klatrāti ir stabilāki un vieglāk veidojami, jo lielāka ir to molekulmasa. Tas atbilst van der Vāla spēku darbības vispārējai regularitātei. Radona hidrāts (ja ignorējam radona straujo radioaktīvo sabrukšanu) ir daudz stabilāks par neona hidrātu, un fenolāti ir stiprāki par attiecīgajiem hidrātiem. Tāpēc deuterētie hidrāti ir stiprāki nekā parastie.

Ja eksperimentētāju rīcībā būtu ievērojams radona daudzums, būtu iespējams novērot momentānu Rn(H2O)6 nogulšņu veidošanos, radonu laižot virs ledus parastā spiedienā. Lai iegūtu ksenona hidrātu pie 0°, pietiek ar spiedienu, kas ir nedaudz lielāks par atmosfēras spiedienu. Ar šotemperatūra ir jāsaspiež līdz 14,5, līdz 150 un gandrīz līdz 300 at. Var sagaidīt, ka hēlija hidrātu var iegūt vairāku tūkstošu atmosfēru spiedienā.

Klatrātus var izmantot kā ērtas formas inerto gāzu uzglabāšanai, kā arī to atdalīšanai. Pakļaujot sēra dioksīda hidrātu pārkristalizācijai atmosfērā no inertu gāzu maisījuma, Ņikitins atrada visu, kas nesadalās, nogulsnēs, kas bija izomorfs SO2 6H2O un Rn 6H2O maisījums; vienādi un tika saglabāti gāzes fāzē. Līdzīgā veidā argonu var gandrīz pilnībā nogulsnēt un atdalīt no atlikušajām neona un hēlija gāzēm.

Ar inerto gāzu klatrātu palīdzību iespējams atrisināt dažas pētniecības problēmas. Tie ietver, piemēram, savienojuma rakstura identificēšanu pētītajā savienojumā. Ja tas veido jauktus kristālus ar smagu inertu gāzi, tad to vajadzētu attiecināt uz molekulāro tipu (ieslēguma savienojums); pretējais norāda uz cita veida savienojuma klātbūtni.

Periodiskās sistēmas astotās grupas galvenā apakšgrupa ir cēlgāzes - hēlijs, neons, argons, kriptons, ksenons un radons. Šiem elementiem ir raksturīga ļoti zema ķīmiskā aktivitāte, kas deva pamatu tos saukt par cēlgāzēm vai inertām gāzēm. Tie tikai ar grūtībām veido savienojumus ar citiem elementiem vai vielām; hēlija, neona un argona ķīmiskie savienojumi nav iegūti. Cēlgāzu atomi nav apvienoti molekulās, citiem vārdiem sakot, to molekulas ir monatomiskas.

Cēlgāzes pabeidz katru elementu sistēmas periodu. Papildus hēlijam visos no tiem atoma ārējā elektronu slānī ir astoņi elektroni, kas veido ļoti stabilu sistēmu. Stabils ir arī hēlija elektronu apvalks, kas sastāv no diviem elektroniem. Tāpēc cēlgāzes atomiem ir raksturīga augsta jonizācijas enerģija un, kā likums, negatīva elektronu afinitātes enerģija.

Tabulā. 38 parāda dažas cēlgāzu īpašības, kā arī to saturu gaisā. Redzams, ka cēlgāžu sašķidrināšanas un sacietēšanas temperatūra ir zemāka, jo zemāka ir to atommasa vai kārtas numuri: hēlijam zemākā sašķidrināšanas temperatūra, radonam augstākā.

38. tabula Dažas cēlgāzu īpašības un to saturs gaisā

Līdz 19. gadsimta beigām tika uzskatīts, ka gaiss sastāv tikai no skābekļa un slāpekļa. Bet 1894. gadā angļu fiziķis J. Rayleigh atklāja, ka no gaisa iegūtā slāpekļa blīvums (1,2572) ir nedaudz lielāks par slāpekļa blīvumu, kas iegūts no tā savienojumiem (1,2505). Ķīmijas profesors V. Remzijs ierosināja, ka blīvuma atšķirību izraisa dažu smagāku gāzu piejaukums atmosfēras slāpeklī. Saistot slāpekli ar karstu magniju (Ramsejs) vai liekot tam savienoties ar skābekli (Rayleigh) ar elektrisko izlādi, abi zinātnieki no atmosfēras slāpekļa izdalīja nelielu daudzumu ķīmiski inertas gāzes. Tādējādi tika atklāts līdz šim nezināms elements, ko sauca par argonu. Pēc argona tika izolēts hēlijs, neons, kriptons un ksenons, kas gaisā bija niecīgā daudzumā. Pēdējais apakšgrupas elements - radons - tika atklāts radioaktīvo pārvērtību izpētē.

Jāpiebilst, ka cēlgāzu eksistenci tālajā 1883. gadā, t.i., 11 gadus pirms argona atklāšanas, paredzēja krievu zinātnieks II A. Morozovs (1854-1946), kurš 1882. gadā tika ieslodzīts par piedalīšanos revolucionārajā kustībā. cara valdība uz Šlisselburgas cietoksni. N. A. Morozovs pareizi noteica cēlgāzu vietu periodiskajā sistēmā, izvirzīja idejas par atoma sarežģīto uzbūvi, par elementu sintezēšanas un intraatomiskās enerģijas izmantošanas iespējām. N. A. Morozovs no cietuma tika atbrīvots 1905. gadā, un viņa ievērojamā tālredzība kļuva zināma tikai 1907. gadā pēc viņa grāmatas Periodiskās vielas struktūras sistēmas publicēšanas, kas sarakstīta vieninieku kamerā.

1926. gadā N. A. Morozovs tika ievēlēts par PSRS Zinātņu akadēmijas goda locekli.

Ilgu laiku tika uzskatīts, ka cēlgāzu atomi parasti nespēj veidot ķīmiskas saites ar citu elementu atomiem. Bija zināmi tikai salīdzinoši nestabili cēlgāzu molekulārie savienojumi - piemēram, hidrāti, kas veidojas saspiestām cēlgāzēm iedarbojoties uz pārdzesēta ūdens kristalizāciju. Šie hidrāti pieder pie klatrāta tipa (sk. 72. §); valences saites nerodas, veidojot šādus savienojumus.

Klatrātu veidošanos ar ūdeni veicina daudzu dobumu klātbūtne ledus kristāliskajā struktūrā (sk. § 70).

Tomēr pēdējo desmitgažu laikā ir konstatēts, ka kriptons, ksenons un radons spēj savienoties ar citiem elementiem un, galvenais, ar fluoru. Tātad, tiešā veidā cēlgāzēm mijiedarbojoties ar fluoru (karsējot vai elektriskā izlāde), tiek iegūti fluorīdi un. Visi no tiem ir kristāli, kas normālos apstākļos ir stabili. Tika iegūti arī ksenona atvasinājumi oksidācijas pakāpē - heksafluorīds, trioksīds, hidroksīds. Pēdējiem diviem savienojumiem piemīt skābas īpašības; tātad, reaģējot ar sārmiem, tie veido ksenonskābes sāļus, piemēram:.

Cēlgāzēm ir elektroniskā konfigurācija n s 2n lpp 6 (hēlijam 1 s 2) un veido VIIIA apakšgrupu. Palielinoties atomu skaitam, palielinās atomu rādiusi un to polarizējamība. Tas izraisa starpmolekulāro mijiedarbību palielināšanos, kušanas un viršanas temperatūras paaugstināšanos, gāzu šķīdības palielināšanos ūdenī un citos šķīdinātājos. Attiecībā uz cēlgāzēm ir zināmas šādas savienojumu grupas: molekulārie joni, ieslēguma savienojumi un valences savienojumi.

Cēlgāzes molekula E 2 nevar pastāvēt - (s) 2 (s *) 2. Bet, ja tiek noņemts viens elektrons, tad augšējās atslābinošās orbitāles piepildījums ir tikai puse - (s) 2 (s *) 1 ir eksistences enerģētiskais pamats molekulārie joni cēlgāzes E 2 + .

Ieslēguma savienojumi jeb klatrāti, ir zināmi tikai cietā stāvoklī. Sērijā He – Rn palielinās klatrātu stabilitāte. Piemēram, E. 6H 2 O tipa hidrāti veidojas augstā spiedienā un zemā temperatūrā. Pie 0 0 С hidrāti Xe, Kr, Ar un Ne ir stabili attiecīgi pie spiedieniem ~1,1. 10 5 , 1.5 . 106, 1.5. 107, 3. 10 7 Pa. Klatrāta savienojumus izmanto cēlgāzu atdalīšanai un uzglabāšanai. Kr un Xe iegūst, destilējot šķidru gaisu.

Savienojumi ar valences saitēm E(II), E(IV), E(VI), E(VIII) ir labi izpētīti Kr un Xe fluorīdu piemērā, kas iegūti saskaņā ar shēmu:

Ķīmisko saiti cēlgāzu savienojumos nevar aprakstīt no MHS viedokļa, jo saskaņā ar šo metodi saites jāveido d- orbitāles. Tomēr Xe atoma ierosināšana no stāvokļa 5 s 2 5lpp 6 in 5s 2 5p 5 6s 1 vai 5 s 2 5lpp 5 5d 1 nepieciešami 795 vai 963 kJ. mol –1 un ierosme 5 s 2 5lpp 4 5d 2 un 5 s 2 5lpp 4 5d 1 6s 1 - 1758 un 1926 kJ mol -1 , ko nekompensē saites veidošanās enerģija.

MMO ietvaros XeF 2 struktūru izskaidro trīs orbitāļu shēma - viena no Xe un divas no fluora atomiem:

Ksenona tetrafluorīds ir spēcīgs oksidētājs:

Pt + XeF 4 + 2HF = H 2 + Xe,

4KI + XeF 4 = Xe + 2I 2 + 4KF.

Karsējot un hidrolizējot, ksenona fluorīdi nesamērīgi:

2XeF 2 = XeF 4 + Xe

3XeF 4 = 2XeF 6 + Xe

6XeF 4 + 12H 2 O = 2XeO 3 + 4Xe + 3O 2 + 24HF.

Sešvērtīgajam Xe ir zināmi XeF 6 fluorīds, XeO 3 oksīds, XeOF 4 un XeO 2 F 2 oksofluorīdi, Xe(OH) 6 hidroksīds un kompleksie XeO 4 2– un XeO 6 6– tipa joni.

XeO 3 labi šķīst ūdenī un veido spēcīgu skābi:

XeO 3 + H 2 O⇆ H 2 XeO 4 ® H + + HxeO 4 ¯.

Heksafluorīds ir ļoti aktīvs, reaģē ar kvarcu:

2XeF 6 + SiO 2 \u003d 2XeOF 4 + SiF 4.

Xe(VI) atvasinājumi ir spēcīgi oksidētāji, piemēram:

Xe(OH)6 + 6KI + 6HCl = Xe + 3I2 + 6KCl + 6H2O.

Xe(VIII) papildus ir zināmi XeF 8 , XeO 4 , XeOF 6 , XeO 6 4–.

Normālos apstākļos XeO 4 lēnām sadalās:

3XeO 4 \u003d Xe + 2XeO 3 + 3O 2.

Palielinoties ksenona oksidācijas pakāpei, bināro un sāļiem līdzīgu savienojumu stabilitāte samazinās, bet anjonu kompleksu stabilitāte palielinās.

Kriptonam tikai KrF 2 , KrF 4 , nestabila kriptonskābe KrO 3 · H 2 O un tā sāls BaKrO 4 .

Hēliju izmanto zemas temperatūras procesos, lai radītu inertu atmosfēru laboratorijas aparātos, metināšanā un ar gāzi pildītās elektriskās lampās, neonu gāzizlādes caurulēs.

Cēlgāzu savienojumus izmanto kā spēcīgus oksidētājus. Fluors un ksenons tiek uzglabāti ksenona fluorīdu veidā.

Jautājumi pašpārbaudei

I. 1) Ūdeņraža vieta periodiskajā sistēmā.

2) Ūdeņraža savienojumu klasifikācija.

II. viens) s - Elementi: oksidācijas stāvokļi, jonizācijas rādiusu un enerģiju izmaiņas, savienojumu skābju-bāzes un reducējošās īpašības.

2) Savienojumi s- elementi:

a) hidrīdi s- elementi (savienojuma raksturs, īpašības);

b) savienojumi ar skābekli; hidroksīdi.

III. 1) Kas nosaka valences iespējas R- elementi?

2) Kā mainās augstāku un zemāku oksidācijas pakāpju stabilitāte apakšgrupās, palielinoties Z?

IV. Analizējot izmaiņas T pl. oksīdi, atbildiet uz šādiem jautājumiem:

1) Kāpēc kušanas temperatūra strauji paaugstinās, pārejot no CO 2 uz SiO 2?

2) Kāpēc PbO 2 ir termiski mazāk stabils nekā citi IVA apakšgrupas oksīdi?

V. Saistīšanas enerģiju ūdeņraža un halogēna molekulās raksturo šādas vērtības:

1) Kas izskaidro ievērojami augstāko saistīšanas enerģiju H2?

2) Kāpēc saistīšanās enerģija Г 2 vispirms palielinās ar Z un pēc tam samazinās?

VI. Kā un kāpēc mainās skābekli nesaturošu (H n E) un skābekli saturošu E (OH) n, H n EO m savienojumu skābes bāzes īpašības R- elementi periodā un grupā?

VII. Ūdeņraža savienojumi R- elementi:

1) Komunikācija, īpašību periodiskums, stabilitāte.

2) Tendence veidot H-saites.

3) Ķīmiskās saites iezīme B 2 H 6 (MMO).

VIII. oksīdi R- elementi. Komunikācija un īpašības.

IX. Savienojumi R- elementi - pusvadītāji.

1) Faktori, kas nosaka joslas spraugu.

2) Elementārie pusvadītāji un savienojumi ar pusvadītāju īpašībām. Viņu vieta periodiskajā tabulā.

X. Dimantiem līdzīgi savienojumi. Tos veidojošo elementu novietojums periodiskajā sistēmā. Komunikācija un īpašības.

XI. 1) Cēlgāzu savienojumi un to iegūšanas metodes.

2) Norādiet MO shēmu XeF 2.

3) Uzrakstiet disproporcijas reakcijas vienādojumu XeF 2 , XeF 4 .