Enkle stoffer er ikke-metaller. Kjemiprøve om emnet "Gassformig, flytende, fast tilstand av stoff" (grad 11) Komplekse forbindelser av gassformig natur

Ikke-metaller er kjemiske grunnstoffer som danner enkle stoffer i fri form som ikke har de fysiske egenskapene til metaller. Av de 114 kjemiske elementene er 92 metaller, 22 er ikke-metaller. Ikke-metaller er enkle stoffer; under normale forhold kan de være gasser, væsker og faste stoffer (fig. 46).

Ris. 46.
Enkle stoffer - ikke-metaller

Laboratorieforsøk nr. 6
Bli kjent med samlingen av ikke-metaller

Sjekk ut samlingen av ikke-metaller. Skriv ned de kjemiske formlene for ikke-metallene du har fått, ordne dem i stigende rekkefølge:

1. tetthet;
2. hardhet;
3. skinne;
4. intensiteten av fargeendring.

For å fullføre oppgaven, bruk vedlegg 1 og 2, tilleggsinformasjonskilder.

Gassene er helium He, neon Ne, argon Ar, krypton Kr, xenon Xe, radon Rn. De kalles inerte gasser. Inerte gassmolekyler består av ett atom. Atomer av edelgasser (med unntak av helium) har åtte elektroner i sitt ytre elektronlag. Helium har to. I sin kjemiske stabilitet ligner inerte gasser edle metaller - gull og platina, og de har et andre navn - edle gasser. Dette navnet er mer egnet for inerte gasser, som noen ganger likevel inngår kjemiske reaksjoner og danner forbindelser. I 1962 dukket det opp en melding om at det var oppnådd en forbindelse av xenon og fluor. Mer enn 150 forbindelser av xenon, krypton, radon med fluor, oksygen, klor og nitrogen er nå kjent.

Ideen om den kjemiske eksklusiviteten til edelgassene viste seg å ikke være særlig konsistent, og derfor ble edelgassene, i stedet for den antatte nullgruppen, plassert i gruppe VIII (gruppe VIIIA) i DI Mendeleevs tabell.

Helium, som er nest etter hydrogen i letthet, men i motsetning til sistnevnte er ikke brennbart, dvs. ikke utgjør noen brannfare, brukes til å fylle ballonger og luftskip (fig. 47).

Ris. 47.
Ballonger og luftskip er fylt med helium

Neon brukes til å lage opplyst reklame (fig. 48). Husk det figurative uttrykket "bygatene var oversvømmet av neon."

Gasser hydrogen, oksygen, nitrogen, klor, fluor danner henholdsvis diatomiske molekyler - H 2, O 2, N 2, Cl 2, F 2.

Sammensetningen av et stoff er avbildet skriftlig ved hjelp av kjemiske symboler og tall - indekser, ved hjelp av en kjemisk formel. Ved å bruke en kjemisk formel, som du allerede vet, beregnes den relative molekylmassen til et stoff (Mr). Den relative molekylmassen til et enkelt stoff er lik produktet av den relative atommassen og antall atomer i molekylet, for eksempel oksygen O 2:

Мr(02) = Аr(0) × 2 = 16 × 2 = 32.

Imidlertid danner grunnstoffet oksygen et annet enkelt gassformet stoff - ozon, hvis molekyler allerede inneholder tre oksygenatomer. Den kjemiske formelen for ozon er 0 3, og dens relative molekylvekt: Mr(03) = 16 × 3 = 48.

Egenskapene til allotropiske modifikasjoner av det kjemiske elementet oksygen - de enkle stoffene oksygen O 2 og ozon O 3 - er forskjellige. Oksygen er luktfritt, men ozon lukter (derav navnet - ozon betyr "luktende" på gresk). Denne lukten, aromaen av friskhet, kan kjennes under et tordenvær, da ozon dannes i små mengder i luften som følge av elektriske utladninger.

Oksygen er en fargeløs gass, mens ozon er en blek fiolett farge. Ozon er mer bakteriedrepende (lat. tsidao - å drepe) enn oksygen. Derfor brukes ozon til å desinfisere drikkevann. Ozon er i stand til å holde tilbake ultrafiolette stråler fra solspekteret, som er ødeleggende for alt liv på jorden, og derfor beskytter ozonlaget, som ligger i atmosfæren i en høyde av 20-35 km, livet på planeten vår (i figur 49 du se et fotografi tatt fra verdensrommet ved hjelp av en kunstig satellitt Jorden der områder med lavt ozoninnhold i atmosfæren ("ozonhull") er indikert i hvitt).

Ris. 49.
"Ozonhull" i jordens atmosfære

Av de enkle stoffene - ikke-metaller, er under normale forhold bare brom en væske, hvis molekyler er diatomiske. Bromformel Br 2. Det er en tung brun væske med en ubehagelig lukt (derav navnet, siden bromos er oversatt fra gammelgresk som "stinkende").

Noen faste stoffer - ikke-metaller - har vært kjent siden antikken - svovel og karbon (i form av trekull, diamant og grafitt).

I faste stoffer - ikke-metaller, observeres også fenomenet allotropi. Dermed danner grunnstoffet karbon enkle stoffer som er forskjellige i utseende, som diamant og grafitt (fig. 50). Årsaken til forskjellen i egenskapene til diamant og grafitt er strukturen til krystallgitteret til disse stoffene, som du vil vurdere litt senere.

Ris. 50.
Allotropiske modifikasjoner av karbon og deres bruksområder

Grunnstoffet fosfor har to allotropiske modifikasjoner: rødt fosfor (de dekker siden av en fyrstikkeske med det) og hvitt fosfor. Sistnevnte har et tetraatomisk molekyl, sammensetningen reflekteres av formelen P 4.

Et fast ikke-metall er krystallinsk jod med et diatomisk molekyl I 2. Ikke forveksle det med en alkoholløsning av jod - en jodtinktur som finnes i ethvert medisinsk skap i hjemmet.

Krystallinsk jod og grafitt er ikke som andre enkle stoffer - ikke-metaller, de har en metallisk glans.

For å vise relativiteten til å dele enkle stoffer i metaller og ikke-metaller basert på deres fysiske egenskaper, la oss vurdere allotropien til det kjemiske elementet tinn Sn. Ved romtemperatur finnes vanligvis beta-tinn (β-Sn). Dette er det velkjente hvite tinnet - metallet som tinnsoldater tidligere ble støpt av (fig. 51, a) (husk eventyret av H. C. Andersen "Den standhaftige tinnsoldaten"). Innsiden av bokser er belagt med tinn (fig. 51, b). Det er en del av en så kjent legering som bronse, så vel som loddemetall (fig. 51, c).

Ris. 51.
Bruksområder for tinn:
a - leker; b - produksjon av bokser; c - lodde

Ved temperaturer under +13,2 °C er alfa-tinn (α-Sn) mer stabil - et grått finkrystallinsk pulver som snarere har egenskapene til et ikke-metall. Prosessen med å gjøre hvitt tinn til grått skjer raskest ved en temperatur på -33 ° C. Denne forvandlingen fikk det billedlige navnet «tinnpest».

La oss nå sammenligne enkle stoffer - metaller og ikke-metaller ved å bruke tabell 3.

Tabell 3
Enkle stoffer

Stikkord og fraser

1. Edelgasser.
2. Allotropi og allotropiske modifikasjoner, eller modifikasjoner.
3. Oksygen og ozon.
4. Diamant og grafitt.
5. Fosfor rød og hvit.
6. Hvit og grå tinn.
7. Relativiteten til delingen av enkle stoffer i metaller og ikke-metaller.

Arbeid med datamaskin

1. Se den elektroniske søknaden. Studer leksjonsmaterialet og fullfør de tildelte oppgavene.
2. Finn e-postadresser på Internett som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i søkeord og fraser i avsnittet. Tilby din hjelp til læreren med å forberede en ny leksjon - lag en rapport om nøkkelordene og frasene i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

1. Vurder etymologien til navnene på individuelle edelgasser.
2. Hvorfor er det poetiske uttrykket «Det var et tordenvær i luften» kjemisk feil?
3. Skriv ned formasjonsskjemaene for molekyler: Na 2, Br 2, O 2, N 2. Hvilken type kjemisk binding er det i disse molekylene?
4. Hvilken type kjemisk binding må finnes i metallisk hydrogen?
5. Polfareren R. Scotts ekspedisjon til Sydpolen i 1912 døde på grunn av at den mistet hele drivstofftilførselen: den var i tanker forseglet med tinn. Hvilken kjemisk prosess lå bak dette?

Hovedkomponenten i jordens atmosfære. Ordet "nitrogen", foreslått av den franske kjemikeren A. Lavoisier på slutten av 1700-tallet, er av gresk opprinnelse. "Nitrogen" betyr "Livløs". Dette er nøyaktig hva Lavoisier, så vel som hans samtidige, trodde. Grunnstoffet nitrogen danner et enkelt stoff, som under normale forhold er en gass, fargeløs, luktfri og smakløs. Denne gassen ble isolert fra luften i 1772 av Rutherford og Scheele. Denne gassen støttet ikke respirasjon eller forbrenning, og det er derfor den ble kalt slik. Imidlertid kan en person ikke puste rent oksygen hele tiden. Selv pasienter gis rent oksygen bare i kort tid. Å kalle det livløst er ikke helt riktig. Alle planter mates med nitrogen, kalium, fosfor og mineralgjødsel. Nitrogen er en del av de viktigste organiske forbindelsene, inkludert slike viktige som proteiner og aminosyrer. Den relative tregheten til denne gassen er ekstremt nyttig for mennesker. Hvis den var mer utsatt for kjemiske reaksjoner, kunne ikke jordens atmosfære eksistere i den formen den eksisterer i. Et sterkt oksidasjonsmiddel, oksygen, vil reagere med nitrogen og danne giftige nitrogenoksider. Men hvis nitrogen ikke kunne fikses under noen forhold, ville det ikke vært liv på jorden. Nitrogen utgjør omtrent 3% av massen til menneskekroppen. Ufiksert nitrogen er mye brukt. Dette er den billigste av gasser, kjemisk inert under normale forhold, derfor, i de prosessene innen metallurgi og stor kjemi hvor det er nødvendig å beskytte en aktiv forbindelse eller smeltet metall fra interaksjon med atmosfærisk oksygen, skapes det rent nitrogenbeskyttende atmosfærer. Lettoksiderende stoffer lagres i laboratorier under beskyttelse av nitrogen. I metallurgi er overflatene til noen metaller og legeringer mettet med nitrogen for å gi dem større hardhet og slitestyrke. For eksempel er nitrering av stål og titanlegeringer viden kjent.

Flytende nitrogen (nitrogen smelte- og kokepunkter: -210*C og -196*C) brukes i kjøleenheter.

Den lave kjemiske aktiviteten til nitrogen forklares først av alt av strukturen til molekylet. I molekylet er det en trippelbinding mellom nitrogenatomene. For å ødelegge et nitrogenmolekyl, er det nødvendig å bruke svært høy energi - 954,6 kJ/mol. Uten ødeleggelsen av molekylet vil ikke nitrogen gå inn i en kjemisk binding. Under normale forhold kan bare litium reagere med det og danne nitrid.

Atomisk nitrogen er mye mer aktivt, men selv ved 3000*C er det ingen merkbar dekomponering av nitrogenmolekyler til atomer.

Nitrogenforbindelser er av stor betydning for vitenskapen og for mange industrier. For å få fast nitrogen går menneskeheten til enorme energikostnader. Hovedmetoden for nitrogenfiksering under industrielle forhold forblir syntesen av ammoniakk. Ammoniakk i seg selv brukes i begrenset grad og vanligvis i form av vandige løsninger. Men ammoniakk, i motsetning til atmosfærisk nitrogen, går ganske lett inn i tilleggs- og substitusjonsreaksjoner. Og det oksiderer lettere enn nitrogen. Derfor ble ammoniakk startproduktet for produksjon av de fleste nitrogenholdige stoffer. Det er fem kjente nitrogenoksider. Salpetersyre er mye brukt i industrien. Dens salter, nitrater, brukes som gjødsel.

Nitrogen danner en annen syre – salpetersyre. Noen mikroorganismer kan binde nitrogen fra luften. Dette er jordnitrogenfikserende bakterier.

Det latinske navnet for nitrogen "nitrogenium" ble introdusert i 1790 av J. Chaptal, som betyr

"føde salpeter."

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

I 1766 samlet den engelske kjemikeren G. Cavendish «brennbar luft» fortrengt av metaller fra syrer og studerte dens egenskaper. Men først i 1787 beviste A. Lavoisier at denne "luften" er en del av vann, og ga den navnet "hydrogenium", det vil si å føde vann, hydrogen.

Hydrogen på jorden, inkludert vann og luft, utgjør omtrent 1 masseprosent. Dette er et vanlig og viktig element. Det er en del av alle planter og dyr, så vel som det vanligste stoffet på jorden - vann.

Hydrogen er det mest tallrike grunnstoffet i universet. Den står i begynnelsen av en lang og kompleks prosess med syntese av grunnstoffer i stjerner.

Solenergi er den viktigste kilden til liv på jorden. Og det grunnleggende grunnlaget for denne energien er den termonukleære reaksjonen, som skjer på solen i flere stadier. Dette frigjør en enorm mengde energi. Mennesket klarte å reprodusere på jorden et lite nøyaktig utseende av den viktigste solreaksjonen. Under terrestriske forhold kan vi tvinge bare tunge isotoper av hydrogen - deuterium og tritium - til å gå inn i en slik reaksjon. Vanlig hydrogen - protium - med massen 1 er ikke underlagt vår kontroll her.

Hydrogen har en spesiell plass i det periodiske systemet for grunnstoffer. Dette er grunnstoffet som det periodiske systemet starter fra. Den står vanligvis i gruppe 1 over litium. Fordi hydrogenatomet har ett valenselektron. Men i moderne utgaver av tabellen er hydrogen plassert i gruppe 7 over fluor, siden hydrogen har noe til felles med halogener. I tillegg er hydrogen i stand til å danne en forbindelse med metaller - et metallhydrid. I praksis er den viktigste av disse forbindelsen av litium med tungt hydrogen, deuterium. Hydrogenisotoper har svært forskjellige fysiske og kjemiske egenskaper, så de kan lett skilles. Grunnstoffet hydrogen danner et enkelt stoff, som også kalles hydrogen. Det er en gass, fargeløs, smakløs og luktfri. Det er den letteste av gassene, 14,4 ganger lettere enn luft. Hydrogen blir flytende ved -252,6*C og fast ved -259,1*C. Under normale forhold er den kjemiske aktiviteten til hydrogen lav, den reagerer med fluor og klor. Men ved forhøyede temperaturer reagerer hydrogen med brom, jod, svovel, selen, tellur, og i nærvær av katalysatorer, med nitrogen, og danner ammoniakk. En blanding av 2 volumer hydrogen og 1 volum oksygen kalles detonerende gass. Den eksploderer voldsomt når den antennes. Når hydrogen brenner, danner det vann. Ved høye temperaturer kan hydrogen "fjerne" oksygen fra mange molekyler, inkludert de fleste metalloksider. Hydrogen er et utmerket reduksjonsmiddel. Men siden dette reduksjonsmidlet er dyrt og ikke lett å jobbe med, brukes det i begrenset grad til reduksjon av metaller. Hydrogen er mye brukt i prosessen med hydrogenering - konvertering av flytende fett til faste. De største forbrukerne av hydrogen er fortsatt produksjon av ammoniakk og metylalkohol. Det er økende interesse i disse dager for hydrogen som en kilde til termisk energi. Dette skyldes det faktum at forbrenning av rent hydrogen frigjør mer varme enn forbrenning av samme mengde drivstoff. Ved forbrenning av hydrogen frigjøres dessuten ingen skadelige urenheter som forurenser atmosfæren.

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

Beryllium ble oppdaget i 1798 av den berømte franske kjemikeren L. Vauquelin i halvedelstenen beryll. Derav navnet på elementet. Imidlertid isolerte Vauquelin bare en ny "jord" - et oksid av et ukjent metall. Relativt rent beryllium ble oppnådd i pulverform bare 30 år senere, uavhengig av F. Wöhler i Tyskland og E. Bussy i Frankrike.

I lang tid trodde mange kjemikere at beryllium var et treverdig metall med en atommasse på 13,8. Det var ikke plass for et slikt metall i det periodiske system, og til tross for den åpenbare likheten mellom beryllium og aluminium, plasserte D.I. Mendeleev dette grunnstoffet i den andre gruppen, og endret dets atommasse til 9. Snart de svenske forskerne L. Nilsson og. O. Peterson fant at atommassen til beryllium var 9,1, noe som tilsvarte antakelsene til D.I.

Beryllium er et sjeldent grunnstoff. Den vanligste berylliumforbindelsen er beryl.

Be3Al2(SiO3)6. Beryllium finnes også i andre naturlige forbindelser. Blant dem er edelstener: smaragd, akvamarin, heliodor, som ble brukt til smykker i antikken.

Rent beryllium er et lysegrått, lett og sprøtt metall. Beryllium er kjemisk aktivt. Atomet gir lett fra seg sine 2 elektroner fra det ytre skallet (oksidasjonstilstand +2). I luft er beryllium dekket med en oksidfilm, BeO, som beskytter den mot korrosjon og er svært ildfast, og i vann - med en film av Be(OH)2, som også beskytter metallet. Beryllium reagerer med svovelsyre, saltsyre og andre syrer. Det reagerer med nitrogen bare når det varmes opp. Kan enkelt kombineres med halogener, svovel og karbon.

I andre halvdel av 1900-tallet ble beryllium nødvendig i mange grener av teknologien. Dette metallet og dets legeringer utmerker seg ved en unik kombinasjon av ulike egenskaper. Beryllium-baserte strukturelle materialer er både lette og holdbare. De er også motstandsdyktige mot høye temperaturer. Disse legeringene er 1,5 ganger lettere enn aluminium, og er samtidig sterkere enn mange spesialstål. Beryllium i seg selv og mange av dets legeringer mister ikke disse egenskapene ved temperaturer på 700–800 *C, som er grunnen til at de brukes i rom- og luftfartsteknologi.

Beryllium er også nødvendig i kjernefysisk teknologi: det er motstandsdyktig mot stråling og fungerer som en nøytronreflektor.

Ulempene med beryllium er dets skjørhet og toksisitet. Alle berylliumforbindelser er giftige. En spesifikk sykdom er kjent - berylliose, som påvirker mange systemer av en levende organisme og til og med skjelettet.
L I T I Y Nr. 3 Li 2 1

Litium ble oppdaget i 1817 av den svenske kjemikeren A. Arfvedson mens han analyserte mineralet

petalitt LiAl(Si4O10). Dette mineralet ser ut som en vanlig stein, og derfor ble metallet kalt litium, fra den greske "lithos" - stein. Jordskorpen inneholder tre tusendeler av en prosent av dens totale masse. Omtrent 30 litiummineraler er kjent, 5 av dem er av industriell betydning.

Litium er det letteste av metallene, nesten dobbelt så lett som vann. Den er sølvhvit i fargen, med en lys metallisk glans. Litium er mykt og kan enkelt kuttes med en kniv. I luft blekner den raskt, og kombineres med oksygen i luften. Litium er betydelig svakere enn kalium eller natrium. Ved å reagere med vann danner den alkalisk LiOH. Imidlertid antennes den ikke, slik det skjer i reaksjonen mellom kalium og vann. Men litium reagerer lettere med nitrogen, karbon og hydrogen enn andre alkalimetaller. Det er et av få grunnstoffer som kombineres direkte med nitrogen.

Noen litiumsalter (karbonat, fluor), i motsetning til lignende salter fra gruppens naboer, er dårlig løselige i vann. I lang tid fant både litium og dets forbindelser nesten ingen praktisk bruk. Først på 1900-tallet begynte de å bli brukt i produksjon av batterier, i kjemisk industri som katalysatorer og i metallurgi. Litiumlegeringer er lette, sterke og formbare. Men hovedområdet for bruk av litium i dag er kjernefysisk teknologi.

En av de to naturlige isotopene av litium med en masse på 6 viste seg å være den mest tilgjengelige kilden til industriell produksjon av den tunge isotopen av hydrogen - tritium, som deltar i den termonukleære reaksjonen. En annen litiumisotop med masse 7 brukes som kjølevæske for atomreaktorer. Litiummangel i menneskekroppen fører til psykiske lidelser. Overflødig metall i kroppen forårsaker generell sløvhet, svekket pust og hjerterytme, svakhet, døsighet, tap av appetitt, tørste, synsforstyrrelser, samt dermatitt i ansikt og hender.

B O R nr. 5 B 2 3

Navnet "bor" kommer fra det arabiske "burak" - "boraks". Dette grunnstoffet ble først isolert fra borsyre i 1808 av de berømte franske kjemikerne J. Gay-Lussac og L. Thénard. Riktignok inneholdt borstoffet de oppnådde ikke mer enn 70%. Bor med 99 % renhet ble først oppnådd av den amerikanske kjemikeren E. Weintraub bare 101 år senere.

I naturen forekommer bor hovedsakelig i form av boraks NaB4O7 på 10H2O,

Kernite Na2B4O7 på 4H2O og sassolin (naturlig borsyre) H3BO3.

Veldig rent bor er fargeløst, men få har sett fargeløst bor. På grunn av urenheter er finkrystallinsk bor vanligvis mørkegrå, svart eller brun i fargen.

Ved vanlige temperaturer interagerer bor bare med fluor når det oppvarmes, det samhandler med andre halogener, oksygen, svovel, karbon, nitrogen, fosfor og metaller, og blant syrer, med salpetersyre og svovelsyre. I forbindelser viser den en oksidasjonstilstand på +3.

Den mest kjente borforbindelsen, borsyre, er ganske mye brukt i medisin som et desinfeksjonsmiddel. Boraks, et salt av borsyre, har lenge vært brukt i produksjon av spesielle typer glass. Men det er ikke derfor bor har blitt et veldig viktig element for industrien i disse dager.

Naturlig bor består av bare to isotoper med massene 10 og 11. Når det gjelder kjemiske egenskaper, er de, som alle isotoper av samme grunnstoff, praktisk talt umulige å skille, men for kjernefysikk er disse isotopene antipoder. Fysikere er først og fremst interessert i slike egenskaper ved lette isotoper som evnen til kjernene deres til å fange (eller omvendt ikke fange) nøytroner dannet under en kjernefysisk kjedereaksjon og nødvendig for å opprettholde den. Det viste seg at den lette borisotopen med masse 10 er en av de mest aggressive "inntrengerne" av termiske nøytroner, mens den tunge borisotopen med masse 11 er likegyldig til dem. Hver av disse isotopene kan være nyttige i konstruksjonen av atomreaktorer i større grad enn den naturlige blandingen av isotoper av det elementet.

De har lært å skille borisotoper i komplekse fysiske og kjemiske prosesser og få monoisotopiske forbindelser og legeringer. En borisotop med massen 11 brukes som legeringsadditiv i reaktorkjernematerialer, og kontrollstaver er laget av borisotoper med massen 10, ved hjelp av disse fanger de opp overflødige nøytroner og regulerer dermed kjernefysisk forløp. kjedereaksjon.

Natrium og dets forbindelser er mye brukt i industrien. Flytende natrium fungerer som et kjølemiddel i noen atomreaktordesign. Metallisk natrium brukes til å gjenopprette verdifulle metaller som zirkonium, tantal og titan fra forbindelser. Verdens første industrielle metode for å produsere gummi, utviklet av S.V. Lebedev, innebar bruk av en natriumkatalysator. Natrium deltar også i organiske synteseprosesser.

Mange natriumforbindelser er viktige produkter fra den kjemiske industrien. Dette er kaustisk soda, eller kaustisk soda, eller kaustisk soda - NaOH. Soda eller natriumkarbonat. Natriumkarbonat danner et dekahydrat krystallinsk hydrat, kjent som krystallinsk brus. Kaliumkarbonat, kjent som kaliumklorid, er mye brukt. Grunnstoffet heter natrium fra det arabiske "natrun" - brus.

>> Kjemi: Enkle stoffer - ikke-metaller

Ikke-metaller - dette er kjemiske grunnstoffer som danner i fri form enkle stoffer som ikke har de fysiske egenskapene til metaller. Av de 109 kjemiske grunnstoffene er 87 metaller, 22 er ikke-metaller.

6. Relativiteten til inndelingen av enkle stoffer i metaller og ikke-metaller.

Vurder etymologien til navnene på individuelle edelmetaller.

Hvorfor er det poetiske uttrykket kjemisk feil: «Det var et tordenvær i luften»?

Skriv ned formasjonsskjemaene for molekyler: Na2, Br2, O2, N2. Hvilken type binding er det i disse molekylene?

Leksjonens innhold leksjonsnotater støttende frame leksjon presentasjon akselerasjon metoder interaktive teknologier Øve på oppgaver og øvelser selvtestverksteder, treninger, case, oppdrag lekser diskusjonsspørsmål retoriske spørsmål fra studenter Illustrasjoner lyd, videoklipp og multimedia fotografier, bilder, grafikk, tabeller, diagrammer, humor, anekdoter, vitser, tegneserier, lignelser, ordtak, kryssord, sitater Tillegg sammendrag artikler triks for nysgjerrige cribs lærebøker grunnleggende og tilleggsordbok med begreper andre Forbedre lærebøker og leksjonerrette feil i læreboka oppdatere et fragment i en lærebok, elementer av innovasjon i leksjonen, erstatte utdatert kunnskap med ny Kun for lærere perfekte leksjoner kalenderplan for året; Integrerte leksjoner

Et stoff der dets bestanddeler atomer og molekyler beveger seg nesten fritt og kaotisk i intervallene mellom kollisjoner, der det skjer en skarp endring i bevegelsens natur. Det franske ordet gaz er avledet fra det greske "kaos". Materiens gassform er den vanligste materietilstanden i universet. Solen, stjernene, skyene av interstellar materie, stjernetåker og planetariske atmosfærer består av gasser, enten nøytrale eller ioniserte (plasma). Gasser er utbredt i naturen: de danner jordens atmosfære, finnes i betydelige mengder i faste jordbergarter, og er oppløst i vannet i hav, hav og elver. Naturlig forekommende gasser er vanligvis blandinger av kjemisk individuelle gasser.

Gasser fyller jevnt plass tilgjengelig for dem, og i motsetning til væsker og faste stoffer, danner de ikke en fri overflate. De utøver press på skallet som begrenser plassen de fyller. Tettheten av gasser ved normalt trykk er flere størrelsesordener mindre enn tettheten til væsker. I motsetning til faste stoffer og væsker avhenger volumet av gasser betydelig av trykk og temperatur.

Egenskapene til de fleste gasser – gjennomsiktighet, fargeløshet og letthet – gjorde dem vanskelige å studere, så fysikken og kjemien til gasser utviklet seg sakte. Først på 1600-tallet. det ble bevist at luft har vekt (E. Torricelli og B. Pascal). Samtidig introduserte J. van Helmont begrepet gasser for å betegne luftlignende stoffer. Og først på midten av 1800-tallet. de grunnleggende lovene som gasser adlyder ble etablert. Disse inkluderer Boyle-Mariottes lov, Charles lov, Gay-Lussacs lov, Avogadros lov.

Egenskapene til ganske sjeldne gasser, hvor avstandene mellom molekyler under normale forhold er i størrelsesorden 10 nm, er mest fullstendig studert, som er betydelig større enn virkningsradiusen til intermolekylære interaksjonskrefter. En slik gass, hvis molekyler betraktes som ikke-samvirkende materialpunkter, kalles en ideell gass. Ideelle gasser følger strengt lovene til Boyle - Mariotte og Gay-Lussac. Nesten alle gasser oppfører seg som ideelle gasser ved ikke for høye trykk og ikke for lave temperaturer.

Den molekylære kinetiske teorien om gasser anser gasser som en samling av svakt samvirkende partikler (molekyler eller atomer) i kontinuerlig kaotisk (termisk) bevegelse. Basert på disse enkle konseptene for kinetisk teori er det mulig å forklare de grunnleggende fysiske egenskapene til gasser, spesielt egenskapene til forsjeldne gasser. For tilstrekkelig sjeldne gasser er de gjennomsnittlige avstandene mellom molekylene betydelig større enn virkningsradiusen til intermolekylære krefter. Så, for eksempel, under normale forhold er det ~ 10 19 molekyler i 1 cm 3 av gass og den gjennomsnittlige avstanden mellom dem er ~ 10 - 6 cm Fra synspunktet til molekylær kinetisk teori, er gasstrykket et resultat av mange påvirkning av gassmolekyler på karets vegger, gjennomsnittlig over tid og langs karets vegger. Under normale forhold og fartøyets makroskopiske dimensjoner, er antall støt på 1 cm 2 overflate omtrent 10 24 per sekund.

Den indre energien til en ideell gass (gjennomsnittsverdien av den totale energien til alle partikler) avhenger bare av temperaturen. Den indre energien til en monoatomisk gass med 3 translasjonsgrader av frihet og bestående av N atomer er lik:

Når tettheten til en gass øker, slutter dens egenskaper å være ideelle, kollisjonsprosesser begynner å spille en stadig viktigere rolle, og størrelsen på molekyler og deres interaksjoner kan ikke lenger neglisjeres. En slik gass kalles ekte gass. Oppførselen til ekte gasser, avhengig av deres temperatur, trykk og fysiske natur, skiller seg i større eller mindre grad fra lovene til ideelle gasser. En av hovedligningene som beskriver egenskapene til en ekte gass er van der Waals-ligningen, i utledningen av hvilken to korreksjoner ble tatt i betraktning: tiltrekningskreftene mellom molekyler og deres størrelse.

Ethvert stoff kan omdannes til en gassform ved passende valg av trykk og temperatur. Derfor er det mulige området for eksistens av den gassformige tilstanden grafisk avbildet i variabler: trykk R- temperatur T(på p-T-diagram). Det er en kritisk temperatur Tk, under hvilken denne regionen begrenses av sublimerings- (sublimerings-) og fordampningskurvene, dvs. ved ethvert trykk under den kritiske pk er det en temperatur T, definert av sublimerings- eller fordampningskurven over hvilken et stoff blir gassformig. Ved temperaturer under Tc kan gassen kondenseres - omdannes til en annen aggregeringstilstand (fast eller flytende). I dette tilfellet skjer fasetransformasjonen av en gass til en væske eller fast stoff brått: en liten endring i trykk fører til en endring i en rekke egenskaper til stoffet (for eksempel tetthet, entalpi, varmekapasitet, etc.). Gasskondensasjonsprosesser, spesielt flytende gass, er av stor teknisk betydning.

Området for gasstilstanden til et stoff er svært stort, og egenskapene til gasser med endringer i temperatur og trykk kan variere innenfor vide grenser. Under normale forhold (ved 0°C og atmosfærisk trykk) er tettheten til en gass omtrent 1000 ganger mindre enn tettheten til det samme stoffet i fast eller flytende tilstand. På den annen side, ved høye trykk, har materie, som ved superkritiske temperaturer kan betraktes som en gass, en enorm tetthet (for eksempel i sentrum av noen stjerner ~ 10 9 g/cm 3).

Den indre strukturen til gassmolekyler har liten effekt på trykk, temperatur, tetthet og forbindelsen mellom dem, men påvirker dens elektriske og magnetiske egenskaper betydelig. De kaloriske egenskapene til gasser, som varmekapasitet, entropi osv., avhenger også av molekylenes indre struktur.

De elektriske egenskapene til gasser bestemmes av muligheten for ionisering av molekyler eller atomer, dvs. utseendet til elektrisk ladede partikler (ioner og elektroner) i gassen. I fravær av ladede partikler er gasser gode dielektriske stoffer. Med økende ladningskonsentrasjon øker den elektriske ledningsevnen til gasser. Ved temperaturer over flere tusen K blir gassen delvis ionisert og blir til plasma.

I henhold til deres magnetiske egenskaper deles gasser inn i diamagnetiske (inerte gasser, CO 2, H 2 O) og paramagnetiske (O 2). Molekyler av diamagnetiske gasser har ikke et permanent magnetisk moment og får det bare under påvirkning av et magnetisk felt. De gassene hvis molekyler har et permanent magnetisk øyeblikk, oppfører seg som paramagneter.

I moderne fysikk er gasser ikke bare en av materiens aggregerte tilstander. Gasser med spesielle egenskaper inkluderer for eksempel et sett med frie elektroner i et metall (elektrongass), fononer i en krystall (fonongass). Egenskapene til slike gasspartikler er beskrevet av