Водородът Н е най-често срещаният елемент във Вселената (около 75% от масата), а на Земята е деветият най-разпространен. Най-важното естествено водородно съединение е водата.
Водородът е на първо място в периодичната таблица (Z = 1). Има най-простата атомна структура: ядрото на атома е 1 протон, заобиколен от електронен облак, състоящ се от 1 електрон.
При някои условия се проявява водород метални свойства(отдава електрон), при други - неметални (получава електрон).
Срещащите се в природата водородни изотопи са: 1H – протий (ядрото се състои от един протон), 2H – деутерий (D – ядрото се състои от един протон и един неутрон), 3H – тритий (T – ядрото се състои от един протон и два неутрони).
Просто вещество водород
Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с ковалентна неполярна връзка.
Физични свойства.Водородът е безцветен, без мирис, вкус, нетоксичен газ. Молекулата на водорода не е полярна. Следователно силите на междумолекулно взаимодействие във водородния газ са малки. Това се проявява в ниски точки на кипене (-252,6 0C) и точки на топене (-259,2 0C).
Водородът е по-лек от въздуха, D (по въздух) = 0,069; слабо разтворим във вода (2 обема H2 се разтварят в 100 обема H2O). Следователно водородът, когато се произвежда в лабораторията, може да бъде събран чрез методи на изместване на въздух или вода.
Производство на водород
В лабораторията:
1. Ефект на разредените киселини върху металите:
Zn +2HCl → ZnCl2 +H2
2. Взаимодействие между алкални и металис вода:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2
3. Хидролиза на хидриди: металните хидриди лесно се разлагат от вода, за да образуват съответните алкали и водород:
NaH +H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 2
4. Ефектът на алкалите върху цинка, алуминия или силиция:
2Al +2NaOH +6H 2 O → 2Na +3H 2
Zn +2KOH +2H 2 O → K 2 +H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
5. Електролиза на вода. За увеличаване електропроводимоствода, към нея се добавя електролит, например NaOH, H 2 SO 4 или Na 2 SO 4. На катода се образуват 2 обема водород, а на анода - 1 обем кислород.
2H 2 O → 2H 2 +O 2
Промишлено производство на водород
1. Конверсия на метан с пара, Ni 800 °C (най-евтиният):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Общо:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Водна пара през горещ кокс при 1000 o C:
C + H 2 O → CO + H 2
CO +H 2 O → CO 2 + H 2
Полученият въглероден окис (IV) се абсорбира от водата и 50% от индустриалния водород се произвежда по този начин.
3. Чрез нагряване на метан до 350°C в присъствието на железен или никелов катализатор:
CH 4 → C + 2H 2
4. Електролиза водни разтвори KCl или NaCl като страничен продукт:
2H 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Химични свойства на водорода
- В съединенията водородът винаги е едновалентен. Характеризира се със степен на окисление +1, но в металните хидриди е равна на -1.
- Молекулата на водорода се състои от два атома. Появата на връзка между тях се обяснява с образуването на обобщена двойка електрони H: H или H 2
- Благодарение на това обобщение на електроните, молекулата Н 2 е по-енергийно стабилна от нейните отделни атоми. За да се разбие 1 мол водородни молекули на атоми, е необходимо да се изразходват 436 kJ енергия: H 2 = 2H, ∆H° = 436 kJ/mol
- Това обяснява относително ниската активност на молекулярния водород при обикновени температури.
- С много неметали водородът образува газообразни съединения като RH 4, RH 3, RH 2, RH.
1) Образува водородни халогениди с халогени:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
В същото време той експлодира с флуор, реагира с хлор и бром само при осветяване или нагряване и с йод само при нагряване.
2) С кислород:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
с отделяне на топлина. При нормални температури реакцията протича бавно, над 550°C експлодира. Смес от 2 обема Н 2 и 1 обем О 2 се нарича детониращ газ.
3) При нагряване реагира енергично със сяра (много по-трудно със селен и телур):
H 2 + S → H 2 S (сероводород),
4) С азот с образуване на амоняк само на катализатор и при повишени температури и налягания:
ZN 2 + N 2 → 2NH 3
5) С въглерод при високи температури:
2H 2 + C → CH 4 (метан)
6) Образува хидриди с алкални и алкалоземни метали (водородът е окислител):
H 2 + 2Li → 2LiH
в металните хидриди водородният йон е отрицателно зареден (степен на окисление -1), т.е. Na + H хидрид - изграден подобно на Na + Cl хлорид -
Co сложни вещества:
7) С метални оксиди (използвани за редуциране на метали):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O
8) с въглероден оксид (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтезът - газ (смес от водород и въглероден окис) е от важно практическо значение, тъй като в зависимост от температурата, налягането и катализатора се образуват различни органични съединения, например HCHO, CH 3 OH и др.
9) Ненаситените въглеводороди реагират с водород, като се насищат:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n+2.
1. Водород. основни характеристики
Водородът H е първият елемент в периодичната таблица, най-често срещаният елемент във Вселената (92%); в земната кора масовата част на водорода е само 1%.
За първи път е изолиран в чист вид от Г. Кавендиш през 1766 г. През 1787 г. А. Лавоазие доказа, че водородът е химичен елемент.
Водородният атом се състои от ядро и един електрон. Електронна конфигурация - 1S1. Молекулата на водорода е двуатомна. Връзката е ковалентна неполярна.
Атомен радиус - (0,08 nm);
йонизационен потенциал (PI) - (13,6 eV);
електроотрицателност (EO) - (2.1);
степен на окисление - (-1; +1).
2. Примери за съединения, съдържащи водород
HCL, H2O, H2S04 и др.
В тази задача трябва да дадете общо описание на елемента водород.
Как да изпълните тази задача
- Запишете местоположението на елемента водород периодичната таблицахимически елементи;
- Опишете този химичен елемент;
- Запишете съединенията, които съдържат водород.
Водородът е следното съединение
Водород - е първият елемент от периодичната таблица на елементите, означен със символа з. Този елемент е в първата група на главната подгрупа, както и в седмата група на главната подгрупа в първия малък период.
Поради много малката си атомна маса, водородът се счита за най-много лек елемент. Освен това плътността му също е много ниска, така че е и еталон за лекота. Ето защо, например, сапунените мехурчета, пълни с водород, са склонни да се издигат във въздуха.
Това е най-често срещаното вещество на нашата планета и извън нея. В крайна сметка почти всички междузвездни пространства и звезди се състоят точно от това съединение.
Има няколко основни вида съединения, съдържащи водород
- Водородни халиди: като HCl, HI, HF и др. Тоест има общата формула HHal.
- Летливи водородни съединения на неметали: H2S, CH4.
- Хидриди: NaH, LiH.
- Хидроксиди, киселини: NaOH, HCl.
- Водороден хидроксид: H2O.
- Водороден пероксид: H2O.
- Многобройни органични съединения: въглеводороди, протеини, мазнини, липиди, витамини, хормони, етерични масла и др.
- Обозначение - H (Водород);
- Латинско наименование - Hydrogenium;
- Период - I;
- Група - 1 (Iа);
- Атомна маса - 1.00794;
- Атомен номер - 1;
- Атомен радиус = 53 pm;
- Ковалентен радиус = 32 pm;
- Разпределение на електрони - 1s 1;
- температура на топене = -259.14°C;
- точка на кипене = -252.87°C;
- Електроотрицателност (според Pauling/според Alpred и Rochow) = 2.02/-;
- Степен на окисление: +1; 0; -1;
- Плътност (бр.) = 0.0000899 g/cm 3 ;
- Моларен обем = 14,1 cm3/mol.
Бинарни съединения на водород с кислород:
Водородът („раждащ водата“) е открит от английския учен Г. Кавендиш през 1766 г. Това е най-простият елемент в природата - водородният атом има ядро и един електрон, което вероятно е причината водородът да е най-разпространеният елемент във Вселената (представляващ повече от половината от масата на повечето звезди).
За водорода можем да кажем, че „макарата е малка, но скъпа“. Въпреки своята „простота“, водородът осигурява енергия на всички живи същества на Земята - на Слънцето протича непрекъсната термоядрена реакция, по време на която един хелиев атом се образува от четири водородни атома, този процес е придружен от освобождаване на колосално количество енергия (за повече подробности вижте Ядрен синтез).
В земната кора масовата част на водорода е само 0,15%. Междувременно огромният брой (95%) от всички известни на Земята химически веществасъдържа един или повече водородни атоми.
В съединения с неметали (HCl, H 2 O, CH 4 ...), водородът отдава единствения си електрон на по-електроотрицателни елементи, проявявайки степен на окисление +1 (по-често), образувайки само ковалентни връзки(Виж Ковалентна връзка).
В съединения с метали (NaH, CaH 2 ...), водородът, напротив, приема друг електрон в единствената си s-орбитала, като по този начин се опитва да завърши своя електронен слой, проявявайки степен на окисление -1 (по-рядко), често образувайки йонна връзка (виж Йонна връзка), тъй като разликата в електроотрицателността на водородния атом и металния атом може да бъде доста голяма.
H 2
В газообразно състояние водородът съществува под формата на двуатомни молекули, образуващи неполярна ковалентна връзка.
Молекулите на водорода имат:
- голяма мобилност;
- голяма сила;
- ниска поляризуемост;
- малък размер и тегло.
Свойства на водородния газ:
- най-лекият газ в природата, без цвят и мирис;
- слабо разтворим във вода и органични разтворители;
- разтваря се в малки количества в течни и твърди метали (особено платина и паладий);
- трудно се втечнява (поради ниската си поляризуемост);
- има най-висока топлопроводимост от всички известни газове;
- при нагряване реагира с много неметали, проявявайки свойствата на редуциращ агент;
- при стайна температура реагира с флуор (възниква експлозия): H 2 + F 2 = 2HF;
- реагира с метали, образувайки хидриди, проявяващи окислителни свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;
В съединенията водородът проявява своите редуциращи свойства много по-силно от окислителните си свойства. Водородът е най-мощният редуциращ агент след въглищата, алуминия и калция. Редукционните свойства на водорода се използват широко в промишлеността за получаване на метали и неметали (прости вещества) от оксиди и галиди.
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O
Реакции на водород с прости вещества
Водородът приема електрон, играейки роля редуциращ агент, в реакции:
- с кислород(при запалване или в присъствието на катализатор), в съотношение 2:1 (водород:кислород) се образува експлозивен детониращ газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 kJ
- с сиво(при нагряване до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- с хлор(при запалване или облъчване с UV лъчи): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
- с флуор: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
- с азот(при нагряване в присъствието на катализатори или при високо налягане): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1
Водородът отдава електрон, играейки роля окислител, в реакции с алкаленИ алкалоземниметали с образуване на метални хидриди - солеви йонни съединения, съдържащи хидридни йони Н - това са нестабилни бели кристални вещества.
Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1
Не е типично за водорода да проявява степен на окисление -1. Когато реагират с вода, хидридите се разлагат, редуцирайки водата до водород. Реакцията на калциев хидрид с вода е както следва:
CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2
Реакции на водород със сложни вещества
- при високи температури водородът редуцира много метални оксиди: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
- метиловият алкохол се получава при реакцията на водород с въглероден оксид (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
- При реакции на хидрогениране водородът реагира с много органични вещества.
Уравненията на химичните реакции на водорода и неговите съединения са разгледани по-подробно на страницата „Водород и неговите съединения - уравнения на химични реакции, включващи водород“.
Приложения на водорода
- V ядрена енергияизползват се изотопи на водорода - деутерий и тритий;
- в химическата промишленост водородът се използва за синтеза на много органична материя, амоняк, хлороводород;
- в хранително-вкусовата промишленост водородът се използва при производството на твърди мазнини чрез хидрогениране на растителни масла;
- за заваряване и рязане на метали се използва висока температура на горене на водород в кислород (2600°C);
- при производството на някои метали водородът се използва като редуциращ агент (виж по-горе);
- Тъй като водородът е лек газ, той се използва в аеронавтиката като пълнител балони, балони, дирижабли;
- Водородът се използва като гориво, смесено с CO.
Напоследък учените обръщат голямо внимание на търсенето алтернативни източницивъзобновима енергия. Една от обещаващите области е "водородната" енергия, в която водородът се използва като гориво, чийто продукт на изгаряне е обикновена вода.
Методи за получаване на водород
Промишлени методи за производство на водород:
- преобразуване на метан (каталитична редукция на водна пара) с водна пара при висока температура (800°C) върху никелов катализатор: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
- преобразуване на въглероден окис с водна пара (t=500°C) върху Fe 2 O 3 катализатор: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
- термично разлагане на метан: CH 4 = C + 2H 2;
- газификация на твърди горива (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
- електролиза на вода (много скъп метод, който произвежда много чист водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Лабораторни методи за получаване на водород:
- действие върху метали (обикновено цинк) със солна или разредена сярна киселина: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2;
- взаимодействие на водна пара с горещи железни стружки: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Водород- първият елемент на периодичната система. Обозначение - H от латинското "hydrogenium". Намира се в първи период, група IA. Отнася се за неметали. Ядреният заряд е 1.
Водородът е един от най-разпространените химични елементи - делът му е около 1% от масата и на трите обвивки земната кора(атмосфера, хидросфера и литосфера), което, преобразувано в атомни проценти, дава цифра 17,0.
Основното количество от този елемент е в свързано състояние. И така, водата съдържа около 11 тегл. %, глина - около 1,5 % и др. Под формата на съединения с въглерод водородът е част от нефта, горимите природни газове и всички организми.
Водородът е газ без цвят и мирис (диаграмата на атомната структура е показана на фиг. 1). Неговите точки на топене и кипене са много ниски (съответно -259 o C и -253 o C). При температура (-240 o C) и под налягане водородът е способен да се втечнява и при бързо изпаряване на получената течност се превръща в в твърдо състояние(прозрачни кристали). Слабо разтворим във вода - 2:100 по обем. Водородът се характеризира с разтворимост в някои метали, например желязо.
Ориз. 1. Структурата на водородния атом.
Атомна и молекулна маса на водорода
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Относителна атомна масаелемент е отношението на масата на атом на даден елемент към 1/12 от масата на въглероден атом.
Относително атомна масае безразмерен и се обозначава с A r (индексът "r" е началната буква английска думароднина, което означава „роднина“). Относителната атомна маса на атомния водород е 1,008 amu.
Масите на молекулите, както и масите на атомите, се изразяват в единици за атомна маса.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Молекулно теглоВеществото се нарича масата на молекулата, изразена в единици за атомна маса. Относително молекулно тегловещества се нарича съотношението на масата на молекула на дадено вещество към 1/12 от масата на въглероден атом, чиято маса е 12 amu.
Известно е, че молекулата на водорода е двуатомна - Н 2 . Относително молекулна масаводородна молекула ще бъде равна на:
M r (H 2) = 1,008 × 2 = 2,016.
Изотопи на водорода
Водородът има три изотопа: протий 1 H, деутерий 2 H или D и тритий 3 H или T. Масовите им числа са 1, 2 и 3. Протият и деутерият са стабилни, тритият е радиоактивен (период на полуразпад 12,5 години). В природните съединения деутерият и протият се съдържат средно в съотношение 1:6800 (въз основа на броя на атомите). Тритий се среща в природата в незначителни количества.
Ядрото на водородния атом 1H съдържа един протон. Ядрата на деутерий и тритий включват, в допълнение към протона, един и два неутрона.
Водородни йони
Водородният атом може или да се откаже от единичния си електрон, за да образува положителен йон (който е гол протон), или да получи един електрон, за да стане отрицателен йон, който има хелиева електронна конфигурация.
Пълното отстраняване на електрон от водороден атом изисква изразходване на много висока йонизационна енергия:
H + 315 kcal = H + + e.
В резултат на това, когато водородът взаимодейства с металоидите, възникват не йонни, а само полярни връзки.
Тенденцията на неутрален атом да получи излишен електрон се характеризира със стойността на неговия електронен афинитет. Във водорода той се изразява доста слабо (това обаче не означава, че такъв водороден йон не може да съществува):
H + e = H - + 19 kcal.
Молекула и атом на водорода
Молекулата на водорода се състои от два атома - Н2. Ето някои свойства, характеризиращи водородния атом и молекула:
Примери за решаване на проблеми
ПРИМЕР 1
| Упражнение | Докажете съществуването на хидриди обща формула EN x, съдържащ 12,5% водород. |
| Решение | Нека изчислим масите на водорода и неизвестния елемент, като вземем масата на пробата за 100 g: m(H) = m (EN x) ×w (H); m(H) = 100 × 0,125 = 12,5 g. m(E) = m(EN x) - m(H); m(E) = 100 - 12,5 = 87,5 g. Нека намерим количеството водородно вещество и неизвестния елемент, като обозначим моларната маса на последния като "x" ( моларна масаводород е 1 g/mol): |
Структура и физични свойстваводородВодородът е двуатомен газ H2. Няма нито цвят, нито мирис. Това е най-лекият газ. Поради това свойство той е бил използван в балони, дирижабли и подобни устройства, но широкото използване на водород за тези цели е възпрепятствано от експлозивността му при смесване с въздух.
Молекулите на водорода са неполярни и много малки, така че има малко взаимодействие между тях. В това отношение той има много ниски точки на топене (-259°C) и точки на кипене (-253°C). Водородът е практически неразтворим във вода.
Водородът има 3 изотопа: обикновен 1H, деутерий 2H или D и радиоактивен тритий 3H или T. Тежките изотопи на водорода са уникални с това, че са 2 или дори 3 пъти по-тежки от обикновения водород! Ето защо замяната на обикновения водород с деутерий или тритий значително влияе върху свойствата на веществото (например точките на кипене на обикновения водород H2 и деутерий D2 се различават с 3,2 градуса). Взаимодействие на водород с прости вещества Водородът е неметал със средна електроотрицателност. Следователно той има както окислителни, така и редуциращи свойства.
Окислителните свойства на водорода се проявяват при реакции с типични метали- елементи на основните подгрупи на групи I-II на периодичната таблица. Най-активните метали (алкални и алкалоземни) при нагряване с водород дават хидриди - твърди солеподобни вещества, съдържащи хидриден йон H- в кристалната решетка. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2Редукционните свойства на водорода се проявяват в реакции с по-типични неметали от водорода: 1) Взаимодействие с халогени H2 + F2 = 2HF
Взаимодействието с флуорни аналози - хлор, бром, йод - протича по подобен начин. Тъй като активността на халогена намалява, интензивността на реакцията намалява. Реакцията с флуор протича експлозивно при нормални условия, реакцията с хлор изисква светлина или нагряване, а реакцията с йод протича само при силно нагряване и е обратима. 2) Взаимодействие с кислород 2H2 + O2 = 2H2O Реакцията протича с голямо отделяне на топлина, понякога с експлозия. 3) Взаимодействие със сярата H2 + S = H2S Сярата е много по-малко активен неметал от кислорода и взаимодействието с водорода протича спокойно.b 4) Взаимодействие с азот 3H2 + N2↔ 2NH3 Реакцията е обратима и протича в забележима степен само в присъствието на катализатор, при нагряване и под налягане. Продуктът се нарича амоняк. 5) Взаимодействие с въглерод C + 2H2↔ CH4 Реакцията протича в електрическа дъга или при много високи температури. Други въглеводороди също се образуват като странични продукти. 3. Взаимодействие на водорода със сложни веществаВодородът също проявява редуциращи свойства при реакции със сложни вещества: 1) Редукция на метални оксиди, разположени в електрохимичната серия на напрежение вдясно от алуминия, както и неметални оксиди: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Водородът се използва като редуциращ агент за извличане на метали от оксидни руди. Реакциите протичат при нагряване 2) Присъединяване към ненаситени органични вещества; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакциите протичат в присъствието на катализатор и под налягане. Засега няма да засягаме други реакции на водорода. 4. Производство на водородВ промишлеността водородът се произвежда чрез преработка на въглеводородни суровини - природен и свързан газ, кокс и др. Лабораторни методи за получаване на водород:
1) Взаимодействие на метали, които са в електрохимичния ред на напрежението на металите вляво от водорода, с киселини. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Взаимодействие на метали в електрохимичната серия от напрежение на метали вляво от магнезий със студена вода . Това също произвежда алкали.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Метал, разположен в електрохимичната серия напрежения на металите вляво от мангана, е способен да измести водорода от водата при определени условия (магнезий - от топла вода, алуминий - подлежи на отстраняване на оксидния филм от повърхността).
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2
Металът, разположен в електрохимичната серия от метали на напрежение вляво от кобалта, е способен да измества водорода от водната пара. Това също произвежда оксид.
3Fe + 4H2O пари Fe3O4 + 4H23) Взаимодействие на метали, чиито хидроксиди са амфотерни с алкални разтвори.
Металите, чиито хидроксиди са амфотерни, изместват водорода от алкалните разтвори. Трябва да знаете 2 такива метала - алуминий и цинк:
2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na + + 3H2
Zn + 2KOH + 2H2O = K2 + H2
В този случай се образуват комплексни соли - хидроксоалуминати и хидроксоалуминати.
Всички изброени дотук методи се основават на един и същ процес - окисление на метал с водороден атом в степен на окисление +1:
М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2
4) Взаимодействие на активни метални хидриди с вода:
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2
Този процес се основава на взаимодействието на водород в степен на окисление -1 с водород в степен на окисление +1:
5) Електролиза на водни разтвори на основи, киселини, някои соли:
2H2O 2H2 + O2
5. Водородни съединенияВ тази таблица вляво клетките на елементите, които образуват йонни съединения с водород - хидриди - са подчертани със светла сянка. Тези вещества съдържат хидриден йон H-. Те са твърди, безцветни, солеподобни вещества и реагират с вода, за да отделят водород.
Елементи от основните подгрупи на групи IV-VII образуват съединения с водород молекулярна структура. Понякога те се наричат също хидриди, но това е неправилно. Те не съдържат хидриден йон, те се състоят от молекули. По правило най-простите водородни съединения на тези елементи са безцветни газове. Изключенията са водата, която е течност, и флуороводородът, който е газ при стайна температура, но е течност при нормални условия.
Тъмните клетки показват елементи, които образуват съединения с водород, които проявяват киселинни свойства.
Тъмните клетки с кръст показват елементи, които образуват съединения с водород, които показват основни свойства.
=================================================================================
29). основни характеристикисвойства на елементи от главна подгрупа 7гр. хлор. Свойства на знанията. Солна киселина.Подгрупата на халогените включва флуор, хлор, бром, йод и астат (астатът е радиоактивен елемент, малко проучен). Това са p-елементи от VII група на периодичната таблица на Д. И. Менделеев. На външно енергийно ниво техните атоми имат 7 електрона ns2np5. Това обяснява сходството на техните свойства.
Те лесно добавят по един електрон, показвайки степен на окисление -1. Халогените имат тази степен на окисление в съединения с водород и метали.
Въпреки това, халогенните атоми, в допълнение към флуора, могат също да проявяват положителни степени на окисление: +1, +3, +5, +7. Възможните стойности на степента на окисление се обясняват с електронната структура, която за флуорните атоми може да бъде представена от диаграмата
Тъй като е най-електроотрицателният елемент, флуорът може да приеме само един електрон на подниво 2p.Той има един несдвоен електрон, така че флуорът е само едновалентен и степента на окисление винаги е -1.
Електронната структура на хлорния атом се изразява чрез диаграмата: Хлорният атом има един несдвоен електрон в подниво 3p и нормалното (невъзбудено) състояние на хлора е едновалентно. Но тъй като хлорът е в третия период, той има още пет орбитали от 3d подниво, които могат да поемат 10 електрона.
Флуорът няма свободни орбитали, което означава, че когато химична реакцияВ атома няма разделяне на сдвоени електрони. Следователно, когато се разглеждат свойствата на халогените, винаги е необходимо да се вземат предвид характеристиките на флуора и съединенията.
Водни разтвори на водородни съединения на халогени са киселини: HF - флуороводородна (флуорна), HCl - солна (солна), HBr - бромоводородна, HI - йодоводородна.
Хлор (лат.Chlorum), Cl, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 17, атомна маса 35.453; принадлежи към семейството на халогените. При нормални условия (0°C, 0,1 Mn/m2 или 1 kgf/cm2) това е жълто-зелен газ със силна дразнеща миризма. Естественият хлор се състои от два стабилни изотопа: 35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%).
Химични свойствахлор. Външната електронна конфигурация на атома Cl е 3s2Zr5. В съответствие с това хлорът в съединенията проявява степени на окисление -1, +1, +3, +4, +5, +6 и +7. Ковалентният радиус на атома е 0,99Å, йонният радиус на Cl- е 1,82Å, афинитетът към електрона на хлорния атом е 3,65 eV, а йонизационната енергия е 12,97 eV.
Химически хлорът е много активен, директно се свързва с почти всички метали (с някои само при наличие на влага или при нагряване) и с неметали (с изключение на въглерод, азот, кислород, инертни газове), образувайки съответните хлориди, реагира с много съединения, замества водорода в наситени въглеводороди и свързва ненаситени съединения. Хлорът измества брома и йода от техните съединения с водород и метали; От съединенията на хлора с тези елементи той се заменя с флуор. Алкални металипри наличие на следи от влага, те реагират с хлор с запалване; повечето метали реагират със сух хлор само при нагряване. Фосфорът се запалва в атмосфера на хлор, образувайки PCl3 и при по-нататъшно хлориране - PCl5; Сярата с хлор при нагряване дава S2Cl2, SCl2 и други SnClm. Арсен, антимон, бисмут, стронций, телур взаимодействат енергично с хлора. Смес от хлор и водород гори с безцветен или жълто-зелен пламък с образуването на хлороводород (това е верижна реакция). С кислорода хлорът образува оксиди: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, както и хипохлорити (соли на хипохлорната киселина), хлорити, хлорати и перхлорати. Всички кислородни съединения на хлора образуват експлозивни смеси с лесно окисляеми вещества. Хлорът във водата хидролизира, образувайки хипохлорна и солна киселина: Cl2 + H2O = HClO + HCl. При хлориране на водни разтвори на основи на студено се образуват хипохлорити и хлориди: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O, а при нагряване се образуват хлорати. Хлорирането на сух калциев хидроксид произвежда белина. Когато амонякът реагира с хлор, се образува азотен трихлорид. При хлориране на органични съединения хлорът замества водорода или добавя множество връзки, образувайки различни хлорсъдържащи съединения. органични съединения. Хлорът образува интерхалогенни съединения с други халогени. Флуоридите ClF, ClF3, ClF3 са много реактивни; например в атмосфера на ClF3 стъклената вата се запалва спонтанно. Известни съединения на хлор с кислород и флуор са хлорни оксифлуориди: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и флуорен перхлорат FClO4. Солна киселина (солна киселина, солна киселина, хлороводород) - HCl, разтвор на хлороводород във вода; силна монопротонова киселина. Безцветен (техническата солна киселина е жълтеникава поради примеси на Fe, Cl2 и др.), "пуши" във въздуха, разяждаща течност. Максималната концентрация при 20 °C е 38% тегловни. Солите на солната киселина се наричат хлориди.
Взаимодействие със силни окислители (калиев перманганат, манганов диоксид) с отделяне на хлорен газ:
Реакция с амоняк за образуване на гъст бял дим, състоящ се от малки кристали амониев хлорид:
Качествена реакция на солна киселинаи неговата сол е взаимодействието му със сребърен нитрат, което води до образуването на пресечена утайка от сребърен хлорид, неразтворим в азотна киселина:
===============================================================================
