Le sostanze semplici sono non metalli. Prova di chimica sull'argomento “Stati gassosi, liquidi, solidi della materia” (grado 11) Composti complessi di natura gassosa

I non metalli sono elementi chimici che formano sostanze semplici in forma libera che non hanno le proprietà fisiche dei metalli. Dei 114 elementi chimici, 92 sono metalli, 22 non metalli. I non metalli sono sostanze semplici; in condizioni normali possono essere gas, liquidi e solidi (Fig. 46).

Riso. 46.
Sostanze semplici - non metalli

Esperimento di laboratorio n. 6
Familiarizzazione con la raccolta dei non metalli

Scopri la collezione di non metalli. Annota le formule chimiche dei non metalli che ti vengono fornite, disponile in ordine crescente:

1. densità;
2. durezza;
3. splendore;
4. intensità del cambiamento di colore.

Per completare l'attività, utilizzare le Appendici 1 e 2, ulteriori fonti di informazione.

I gas sono elio He, neon Ne, argon Ar, kripton Kr, xeno Xe, radon Rn. Si chiamano gas inerti. Le molecole di gas inerte sono costituite da un atomo. Gli atomi dei gas nobili (ad eccezione dell'elio) hanno otto elettroni nel loro strato elettronico esterno. L'elio ne ha due. Nella loro stabilità chimica, i gas inerti assomigliano ai metalli nobili: oro e platino, e hanno un secondo nome: gas nobili. Questo nome è più adatto ai gas inerti, che a volte entrano comunque in reazioni chimiche e formano composti. Nel 1962 apparve un messaggio secondo cui era stato ottenuto un composto di xeno e fluoro. Sono ormai noti più di 150 composti di xeno, kripton, radon con fluoro, ossigeno, cloro e azoto.

L’idea dell’esclusività chimica dei gas nobili si rivelò poco coerente, e quindi, invece del presunto gruppo zero, i gas nobili furono collocati nel Gruppo VIII (Gruppo VIIIA) della tabella di D.I.

L'elio, che è secondo solo all'idrogeno in leggerezza, ma a differenza di quest'ultimo non è infiammabile, cioè non presenta pericolo di incendio, viene utilizzato per riempire palloni aerostatici e dirigibili (Fig. 47).

Riso. 47.
Palloncini e dirigibili sono pieni di elio

Il neon viene utilizzato per realizzare pubblicità luminose (Fig. 48). Ricorda l'espressione figurata "le strade della città erano inondate di neon".

I gas idrogeno, ossigeno, azoto, cloro, fluoro formano rispettivamente molecole biatomiche: H 2, O 2, N 2, Cl 2, F 2.

La composizione di una sostanza è rappresentata per iscritto utilizzando simboli chimici e numeri - indici, utilizzando una formula chimica. Utilizzando una formula chimica, come già sapete, viene calcolata la massa molecolare relativa di una sostanza (Mr). La massa molecolare relativa di una sostanza semplice è uguale al prodotto della massa atomica relativa e del numero di atomi nella molecola, ad esempio ossigeno O 2:

Àr(02) = Àr(0) × 2 = 16 × 2 = 32.

Tuttavia, l'elemento ossigeno forma un'altra sostanza gassosa semplice: l'ozono, le cui molecole contengono già tre atomi di ossigeno. La formula chimica dell'ozono è 0 3 e il suo peso molecolare relativo: Mr(03) = 16 × 3 = 48.

Le proprietà delle modifiche allotropiche dell'elemento chimico ossigeno - le sostanze semplici ossigeno O 2 e ozono O 3 - sono diverse. L'ossigeno è inodore, ma l'ozono odora (da qui il suo nome: ozono significa "odore" in greco). Questo odore, l'aroma di freschezza, si avverte durante un temporale, poiché l'ozono si forma in piccole quantità nell'aria a causa delle scariche elettriche.

L'ossigeno è un gas incolore, mentre l'ozono è un colore viola pallido. L'ozono è più battericida (lat. tsidao - uccidere) dell'ossigeno. Pertanto, l'ozono viene utilizzato per disinfettare l'acqua potabile. L'ozono è in grado di trattenere i raggi ultravioletti dello spettro solare, che sono distruttivi per tutta la vita sulla Terra, e quindi lo strato di ozono, situato nell'atmosfera ad un'altitudine di 20-35 km, protegge la vita sul nostro pianeta (nella Figura 49 si vede vedere una fotografia scattata dallo spazio utilizzando un satellite artificiale della Terra dove le aree a basso contenuto di ozono nell'atmosfera (“buchi dell'ozono”) sono indicate in bianco).

Riso. 49.
"Buchi dell'ozono" nell'atmosfera terrestre

Tra le sostanze semplici - non metalli, in condizioni normali solo il bromo è un liquido, le cui molecole sono biatomiche. Formula del bromo Br 2. È un liquido marrone pesante con un odore sgradevole (da cui il nome, poiché bromos è tradotto dal greco antico come "fetido").

Alcune sostanze solide - non metalli - sono conosciute fin dall'antichità: zolfo e carbonio (sotto forma di carbone, diamante e grafite).

Nelle sostanze solide - non metalli, si osserva anche il fenomeno dell'allotropia. Pertanto, l'elemento carbonio forma sostanze semplici che differiscono nell'aspetto, come il diamante e la grafite (Fig. 50). La ragione della differenza nelle proprietà del diamante e della grafite è la struttura dei reticoli cristallini di queste sostanze, che considererai tra poco.

Riso. 50.
Modifiche allotropiche del carbonio e loro ambiti di applicazione

L'elemento fosforo ha due modifiche allotropiche: fosforo rosso (con esso ricoprono il lato di una scatola di fiammiferi) e fosforo bianco. Quest'ultimo ha una molecola tetraatomica, la sua composizione è riflessa dalla formula P 4.

Un solido non metallico è lo iodio cristallino con una molecola biatomica I 2. Non confonderlo con una soluzione alcolica di iodio, una tintura di iodio che si trova in ogni armadietto dei medicinali di casa.

Lo iodio cristallino e la grafite non sono come le altre sostanze semplici: non metalli, hanno una lucentezza metallica.

Per mostrare la relatività della divisione delle sostanze semplici in metalli e non metalli in base alle loro proprietà fisiche, consideriamo l'allotropia dell'elemento chimico stagno Sn. A temperatura ambiente di solito esiste il beta stagno (β-Sn). Questa è la famosa latta bianca, il metallo da cui venivano precedentemente fusi i soldatini di stagno (Fig. 51, a) (ricordate la fiaba di H. C. Andersen “The Steadfast Tin Soldier”). L'interno delle lattine è rivestito di stagno (Fig. 51, b). Fa parte di una lega così nota come il bronzo, così come la saldatura (Fig. 51, c).

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Aree di applicazione dello stagno:
a - giocattoli; b - produzione di lattine; c - saldatura

A temperature inferiori a +13,2 °C è più stabile l'alfa stagno (α-Sn), una polvere grigia fine cristallina che possiede piuttosto le proprietà di un non metallo. Il processo di trasformazione dello stagno bianco in grigio avviene più rapidamente ad una temperatura di -33 °C. Questa trasformazione ricevette il nome figurato di “piaga dello stagno”.

Confrontiamo ora le sostanze semplici: metalli e non metalli utilizzando la Tabella 3.

Tabella 3
Sostanze semplici

Parole e frasi chiave

1. Gas nobili.
2. Allotropia e modificazioni o modificazioni allotropiche.
3. Ossigeno e ozono.
4. Diamante e grafite.
5. Fosforo rosso e bianco.
6. Stagno bianco e grigio.
7. La relatività della divisione delle sostanze semplici in metalli e non metalli.

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Domande e compiti

1. Considera l'etimologia dei nomi dei singoli gas nobili.
2. Perché l'espressione poetica “C'era un temporale nell'aria” è chimicamente errata?
3. Annota gli schemi di formazione delle molecole: Na 2, Br 2, O 2, N 2. Che tipo di legame chimico c'è in queste molecole?
4. Che tipo di legame chimico deve esistere nell'idrogeno metallico?
5. La spedizione dell'esploratore polare R. Scott al Polo Sud nel 1912 morì a causa del fatto che perse l'intera scorta di carburante: era in serbatoi sigillati con stagno. Quale processo chimico c'era dietro?

Il componente principale dell'atmosfera terrestre. La parola "Azoto", proposta dal chimico francese A. Lavoisier alla fine del XVIII secolo, è di origine greca. "Azoto" significa "Senza vita". Questo è esattamente ciò in cui credevano Lavoisier e i suoi contemporanei. L'elemento azoto forma una sostanza semplice, che in condizioni normali è un gas, incolore, inodore e insapore. Questo gas fu isolato dall'aria nel 1772 da Rutherford e Scheele. Questo gas non supportava la respirazione o la combustione, motivo per cui veniva chiamato così. Tuttavia, una persona non può respirare sempre ossigeno puro. Anche ai pazienti viene somministrato ossigeno puro solo per un breve periodo. Chiamarlo senza vita non è del tutto corretto. Tutte le piante vengono nutrite con azoto, potassio, fosforo e fertilizzanti minerali. L'azoto fa parte dei composti organici più importanti, compresi quelli importanti come proteine ​​e amminoacidi. La relativa inerzia di questo gas è estremamente utile per l'uomo. Se fosse più soggetta a reazioni chimiche, l'atmosfera terrestre non potrebbe esistere nella forma in cui esiste. Un forte agente ossidante, l'ossigeno, reagirebbe con l'azoto per formare ossidi di azoto tossici. Ma se l’azoto non potesse essere fissato in nessuna condizione, non ci sarebbe vita sulla Terra. L'azoto rappresenta circa il 3% della massa del corpo umano. L'azoto non fissato è ampiamente utilizzato. Questo è il gas più economico, chimicamente inerte in condizioni normali, quindi, in quei processi di metallurgia e grande chimica dove è necessario proteggere un composto attivo o un metallo fuso dall'interazione con l'ossigeno atmosferico, vengono create atmosfere protettive puramente di azoto. Le sostanze facilmente ossidanti vengono conservate nei laboratori sotto protezione di azoto. In metallurgia, le superfici di alcuni metalli e leghe vengono saturate con azoto per conferire loro maggiore durezza e resistenza all'usura. Ad esempio, è ampiamente nota la nitrurazione dell'acciaio e delle leghe di titanio.

L'azoto liquido (punti di fusione e di ebollizione dell'azoto: -210*C e -196*C) viene utilizzato nelle unità di refrigerazione.

La bassa attività chimica dell'azoto è spiegata innanzitutto dalla struttura della sua molecola. Nella molecola c'è un triplo legame tra gli atomi di azoto. Per distruggere una molecola di azoto è necessario consumare un'energia molto elevata: 954,6 kJ/mol. Senza la distruzione della molecola, l'azoto non stabilirà un legame chimico. In condizioni normali solo il litio può reagire con esso formando nitruro.

L'azoto atomico è molto più attivo, ma anche a 3000*C non si nota la decomposizione delle molecole di azoto in atomi.

I composti dell'azoto sono di grande importanza per la scienza e per molte industrie. Per ottenere l'azoto fisso, l'umanità deve sostenere enormi costi energetici. Il metodo principale di fissazione dell'azoto in condizioni industriali rimane la sintesi dell'ammoniaca. L'ammoniaca stessa viene utilizzata in misura limitata e solitamente sotto forma di soluzioni acquose. Ma l'ammoniaca, a differenza dell'azoto atmosferico, entra abbastanza facilmente nelle reazioni di addizione e sostituzione. E si ossida più facilmente dell'azoto. Pertanto, l'ammoniaca è diventata il prodotto di partenza per la produzione della maggior parte delle sostanze contenenti azoto. Esistono cinque ossidi di azoto conosciuti. L'acido nitrico è ampiamente utilizzato nell'industria. I suoi sali, i nitrati, sono usati come fertilizzanti.

L'azoto forma un altro acido: l'acido nitroso. Alcuni microrganismi possono legare l'azoto presente nell'aria. Questi sono batteri che fissano l'azoto nel suolo.

Il nome latino dell'azoto “nitrogenium” fu introdotto nel 1790 da J. Chaptal, che significa

"dare alla luce il salnitro."

V O D O R O D N. 1 N 1

Nel 1766, il chimico inglese G. Cavendish raccolse "aria combustibile" spostata dai metalli dagli acidi e ne studiò le proprietà. Ma solo nel 1787 A. Lavoisier dimostrò che quest'“aria” fa parte dell'acqua, e le diede il nome di “idrogenio”, cioè dando vita all'acqua, all'idrogeno.

L’idrogeno sulla Terra, comprese acqua e aria, rappresenta circa l’1% in massa. Questo è un elemento comune e vitale. Fa parte di tutte le piante e gli animali, nonché della sostanza più comune sulla Terra: l'acqua.

L’idrogeno è l’elemento più abbondante nell’Universo. Si trova all'inizio di un lungo e complesso processo di sintesi degli elementi nelle stelle.

L’energia solare è la principale fonte di vita sulla Terra. E la base fondamentale di questa energia è la reazione termonucleare, che avviene sul Sole in più fasi. Questo rilascia un'enorme quantità di energia. L'uomo è riuscito a riprodurre sulla Terra una somiglianza non molto accurata della principale reazione solare. In condizioni terrestri, possiamo forzare solo gli isotopi pesanti dell'idrogeno - deuterio e trizio - ad entrare in una tale reazione. L'idrogeno ordinario - il protio - con una massa pari a 1 non è soggetto al nostro controllo qui.

L'idrogeno occupa un posto speciale nella tavola periodica degli elementi. Questo è l'elemento da cui inizia la tavola periodica. Di solito si trova nel gruppo 1 sopra il litio. Perché l'atomo di idrogeno ha un elettrone di valenza. Ma nelle edizioni moderne della tabella, l'idrogeno è collocato nel gruppo 7 sopra il fluoro, poiché l'idrogeno ha qualcosa in comune con gli alogeni. Inoltre, l’idrogeno è in grado di formare un composto con i metalli – un idruro metallico. In pratica, il più importante di questi è il composto del litio con l'idrogeno pesante, il deuterio. Gli isotopi dell'idrogeno hanno proprietà fisiche e chimiche molto diverse, quindi possono essere facilmente separati. L'elemento idrogeno forma una sostanza semplice, chiamata anche idrogeno. È un gas, incolore, insapore e inodore. È il più leggero dei gas, 14,4 volte più leggero dell'aria. L'idrogeno diventa liquido a -252,6*C e solido a -259,1*C. In condizioni normali, l'attività chimica dell'idrogeno è bassa; reagisce con fluoro e cloro. Ma a temperature elevate, l'idrogeno reagisce con bromo, iodio, zolfo, selenio, tellurio e, in presenza di catalizzatori, con azoto, formando ammoniaca. Una miscela di 2 volumi di idrogeno e 1 volume di ossigeno è chiamata gas detonante. Esplode violentemente quando viene acceso. Quando l'idrogeno brucia, forma acqua. Ad alte temperature, l’idrogeno è in grado di “rimuovere” l’ossigeno da molte molecole, inclusa la maggior parte degli ossidi metallici. L'idrogeno è un eccellente agente riducente. Ma poiché questo agente riducente è costoso e non facile da lavorare, viene utilizzato in misura limitata per la riduzione dei metalli. L'idrogeno è ampiamente utilizzato nel processo di idrogenazione, convertendo i grassi liquidi in grassi solidi. I maggiori consumatori di idrogeno rimangono i produttori di ammoniaca e alcol metilico. Al giorno d’oggi c’è un crescente interesse per l’idrogeno come fonte di energia termica. Ciò è dovuto al fatto che la combustione dell'idrogeno puro rilascia più calore rispetto alla combustione della stessa quantità di qualsiasi combustibile. Inoltre, quando si brucia l'idrogeno, non vengono rilasciate impurità nocive che inquinano l'atmosfera.

B E R I L I Y No. 4 Be 2 2

Il berillio fu scoperto nel 1798 dal famoso chimico francese L. Vauquelin nella pietra semipreziosa berillo. Da qui il nome dell'elemento. Tuttavia, Vauquelin isolò solo una nuova "terra": un ossido di un metallo sconosciuto. Il berillio relativamente puro fu ottenuto sotto forma di polvere solo 30 anni dopo, indipendentemente da F. Wöhler in Germania e E. Bussy in Francia.

Per molto tempo molti chimici credevano che il berillio fosse un metallo trivalente con una massa atomica di 13,8. Non c'era posto per un simile metallo nella tavola periodica, e quindi, nonostante l'ovvia somiglianza del berillio con l'alluminio, D.I Mendeleev collocò questo elemento nel secondo gruppo, cambiando la sua massa atomica in 9. Presto gli scienziati svedesi L. Nilsson e. O. Peterson scoprì che la massa atomica del berillio era 9,1, che corrispondeva alle ipotesi di D.I.

Il berillio è un elemento raro. Il composto del berillio più comune è il berillo.

Be3Al2(SiO3)6. Il berillio si trova anche in altri composti naturali. Tra questi ci sono le pietre preziose: smeraldo, acquamarina, eliodoro, che nell'antichità venivano utilizzate per i gioielli.

Il berillio puro è un metallo grigio chiaro, leggero e fragile. Il berillio è chimicamente attivo. Il suo atomo cede facilmente i suoi 2 elettroni dal guscio esterno (stato di ossidazione +2). Nell'aria il berillio è ricoperto da una pellicola di ossido, BeO, che lo protegge dalla corrosione ed è molto refrattario, e nell'acqua da una pellicola di Be(OH)2, che protegge anche il metallo. Il berillio reagisce con gli acidi solforico, cloridrico e altri. Reagisce con l'azoto solo se riscaldato. Si combina facilmente con alogeni, zolfo e carbonio.

Nella seconda metà del XX secolo il berillio divenne necessario in molti settori della tecnologia. Questo metallo e le sue leghe si distinguono per una combinazione unica di varie proprietà. I materiali strutturali a base di berillio sono leggeri e durevoli. Sono inoltre resistenti alle alte temperature. Essendo 1,5 volte più leggere dell'alluminio, queste leghe sono allo stesso tempo più resistenti di molti acciai speciali. Il berillio stesso e molte delle sue leghe non perdono queste qualità a temperature di 700–800 *C, motivo per cui vengono utilizzati nella tecnologia spaziale e aeronautica.

Il berillio è necessario anche nella tecnologia nucleare: è resistente alle radiazioni e funge da riflettore di neutroni.

Gli svantaggi del berillio sono la sua fragilità e tossicità. Tutti i composti del berillio sono velenosi. È nota una malattia specifica: la berilliosi, che colpisce molti sistemi di un organismo vivente e persino lo scheletro.
L I T I Y N. 3 Li 2 1

Il litio fu scoperto nel 1817 dal chimico svedese A. Arfvedson mentre analizzava il minerale

petalite LiAl(Si4O10). Questo minerale sembra una pietra normale, e quindi il metallo era chiamato litio, dal greco "lithos" - pietra. La crosta terrestre contiene tre millesimi di punto percentuale della sua massa totale. Si conoscono circa 30 minerali di litio, 5 dei quali sono di importanza industriale.

Il litio è il più leggero dei metalli, quasi due volte più leggero dell'acqua. È di colore bianco-argenteo, con una brillante lucentezza metallica. Il litio è morbido e può essere facilmente tagliato con un coltello. Nell'aria svanisce rapidamente, combinandosi con l'ossigeno presente nell'aria. Il litio è significativamente più debole del potassio o del sodio. Reagendo con l'acqua forma l'alcali LiOH. Tuttavia non si accende, come avviene nella reazione del potassio con l'acqua. Ma il litio reagisce con azoto, carbonio e idrogeno più facilmente rispetto ad altri metalli alcalini. È uno dei pochi elementi che si combinano direttamente con l'azoto.

Alcuni sali di litio (carbonato, fluoro), a differenza dei sali simili dei vicini del gruppo, sono scarsamente solubili in acqua. Per molto tempo, sia il litio che i suoi composti non hanno trovato quasi alcun utilizzo pratico. Solo nel XX secolo iniziarono ad essere utilizzati nella produzione di batterie, nell'industria chimica come catalizzatori e nella metallurgia. Le leghe di litio sono leggere, resistenti e duttili. Ma il principale campo di applicazione del litio oggi è la tecnologia nucleare.

Uno dei due isotopi naturali del litio con una massa di 6 si è rivelato la fonte più accessibile di produzione industriale dell'isotopo pesante dell'idrogeno - trizio, che partecipa alla reazione termonucleare. Un altro isotopo di litio con massa 7 viene utilizzato come refrigerante per i reattori nucleari. La carenza di litio nel corpo umano porta a disturbi mentali. L'eccesso di metallo nel corpo provoca letargia generale, disturbi della respirazione e del ritmo cardiaco, debolezza, sonnolenza, perdita di appetito, sete, disturbi visivi, nonché dermatiti del viso e delle mani.

B O R N. 5 B 2 3

Il nome "bor" deriva dall'arabo "burak" - "borace". Questo elemento fu isolato per la prima volta dall'acido borico nel 1808 dai famosi chimici francesi J. Gay-Lussac e L. Thénard. È vero, la sostanza boro ottenuta da loro non conteneva più del 70%. Il boro con purezza del 99% fu ottenuto per la prima volta dal chimico americano E. Weintraub solo 101 anni dopo.

In natura, il boro si presenta principalmente sotto forma di borace NaB4O7 su 10H2O,

Kernite Na2B4O7 su 4H2O e sassolina (acido borico naturale) H3BO3.

Il boro molto puro è incolore, ma pochi hanno visto il boro incolore. A causa delle impurità, il boro finemente cristallino è solitamente di colore grigio scuro, nero o marrone.

A temperature normali, il boro interagisce solo con il fluoro; quando riscaldato, interagisce con altri alogeni, ossigeno, zolfo, carbonio, azoto, fosforo e metalli e, tra gli acidi, con acido nitrico e solforico. Nei composti presenta uno stato di ossidazione pari a +3.

Il composto del boro più famoso, l'acido borico, è ampiamente utilizzato in medicina come disinfettante. Il borace, un sale dell'acido borico, è stato a lungo utilizzato nella produzione di tipi speciali di vetro. Ma non è per questo che oggigiorno il boro è diventato un elemento molto importante per l’industria.

Il boro naturale è costituito da soli due isotopi con masse 10 e 11. In termini di proprietà chimiche, come tutti gli isotopi dello stesso elemento, sono praticamente indistinguibili, ma per la fisica nucleare questi isotopi sono agli antipodi. I fisici sono interessati principalmente a caratteristiche degli isotopi leggeri come la capacità dei loro nuclei di catturare (o, al contrario, non catturare) i neutroni formati durante una reazione a catena nucleare e necessari per mantenerla. Si è scoperto che l'isotopo leggero del boro con massa 10 è uno degli "invasori" più aggressivi dei neutroni termici, mentre l'isotopo pesante del boro con massa 11 è loro indifferente. Ciascuno di questi isotopi può essere utile nella costruzione di reattori nucleari in misura maggiore rispetto alla miscela naturale di isotopi di questo elemento.

Hanno imparato a separare gli isotopi del boro in complessi processi fisici e chimici e ad ottenere composti e leghe monoisotopici. Un isotopo di boro con una massa di 11 viene utilizzato come additivo legante nei materiali del nucleo del reattore, e le barre di controllo sono costituite da isotopi di boro con una massa di 10, con l'aiuto dei quali intrappolano i neutroni in eccesso e regolano così il corso del nucleare reazione a catena.

Il sodio e i suoi composti sono ampiamente utilizzati nell'industria. Il sodio liquido funge da refrigerante in alcuni progetti di reattori nucleari. Il sodio metallico viene utilizzato per ripristinare metalli preziosi come zirconio, tantalio e titanio dai composti. Il primo metodo industriale al mondo per la produzione della gomma, sviluppato da S.V Lebedev, prevedeva l'uso di un catalizzatore di sodio. Il sodio partecipa anche ai processi di sintesi organica.

Molti composti del sodio sono prodotti importanti dell'industria chimica. Questa è soda caustica, o soda caustica, o soda caustica - NaOH. Soda o carbonato di sodio. Il carbonato di sodio forma un idrato cristallino decaidrato, noto come soda cristallina. Il carbonato di potassio, noto come potassa, è ampiamente utilizzato. L'elemento si chiama sodio dall'arabo “natrun” - soda.

>> Chimica: Sostanze semplici - non metalli

Non metalli - si tratta di elementi chimici che formano in forma libera sostanze semplici che non hanno le proprietà fisiche dei metalli. Dei 109 elementi chimici, 87 sono metalli, 22 sono non metalli.

6. La relatività della divisione delle sostanze semplici in metalli e non metalli.

Considera l'etimologia dei nomi dei singoli metalli nobili.

Perché l'espressione poetica è chimicamente errata: “C'era un temporale nell'aria”?

Annotare gli schemi di formazione delle molecole: Na2, Br2, O2, N2. Che tipo di legame c'è in queste molecole?

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Una sostanza in cui i suoi atomi e molecole costituenti si muovono quasi liberamente e in modo caotico negli intervalli tra le collisioni, durante i quali si verifica un brusco cambiamento nella natura del loro movimento. La parola francese gaz deriva dal greco "caos". Lo stato gassoso della materia è lo stato più comune della materia nell’Universo. Il sole, le stelle, le nubi di materia interstellare, le nebulose e le atmosfere planetarie sono costituiti da gas, neutri o ionizzati (plasma). I gas sono molto diffusi in natura: formano l’atmosfera terrestre, si trovano in quantità significative nelle rocce solide della terra e sono disciolti nell’acqua degli oceani, dei mari e dei fiumi. I gas presenti in natura sono solitamente miscele di gas chimicamente singoli.

I gas riempiono uniformemente lo spazio a loro disposizione e, a differenza dei liquidi e dei solidi, non formano una superficie libera. Esercitano una pressione sul guscio che limita lo spazio che riempiono. La densità dei gas a pressione normale è di diversi ordini di grandezza inferiore alla densità dei liquidi. A differenza dei solidi e dei liquidi, il volume dei gas dipende in modo significativo dalla pressione e dalla temperatura.

Le proprietà della maggior parte dei gas - trasparenza, incolore e leggerezza - li rendevano difficili da studiare, quindi la fisica e la chimica dei gas si svilupparono lentamente. Solo nel XVII secolo. è stato dimostrato che l'aria ha un peso (E. Torricelli e B. Pascal). Allo stesso tempo, J. van Helmont introdusse il termine gas per designare sostanze simili all'aria. E solo entro la metà del XIX secolo. furono stabilite le leggi fondamentali a cui obbediscono i gas. Queste includono la legge di Boyle-Mariotte, la legge di Charles, la legge di Gay-Lussac, la legge di Avogadro.

Le proprietà dei gas abbastanza rarefatti, in cui le distanze tra le molecole in condizioni normali sono dell'ordine di 10 nm, sono state studiate in modo più approfondito, che è significativamente maggiore del raggio di azione delle forze di interazione intermolecolare. Un gas di questo tipo, le cui molecole sono considerate punti materiali non interagenti, è chiamato gas ideale. I gas ideali obbediscono rigorosamente alle leggi di Boyle - Mariotte e Gay-Lussac. Quasi tutti i gas si comportano come gas ideali a pressioni non troppo elevate e a temperature non troppo basse.

La teoria cinetica molecolare dei gas considera i gas come un insieme di particelle debolmente interagenti (molecole o atomi) in movimento caotico (termico) continuo. Sulla base di questi semplici concetti della teoria cinetica è possibile spiegare le proprietà fisiche fondamentali dei gas, in particolare le proprietà dei gas rarefatti. Per i gas sufficientemente rarefatti, le distanze medie tra le molecole sono significativamente maggiori del raggio di azione delle forze intermolecolari. Quindi, ad esempio, in condizioni normali ci sono ~ 10 19 molecole in 1 cm 3 di gas e la distanza media tra loro è di ~ 10 -6 cm. Dal punto di vista della teoria cinetica molecolare, la pressione del gas è il risultato di numerosi impatti delle molecole di gas sulle pareti del vaso, mediati nel tempo e lungo le pareti del vaso. In condizioni normali e con le dimensioni macroscopiche della nave, il numero di impatti su 1 cm 2 di superficie è di circa 10 24 al secondo.

L'energia interna di un gas ideale (il valore medio dell'energia totale di tutte le sue particelle) dipende solo dalla sua temperatura. L’energia interna di un gas monoatomico avente 3 gradi di libertà traslazionali e costituito da atomi di N è pari a:

Man mano che la densità di un gas aumenta, le sue proprietà cessano di essere ideali, i processi di collisione iniziano a svolgere un ruolo sempre più importante e le dimensioni delle molecole e le loro interazioni non possono più essere trascurate. Un gas di questo tipo è detto gas reale. Il comportamento dei gas reali, a seconda della loro temperatura, pressione e natura fisica, differisce in misura maggiore o minore dalle leggi dei gas ideali. Una delle principali equazioni che descrivono le proprietà di un gas reale è l'equazione di van der Waals, nella cui derivazione sono state prese in considerazione due correzioni: le forze di attrazione tra le molecole e la loro dimensione.

Qualsiasi sostanza può essere convertita allo stato gassoso mediante un'appropriata selezione di pressione e temperatura. Pertanto, la possibile regione di esistenza dello stato gassoso è rappresentata graficamente in variabili: pressione R- temperatura T(SU p-T-diagramma). Esiste una temperatura critica Tk, al di sotto della quale questa regione è limitata dalle curve di sublimazione (sublimazione) e vaporizzazione, ad es. a qualsiasi pressione inferiore al pk critico c'è una temperatura T, definito dalla curva di sublimazione o vaporizzazione al di sopra della quale una sostanza diventa gassosa. A temperature inferiori a Tc, il gas può essere condensato, convertito in un altro stato di aggregazione (solido o liquido). In questo caso, la trasformazione di fase di un gas in un liquido o un solido avviene in modo brusco: un leggero cambiamento di pressione porta a un cambiamento in una serie di proprietà della sostanza (ad esempio densità, entalpia, capacità termica, ecc.). I processi di condensazione del gas, in particolare la liquefazione del gas, sono di grande importanza tecnica.

La regione dello stato gassoso di una sostanza è molto vasta e le proprietà dei gas con variazioni di temperatura e pressione possono variare entro ampi limiti. Pertanto, in condizioni normali (a 0°C e pressione atmosferica), la densità di un gas è circa 1000 volte inferiore alla densità della stessa sostanza allo stato solido o liquido. D'altra parte, ad alte pressioni, la materia, che a temperature supercritiche può essere considerata un gas, ha una densità enorme (ad esempio, al centro di alcune stelle ~ 10 9 g/cm 3).

La struttura interna delle molecole del gas ha poco effetto sulla pressione, sulla temperatura, sulla densità e sulla connessione tra loro, ma influenza in modo significativo le sue proprietà elettriche e magnetiche. Le proprietà caloriche dei gas, come capacità termica, entropia, ecc., dipendono anche dalla struttura interna delle molecole.

Le proprietà elettriche dei gas sono determinate dalla possibilità di ionizzazione di molecole o atomi, cioè dalla comparsa di particelle elettricamente cariche (ioni ed elettroni) nel gas. In assenza di particelle cariche, i gas sono buoni dielettrici. All’aumentare della concentrazione di carica aumenta la conduttività elettrica dei gas. A temperature superiori a diverse migliaia di K il gas viene parzialmente ionizzato e si trasforma in plasma.

In base alle loro proprietà magnetiche, i gas si dividono in diamagnetici (gas inerti, CO 2, H 2 O) e paramagnetici (O 2). Le molecole di gas diamagnetici non hanno un momento magnetico permanente e lo acquisiscono solo sotto l'influenza di un campo magnetico. Quei gas le cui molecole hanno un momento magnetico permanente si comportano come paramagneti.

Nella fisica moderna, i gas non sono solo uno degli stati aggregati della materia. I gas con proprietà speciali includono, ad esempio, un insieme di elettroni liberi in un metallo (gas di elettroni), fononi in un cristallo (gas di fononi). Le proprietà di tali particelle di gas sono descritte da