Головна Дисбактеріоз Водень його хімічні та фізичні властивості. Водень: фізичні та хімічні властивості. Фізичні та хімічні властивості водню

Водень його хімічні та фізичні властивості. Водень: фізичні та хімічні властивості. Фізичні та хімічні властивості водню

Найпоширеніший елемент у всесвіті – це водень. У речовині зірок він має вигляд ядер – протонів – і є матеріалом для термоядерних процесів. Майже половина маси Сонця також складається з молекул H2. Зміст його в земної коридосягає 0,15%, а атоми присутні у складі нафти, природного газу, води. Разом із киснем, азотом та вуглецем він є органогенним елементом, що входить до складу всіх живих організмів на Землі. У нашій статті ми вивчимо фізичні та Хімічні властивостіводню, визначимо основні сфери його застосування в промисловості та значення в природі.

Положення в періодичній системі хімічних елементів Менделєєва

Перший елемент, що відкриває періодичну систему – це водень. Його атомна маса складає 1,0079. Має два стабільні (проти і дейтерій) і один радіоактивний ізотоп (тритій). Фізичні властивостівизначаються місцем неметалу в таблиці хімічних елементів. У звичайних умовах водень (формула його - H 2) представляє газ, який майже в 15 разів легший за повітря. Будова атома елемента унікальна: він складається лише з ядра та одного електрона. Молекула речовини двоатомна, частки в ній з'єднуються за допомогою ковалентного неполярного зв'язку. Її енергоємність досить велика – 431 кДж. Це пояснює невисоку хімічну активність сполуки у звичайних умовах. Електронна формула водню така: H:H.

Речовина має ще цілу низку властивостей, аналогів яким немає серед інших неметалів. Розглянемо деякі з них.

Розчинність та теплопровідність

Найкраще проводять тепло метали, але водень теплопровідністю наближається до них. Пояснення феномена полягає в дуже великій швидкості теплового руху легких молекул речовини, тому у водневій атмосфері нагрітий предмет остигає у 6 разів швидше, ніж на повітрі. З'єднання може добре розчинятися в металах, наприклад, майже 900 об'ємів водню можуть бути поглинені одним об'ємом паладію. Метали можуть вступати з H 2 у хімічні реакції, в яких виявляються окислювальні властивості водню. У цьому випадку утворюються гідриди:

2Na + H 2 = 2 NaH.

У цій реакції атоми елемента приймають електрони від частинок металу, перетворюючись на аніони з поодиноким негативним зарядом. Просте речовина H 2 у разі є окислювачем, що з нього зазвичай не характерно.

Водень як відновник

Об'єднує метали і водень як висока теплопровідність, а й здатність їх атомів у хімічних процесах віддавати власні електрони, тобто окисляться. Наприклад, основні оксиди вступають у реакції з воднем. Окисно-відновна реакція закінчується виділенням чистого металу та утворенням молекул води:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Взаємодія речовини з киснем при нагріванні також призводить до отримання молекул води. Процес є екзотермічним та супроводжується виділенням великої кількості теплової енергії. Якщо газова суміш H 2 і O 2 реагує у співвідношенні 2:1, її називають так як при підпалюванні вона вибухає:

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Вода є і грає найважливішу рольу формуванні гідросфери Землі, клімату, погоди. Вона забезпечує кругообіг елементів у природі, підтримує всі життєві процеси організмів - мешканців нашої планети.

Взаємодія з неметалами

Найбільш важливі хімічні властивості водню – це його реакції з неметалевими елементами. За нормальних умов досить хімічно інертні, тому речовина може реагувати тільки з галогенами, наприклад, з фтором або хлором, які є найбільш активними серед усіх неметалів. Так, суміш фтору і водню вибухає у темряві чи холоді, і з хлором - при нагріванні чи світла. Продуктами реакції будуть галогеноводи, водні розчини яких відомі як фторидна та хлоридна кислоти. З взаємодіє при температурі 450-500 градусів, тиск 30-100 мПа і в присутності каталізатора:

N₂ + 3H₂ ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH₃.

Розглянуті хімічні властивості водню мають значення для промисловості. Наприклад, можна отримати цінний хімічний продукт – аміак. Він є основною сировиною для отримання нітратної кислоти та азотних добрив: карбаміду, нітрату амонію.

Органічні речовини

Між вуглецем і воднем призводить до отримання найпростішого вуглеводню - метану:

C + 2H2 = CH4.

Речовина є найважливішою складовою природного і вони застосовуються як цінний вид палива і сировини для промисловості органічного синтезу.

У хімії сполук вуглецю елемент входить до складу величезної кількості речовин: алканів, алкенів, вуглеводів, спиртів і т. д. Відомо багато реакцій органічних сполук з молекулами H2. Вони мають загальну назву - гідрування або гідрогенізація. Так, альдегіди можна відновити воднем до спиртів, ненасичені вуглеводні - до алканів. Наприклад, етилен перетворюється на етан:

C 2 H 4 + H 2 = C 2 H 6 .

Важливе практичне значеннямають такі хімічні властивості водню, як, наприклад, гідрогенізація рідких олій: соняшникової, кукурудзяної, рапсової. Вона призводить до одержання твердого жиру – саломасу, який використовують у виробництві гліцерину, мила, стеарину, твердих сортів маргарину. Для поліпшення зовнішнього виглядута смакових якостей харчового продукту до нього додають молоко, тваринні жири, цукор, вітаміни.

У нашій статті ми вивчили властивості водню та з'ясували його роль у природі та житті людини.

У періодичної системі має певне місце становища, яке відбиває проявляемые їм властивості і свідчить про його електронному будову. Однак є серед усіх один особливий атом, який займає одразу два осередки. Він розташовується у двох абсолютно протилежних по властивостях групах елементів. Це водень. Такі особливості роблять його унікальним.

Водень - це не просто елемент, а й проста речовина, а також складова частина багатьох складних сполук, біогенний та органогенний елемент. Тому розглянемо його характеристики та властивості докладніше.

Водень як хімічний елемент

Водень - це елемент першої групи головної підгрупи, а також сьомої групи головної підгрупи у першому малому періоді. Цей період складається з двох атомів: гелію і аналізованого нами елемента. Опишемо основні особливості становища водню в періодичній системі.

Порядковий номер водню - 1, кількість електронів така ж, відповідно, протонів стільки ж. Атомна маса – 1,00795. Існує три ізотопи даного елемента з масовими числами 1, 2, 3. Однак властивості кожного з них дуже різняться, так як збільшення маси навіть на одиницю саме для водню є відразу подвійним.
Те, що на зовнішньому він містить лише один електрон, дозволяє успішно виявляти йому як окисні, так і відновлювальні властивості. Крім того, після віддачі електрона у нього залишається вільна орбіталь, яка бере участь в утворенні хімічних зв'язків за механізмом донорно-акцепторного.
Водень – це сильний відновник. Тому основним місцем його вважається перша група головної підгрупи, де він очолює найактивніші метали – лужні.
Однак при взаємодії з сильними відновниками, такими як, наприклад, метали, він може бути окислювачем, приймаючи електрон. Ці сполуки отримали назву гідридів. За цією ознакою він очолює підгрупу галогенів, з якими схожим.
Завдяки зовсім невеликій атомній масі, водень вважається найлегшим елементом. Крім того, його щільність також дуже мала, тому він є еталоном легкості.

Таким чином, очевидно, що атом водню - це унікальний, несхожий на всі інші елемент. Отже, властивості його теж особливі, а прості і складні речовини, що утворюються, дуже важливі. Розгляньмо їх далі.

Проста речовина

Якщо говорити про цей елемент як про молекулу, треба сказати, що вона двоатомна. Тобто водень (проста речовина) – це газ. Формула його емпірична записуватиметься як Н 2 , а графічна - через одинарну сигма-зв'язок Н-Н. Механізм утворення зв'язку між атомами – ковалентний неполярний.

Парова конверсія метану.
Газифікація вугілля - процес передбачає нагрівання вугілля до 1000 0 З, у результаті утворюється водень і високовуглецеве вугілля.
Електроліз. Даний метод може використовуватися тільки для водних розчинів різних солей, оскільки розплави не призводять до розряджання води на катоді.

Лабораторні способи одержання водню:

Гідроліз гідридів металів.
Дія розведених кислот на активні метали та середню активність.
Взаємодія лужних та лужноземельних металів з водою.

Щоб зібрати водень, що утворюється, необхідно тримати пробірку перевернутої вгору дном. Адже цей газ не можна зібрати так, як, наприклад, вуглекислий газ. Це водень, він набагато легший за повітря. Швидко випаровується, а у великих кількостях при змішуванні з повітрям вибухає. Тому слід перевертати пробірку. Після заповнення її потрібно закрити гумовою пробкою.

Щоб перевірити чистоту зібраного водню, слід піднести до шийки запалений сірник. Якщо бавовна глуха і тиха - значить газ чистий, з мінімальними домішками повітря. Якщо ж гучний і свистячий – брудний, з великою часткою сторонніх компонентів.

Області використання

При згорянні водню виділяється настільки велика кількість енергії (теплоти), що цей газ вважається найвигіднішим паливом. До того ж, екологічно чистим. Однак на сьогоднішній день його застосування в цій галузі обмежене. Це пов'язано з непродуманими до кінця та не вирішеними проблемами синтезу чистого водню, який був би придатний для використання як паливо в реакторах, двигунах та портативних пристроях, а також опалювальних котлах житлових будинків.

Адже способи отримання даного газу досить дорогі, тому насамперед необхідно розробити особливий метод синтезу. Такий, який дозволить отримувати продукт у великому обсязі та з мінімальними витратами.

Можна виділити кілька основних областей, в яких знаходить застосування аналізований нами газ.

Хімічні синтези. З гідрування отримують мила, маргарини, пластмаси. За участю водню синтезується метанол та аміак, а також інші сполуки.
У харчовій промисловості – як добавка Е949.
Авіаційна промисловість (ракетобудування, літакобудування).
Електроенергетика
Метеорологія.
Паливо екологічно чистий.

Очевидно, що водень так само важливий, як і поширений у природі. Ще більшу роль відіграють різні сполуки, що утворюються ним.

З'єднання водню

Це складні речовини, що містять атоми водню. Можна виділити кілька основних типів подібних речовин.

Очевидно, що розмаїття сполук елемента, що розглядається, дуже велике. Це ще раз підтверджує його високе значення для природи та людини, а також для всіх живих істот.

- це найкращий розчинник

Як згадувалося вище, простонародна назва даної речовини - вода. Складається з двох атомів водню та одного кисню, з'єднаних між собою ковалентними полярними зв'язками. Молекула води є диполем, це пояснює багато властивостей. Зокрема, те, що вона є універсальним розчинником.

Саме у водному середовищі відбуваються практично всі хімічні процеси. Внутрішні реакції пластичного та енергетичного обміну у живих організмах також здійснюються за допомогою оксиду водню.

Вода по праву вважається найважливішою речовиною планети. Відомо, що без неї не зможе жити жоден живий організм. На Землі вона здатна існувати у трьох агрегатних станах:

рідина;
газ (пар);
тверде (лід).

Залежно від ізотопу водню, що входить до складу молекули, розрізняють три види води.

Легка чи протиєва. Ізотоп з масовим числом 1. Формула – Н 2 О. Це звична форма, яку використовують усі організми.
Дейтерієва чи важка, її формула - D 2 O. Містить ізотоп 2 Н.
Надважка чи тритієва. Формула виглядає як Т3О, ізотоп - 3Н.

Дуже важливими є запаси прісної протиєвої води на планеті. Вже зараз у багатьох країнах відчувається її нестача. Розробляються способи обробки солоної води з одержання питної.

Пероксид водню – це універсальний засіб

Дане з'єднання, як згадувалося вище, прекрасний окислювач. Однак із сильними представниками може поводитися і як відновник теж. Крім того, має виражений бактерицидний ефект.

Інша назва цієї сполуки - перекис. Саме у такому вигляді його використовують у медицині. 3% розчин кристалогідрату цієї сполуки - це медичні ліки, які застосовують для обробки невеликих ран з метою їх знезараження. Однак доведено, що при цьому загоєння поранення за часом збільшується.

Також пероксид водню використовується в ракетному паливі, в промисловості для дезінфекції та відбілювання, як піноутворювач для отримання відповідних матеріалів (пінопласту, наприклад). Крім того, перекис допомагає очищати акваріуми, знебарвлювати волосся та відбілювати зуби. Однак при цьому завдає шкоди тканинам, тому фахівцями з цією метою не рекомендується.

Розглянемо, що є водень. Хімічні властивості та отримання цього неметалу вивчають у курсі неорганічної хімії у школі. Саме цей елемент очолює періодичну систему Менделєєва, а тому заслуговує на детальний опис.

Коротка інформація про відкриття елемента

Перш ніж розглядати фізичні та хімічні властивості водню, з'ясуємо, як було знайдено цей важливий елемент.

Хіміки, які працювали у шістнадцятому та сімнадцятому століттях, неодноразово згадували у своїх працях про пальний газ, який виділяється при впливі на кислоти активними металами. У другій половині вісімнадцятого століття Г. Кавендішу вдалося зібрати та проаналізувати цей газ, давши йому назву «горючий газ».

Фізичні та хімічні властивості водню на той час не були вивчені. Тільки наприкінці 18 століття А. Лавуазьє вдалося шляхом аналізу встановити, що одержати цей газ можна шляхом аналізу води. Трохи пізніше він став називати новий елемент hydrogene, що в перекладі означає «що породжує воду». Своєю сучасною російською назвою водень завдячує М. Ф. Соловйову.

Знаходження у природі

Хімічні властивості водню можна аналізувати лише з його поширеності у природі. Даний елемент присутній у гідро- та літосфері, а також входить до складу корисних копалин: природного та попутного газу, торфу, нафти, вугілля, горючих сланців. Важко собі уявити дорослу людину, яка б не знала про те, що водень є складовою води.

Крім того, цей неметал знаходиться в організмах тварин у вигляді нуклеїнових кислот, білків, вуглеводів, жирів. На нашій планеті цей елемент зустрічається у вільному вигляді досить рідко, мабуть, лише у природному та вулканічному газі.

У вигляді плазми водень становить приблизно половину маси зірок та Сонця, крім того, входить до складу міжзоряного газу. Наприклад, у вільному вигляді, а також у формі метану, аміаку цей неметал є у складі комет і навіть деяких планет.

Фізичні властивості

Перш ніж розглядати хімічні властивості водню, зазначимо, що за нормальних умов він є газоподібною речовиною легшою за повітря, що має кілька ізотопних форм. Він майже нерозчинний у воді, має високу теплопровідність. Протий, що має масове число 1, вважається найлегшою його формою. Тритій, який має радіоактивні властивості, утворюється в природі з атмосферного азоту при впливі на нього нейронів УФ-променів.

Особливості будови молекули

Щоб розглянути хімічні властивості водню, реакції, характерні йому, зупинимося і особливостях його будови. У цій двоатомній молекулі ковалентний неполярний хімічний зв'язок. Утворення атомарного водню можливе за умови взаємодії активних металів на розчини кислот. Але в такому вигляді цей неметал здатний існувати лише незначний часовий проміжок, практично відразу він рекомбінується в молекулярний вигляд.

Хімічні властивості

Розглянемо хімічні властивості водню. Здебільшого сполук, які утворює даний хімічний елемент, він виявляє ступінь окиснення +1, що робить його схожим з активними (лужними) металами. Основні хімічні властивості водню, що характеризують його як метал:

взаємодія з киснем із утворенням води;
реакція з галогенами, що супроводжується утворенням галогеноводороду;
одержання сірководню при з'єднанні із сіркою.

Нижче наведено рівняння реакцій, що характеризують хімічні властивості водню. Звертаємо увагу на те, що як неметал (зі ступенем окислення -1) він виступає тільки в реакції з активними металами, утворюючи з ними відповідні гідриди.

Водень за нормальної температури неактивно вступає у взаємодію Космосу з іншими речовинами, тому більшість реакцій здійснюється лише після попереднього нагрівання.

Зупинимося докладніше деяких хімічних взаємодіях елемента, який очолює періодичну систему хімічних елементів Менделєєва.

Реакція утворення води супроводжується виділенням 285,937 кДж енергії. При підвищеній температурі (більше 550 градусів за Цельсієм) цей процес супроводжується сильним вибухом.

Серед тих хімічних властивостей газоподібного водню, які знайшли суттєве застосування у промисловості, інтерес представляє його взаємодію Космосу з оксидами металів. Саме шляхом каталітичного гідрування в сучасній промисловості здійснюють переробку оксидів металів, наприклад, виділяють із залізної окалини (змішаного оксиду заліза) чистий метал. Цей спосіб дозволяє вести ефективну переробку металобрухту.

Синтез аміаку, який передбачає взаємодію водню з азотом повітря, також затребуваний у сучасній хімічній промисловості. Серед умов протікання цієї хімічної взаємодії відзначимо тиск та температуру.

Висновок

Саме водень є малоактивним хімічною речовиноюза звичайних умов. У разі підвищення температури його активність істотно зростає. Ця речовина потрібна в органічному синтезі. Наприклад, шляхом гідрування можна відновити кетони до вторинних спиртів, а альдегіди перетворити на первинні спирти. Крім того, шляхом гідрування можна перетворити ненасичені вуглеводні класу етилену та ацетилену на граничні сполуки ряду метану. Водень по праву вважають простою речовиною, затребуваною в сучасному хімічному виробництві.

Будова та фізичні властивості воднюВодень - двоатомний газ Н2. Він не має ні кольору, ні запаху. Це найлегший газ. Завдяки цій властивості він використовувався в аеростатах, дирижаблях і тому подібних пристроях, проте широкому застосуванню водню з цією метою заважає його вибухонебезпечність у суміші з повітрям.

Молекули водню неполярні і дуже малі, тому взаємодія між ними мало. У зв'язку з цим він має дуже низькі температури плавлення (-259оС) та кипіння (-253оС). Водень практично нерозчинний у воді.

Водень має 3 ізотопи: звичайний 1Н, дейтерій 2H або D, і радіоактивний тритій 3Н або Т. Тяжкі ізотопи водню унікальні тим, що важче за звичайний водень у 2 або навіть у 3 рази! Саме тому заміна звичайного водню на дейтерій або тритій помітно позначається на властивостях речовини (так температури кипіння звичайного водню Н2 і дейтерію D2 різняться на 3,2 градуси). Взаємодія водню із простими речовинамиВодень - неметал середньої електронегативності. Тому йому притаманні і окисні, і відновлювальні властивості.

Окислювальні властивостіводню проявляються у реакціях із типовими металами - елементами головних підгруп I-II групи таблиці Менделєєва. Найактивніші метали (лужні та лужноземельні) при нагріванні з воднем дають гідриди – тверді солеподібні речовини, що містять кристалічні гратигідрид-іон Н-. 2Na + Н2 = 2NaН ; Са + Н2 = СаН2Відновлювальні властивості водню проявляються в реакціях з типовими неметалами, ніж водень: 1) Взаємодія з галогенами H2 + F2 = 2HF

Аналогічно протікає взаємодія з аналогами фтору – хлором, бромом, йодом. У міру зменшення активності галогену інтенсивність перебігу реакції зменшується. Реакція з фтором відбувається при звичайних умовах з вибухом, для реакції з хлором потрібно освітлення або нагрівання, а реакція з йодом протікає лише при сильному нагріванні та оборотно. 2) Взаємодія з киснем 2Н2 + О2 = 2Н2О Реакція протікає з великим виділенням тепла, іноді вибухом. 3) Взаємодія із сіркоюН2 + S = H2S Сірка - набагато менш активний неметал, ніж кисень, і взаємодія з воднем протікає спокійно. 4) Взаємодія з азотом 3Н2 + N2↔ 2NH3 Реакція оборотна, протікає в помітній мірі тільки у присутності каталізатора, при нагріванні та під тиском. Продукт називається аміак. 5) Взаємодія з вуглецемС + 2Н2↔ СН4 Реакція протікає в електричній дузі або при дуже високих температурах. Як побічні продукти утворюються й інші вуглеводні. 3. Взаємодія водню зі складними речовинамиВодень виявляє відновлювальні властивості і в реакціях зі складними речовинами: 1) Відновлення оксидів металів, що стоять в електрохімічному ряду напруг правіше алюмінію, а також оксиди неметалів: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Водень застосовують як відновник для вилучення металів із оксидних руд. Реакції йдуть при нагріванні.2) Приєднання до органічних ненасичених речовин; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакції протікають у присутності каталізатора та під тиском. Інших реакцій водню ми поки що не торкатимемося. 4. Отримання воднюУ промисловості водень отримують переробкою вуглеводневої сировини - природного та попутного газу, коксу тощо. Лабораторні методи одержання водню:

1) Взаємодія металів, що стоять в електрохімічному ряду напруг металів лівіше водню, з кислотами. Взаємодія металів, що стоять в електрохімічному ряду напруг металів лівіше магнію, з холодною водою. При цьому також утворюється луг.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Метал, що знаходиться в електрохімічному ряді напруг металів лівіше за марганець, здатний витісняти водень з води за певних умов (магній - з гарячої води, алюміній - за умови зняття оксидної плівки з поверхні).

Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2

Метал, що знаходиться в електрохімічному ряду напруг металів лівіше за кобальт, здатний витісняти водень з водяної пари. При цьому утворюється також оксид.

3Fe + 4H2Oпар Fe3O4 + 4H23) Взаємодія металів, гідроксиди яких амфотерні, з розчинами лугів.

Метали, гідроксиди яких амфотерни, витісняють водень із розчинів лугів. Вам необхідно знати 2 таких метали - алюміній та цинк:

2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2

При цьому утворюються комплексні солі - гідроксоалюмінати та гідроксоцінкати.

Усі методи, перераховані досі, засновані на тому самому процесі - окисленні металу атомом водню в ступені окислення +1:

М0 + nН + = Мn + + n/2 H2

4) Взаємодія гідридів активних металів із водою:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

Цей процес заснований на взаємодії водню у ступені окислення -1 з воднем у ступені окислення +1:

5) Електроліз водних розчинів лугів, кислот, деяких солей:

2Н2О 2Н2 + О2

5. Водневі сполукиУ цій таблиці зліва легкою тінню виділено клітини елементів, що утворюють з воднем іонні сполуки - гідриди. Ці речовини мають у своєму складі гідрид-іон Н-. Вони є твердими безбарвними солеподібними речовинами і реагують з водою з виділенням водню.

Елементи основних підгруп IV-VII груп утворюють з воднем сполуки молекулярної будови. Іноді їх називають гідридами, але це некоректно. У їхньому складі немає гідрид-іону, вони складаються з молекул. Як правило, найпростіші водневі сполуки цих елементів – безбарвні гази. Винятки - вода, що є рідиною, та фтороводород, який за кімнатної температури газоподібний, але за нормальних умов - рідина.

Темними клітинами відзначені елементи, що утворюють з воднем сполуки, що виявляють кислотні властивості.

Темними клітинами з хрестом позначені елементи, що утворюють з воднем сполуки, які виявляють основні властивості.

=================================================================================

29). Загальна характеристикавластивостей елементів головної підгрупи 7гр. Хлор. Властивості Лора. Соляна кислота.У підгрупу галогенів входять фтор, хлор, бром, йод та астат (астат – радіоактивний елемент, вивчений мало). Це р-елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають 7 електронів ns2np5. Цим пояснюється спільність їх властивостей.

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення -1. Такий ступінь окислення галогени мають у сполуках з воднем та металами.

Однак атоми галогенів, крім фтору, можуть виявляти і позитивні ступені окислення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окислення пояснюються електронною будовою, яку у атомів фтору можна представити схемою

Будучи найбільш електронегативним елементом, фтор може тільки приймати один електрон на 2р під рівень. У нього один неспарений електрон, тому фтор буває тільки одновалентним, а ступінь окислення завжди -1.

Електронна будова атома хлору виражається схемою атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні і звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор знаходиться в третьому періоді, то він має ще п'ять орбіталей 3d-підрівня, в яких можуть розміститися 10 електронів.

У фтору немає вільних орбіталей, отже, при хімічних реакціях немає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.

Водні розчини водневих сполукгалогенів є кислотами: НF – фтороводнева (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводнева.

Хлор (лат. Chlorum), Cl, хімічний елемент VІІ групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 17, атомна маса 35,453; відноситься до сімейства галогенів. За нормальних умов (0°С, 0,1 Мн/м2, або 1 кгс/см2) жовто-зелений газ із різким подразнюючим запахом. Природний хлор складається з двох стабільних ізотопів: 35Сl (75,77%) та 37Cl (24,23%).

Хімічні властивості хлору. Зовнішня електронна конфігурація атома Cl3s2Зр5. Відповідно до цього Хлор у сполуках виявляє ступені окислення -1, +1, +3, +4, +5, +6 та +7. Ковалентний радіус атома 0,99 Å, іонний радіус Cl-1.82 Å, спорідненість атома Хлору до електрона 3,65 ев, енергія іонізації 12,97 ев.

Хімічно Хлор дуже активний, безпосередньо з'єднується майже з усіма металами (з деякими тільки у присутності вологи або при нагріванні) та з неметалами (крім вуглецю, азоту, кисню, інертних газів), утворюючи відповідні хлориди, вступає в реакцію з багатьма сполуками, заміщає у граничних вуглеводнях і приєднується до ненасичених сполук. Хлор витісняє бром та йод з їх сполук з воднем та металами; зі сполук Хлора із цими елементами він витісняється фтором. Лужні метали у присутності слідів вологи взаємодіють з Хлором із запаленням, більшість металів реагує із сухим Хлором тільки при нагріванні Фосфор займається в атмосфері Хлору, утворюючи РCl3, а при подальшому хлоруванні – РСl5; сірка з хлором при нагріванні дає S2Cl2, SCl2 та інші SnClm. Миш'як, сурма, вісмут, стронцій, телур енергійно взаємодіють із Хлором. Суміш Хлора з воднем горить безбарвним чи жовто-зеленим полум'ям із заснуванням хлористого водню (це ланцюгова реакція). З киснем Хлор утворює оксиди: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, а також гіпохлорити (солі хлорнуватистої кислоти), хлорити, хлорати та перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Хлор у воді гідролізується, утворюючи хлорнувату та соляну кислоти: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. При хлоруванні водних розчинів лугів нахолоду утворюються гіпохлорити та хлориди: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + Н2О, а при нагріванні - хлорати. Хлоруванням сухого гідрооксиду кальцію отримують хлорне вапно. При взаємодії аміаку з хлором утворюється трихлористий азот. При хлоруванні органічних сполук Хлор або заміщає водень, або приєднується по кратних зв'язках, утворюючи різні органічні сполуки, що містять хлор. Хлор утворює з іншими галогенами міжгалогенні сполуки. Фториди ClF, ClF3, ClF3 дуже реакційні; наприклад, в атмосфері ClF3 скляна вата самозаймається. Відомі сполуки хлору з киснем та фтором - оксифториди Хлору: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 та перхлорат фтору FClO4. Соляна кислота (хлороводнева, хлористоводнева, хлористий водень) - HCl, розчин хлороводню у воді; сильна одноосновна кислота. Безбарвна (технічна соляна кислота жовта з-за домішок Fe, Cl2 та ін.), «димна» на повітрі, їдка рідина. Максимальна концентрація при 20 °C дорівнює 38% за масою. Солі соляної кислоти називаються хлоридами.

Взаємодія із сильними окислювачами (перманганат калію, діоксид марганцю) з виділенням газоподібного хлору:

Взаємодія з аміаком з утворенням білого густого диму, що складається з дрібних кристаликів хлориду амонію:

Якісною реакцією на соляну кислоту та її солі є її взаємодія з нітратом срібла, при якому утворюється сирий осад хлориду срібла, нерозчинний в азотній кислоті:

===============================================================================

Водень - проста речовина H 2 (диводень, дипротій, легкий водень).

Коротка характеристика водню:

Неметал.
Безбарвний газ, що важко піддається зрідженню.
Погано розчиняється у воді.
Найкраще розчиняється в органічних розчинниках.
Хемосорбується металами: залізом, нікелем, платиною, паладієм.
Сильний відновник.
Взаємодіє (за високих температур) з неметалами, металами, оксидами металів.
Найбільшу відновну здатність має атомний водень H 0 , одержуваний при термічному розкладанні H 2 .
Ізотопи водню:
- 1 H - протий
- 2 H - дейтерій (D)
- 3 H - тритій (Т)
Відносна молекулярна маса = 2,016
Відносна щільність твердого водню (t=-260°C) = 0,08667
Відносна щільність рідкого водню (t=-253°C) = 0,07108
Надлишковий тиск (н.у.) = 0,08988 г/л
t плавлення = -259,19 ° C
t кипіння = -252,87 ° C
Об'ємний коефіцієнт розчинності водню:
- (t = 0 ° C) = 2,15;
- (t = 20 ° C) = 1,82;
- (t = 60 ° C) = 1,60;

1. Термічне розкладання водню(t=2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Взаємодія водню з неметалами:

H 2 +F 2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 +Cl 2 = 2HCl (при спалюванні або на світлі за кімнатної температури):
- Cl 2 = 2Cl 0
- Cl 0 +H 2 = HCl+H 0
- H 0 +Cl 2 = HCl+Cl 0
H 2 +Br 2 = 2HBr (t=350-500°C, каталізатор платина)
H 2 +I 2 = 2HI (t=350-500°C, каталізатор платина)
H 2 +O 2 = 2H 2 O:
- H 2 +O 2 = 2OH 0
- OH 0 +H 2 = H 2 O+H 0
- H 0 +O 2 = OH 0 +O 0
- O 0 +H 2 = OH 0 +H 0
H 2 +S = H 2 S (t=150..200°C)
3H 2 +N 2 = 2NH 3 (t=500°C, каталізатор залізо)
2H 2 +C(кокс) = CH 4 (t=600°C, каталізатор платина)
H 2 +2C(кокс) = C 2 H 2 (t=1500..2000°C)
H 2 +2C(кокс)+N 2 = 2HCN (t більше 1800°C)

3. Взаємодія водню з складними речовинами:

4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t більше 570°C)
H 2 +Ag 2 SO 4 = 2Ag+H 2 SO 4 (t більше 200°C)
4H 2 +2Na 2 SO 4 = Na 2 S+4H 2 O (t = 550-600°C, каталізатор Fe 2 O 3)
3H 2 +2BCl 3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
H 2 +2EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl (t = 270°C)
4H 2 +CO 2 = CH 4 +2H 2 O (t = 200°C, каталізатор CuO 2)
H 2 +CaC 2 = Ca+C 2 H 2 (t більше 2200°C)
H 2 +BaH 2 = Ba(H 2) 2 (t до 0°C, розчин)

4. Участь водню в окисно-відновних реакціях:

2H 0 (Zn, розб. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
8H 0 (Al, конц. KOH)+KNO 3 = NH 3 +KOH+2H 2 O
2H 0 (Zn, розб. HCl)+EuCl 3 = 2EuCl 2 +2HCl
2H 0 (Al)+NaOH(конц.)+Ag 2 S = 2Ag↓+H 2 O+NaHS
2H 0 (Zn, розб. H 2 SO 4)+C 2 N 2 = 2HCN

Водневі сполуки

D 2 – дидейтерій:

Важкий водень.
Безбарвний газ, що важко піддається зрідженню.
Дідейтерію міститься у природному водні 0,012-0,016% (за масою).
У газовій суміші дидейтерію та протию ізотопний обмін протікає при високих температурах.
Поганорозчинний у звичайній та важкій воді.
Зі звичайною водою ізотопний обмін незначний.
Хімічні властивості аналогічні легкому водню, але дидейтерій має меншу реакційну здатність.
Відносна молекулярна маса = 4,028
Відносна щільність рідкого дидейтерію (t=-253°C) = 0,17
t плавлення = -254,5 ° C
t кипіння = -249,49 ° C

T 2 – дитритій:

Надважкий водень.
Безбарвний радіоактивний газ.
Період напіврозпаду 12,34 роки.
У природі дитритій утворюється внаслідок бомбардування нейтронами космічного випромінювання ядер 14 N, сліди дитритію виявлено у природних водах.
Отримують дитритій у ядерному реакторі бомбардуванням літію повільними нейтронами.
Відносна молекулярна маса = 6,032
t плавлення = -252,52°C
t кипіння = -248,12 ° C

HD - дейтеріоводород:

Безбарвний газ.
Чи не розчиняється у воді.
Хімічні властивості аналогічні H2.
Відносна молекулярна маса = 3,022
Відносна щільність твердого дейтеріоводу (t=-257°C) = 0,146
Надлишковий тиск (н.у.) = 0,135 г/л
t плавлення = -256,5 ° C
t кипіння = -251,02 ° C

Оксиди водню

H 2 O - вода:

Безбарвна рідина.
За ізотопним складом кисню вода складається з H 2 16 O з домішками H 2 18 O та H 2 17 O
За ізотопним складом водню вода складається з 1 H 2 O з домішкою HDO.
Рідка вода піддається протолізу (H 3 O + та OH -):
- H 3 O + (катіон оксонію) є найсильнішою кислотою у водному розчині;
- OH - (гідроксід-іон) є найсильнішою основою у водному розчині;
- Вода - найслабший сполучений протоліт.
З багатьма речовинами вода утворює кристалогідрати.
Вода є хімічно активною речовиною.
Вода є універсальним рідким розчинником неорганічних сполук.
Відносна молекулярна маса води = 18,02
Відносна щільність твердої води (льоду) (t=0°C) = 0,917
Відносна щільність рідкої води:
- (t=0°C) = 0,999841
- (t=20°C) = 0,998203
- (t=25°C) = 0,997044
- (t=50°C) = 0,97180
- (t=100°C) = 0,95835
густина (н.у.) = 0,8652 г/л
t плавлення = 0°C
t кипіння = 100 ° C
Іонний добуток води (25°C) = 1,008·10 -14

1. Термічне розкладання води:
2H 2 O ↔ 2H 2 +O 2 (понад 1000°C)

D 2 O - оксид дейтерію:

Тяжка вода.
Безбарвна гігроскопічна рідина.
В'язкість вища, ніж у води.
Змішується із звичайною водою у необмежених кількостях.
При ізотопному обміні утворюється напівважка вода HDO.
Розчинна здатність нижче, ніж у звичайної води.
Хімічні властивості оксиду дейтерію аналогічні хімічним властивостям води, проте реакції протікають повільніше.
Тяжка вода присутня в природній воді (масове відношення до звичайної води 1:5500).
Оксид дейтерію отримують багаторазовим електролізом природної води, у якому важка вода накопичується у залишку електроліту.
Відносна молекулярна маса важкої води = 20,03
Відносна щільність рідкої важкої води (t=11,6°C) = 1,1071
Відносна щільність рідкої важкої води (t=25°C) = 1,1042
t плавлення = 3,813°C
t кипіння = 101,43 ° C

T 2 O - оксид тритію:

Надважка вода.
Безбарвна рідина.
В'язкість вище, а здатність, що розчиняє, нижче, ніж у звичайної і важкої води.
Змішується зі звичайною та важкою водою у необмежених кількостях.
Ізотопний обмін із звичайною та важкою водою призводить до утворення HTO, DTO.
Хімічні властивості надважкої води аналогічні хімічним властивостям води, але всі реакції протікають набагато повільніше, ніж у важкій воді.
Сліди оксиду тритію знаходять у природній воді та атмосфері.
Отримують надважку воду пропусканням тритію над розпеченим оксидом міді CuO.
Відносна молекулярна маса надважкої води = 22,03
t плавлення = 4,5 ° C