Водень H — найпоширеніший елемент у Всесвіті (близько 75 % за масою), Землі — дев'ятий за поширеністю. Найбільш важливою природною сполукою водню є вода.
Водень займає перше місце у періодичній системі (Z = 1). Він має найпростішу будову атома: ядро атома – 1 протон, оточене електронною хмарою, що складається з 1 електрона.
В одних умовах водень виявляє металеві властивості(віддає електрон), в інших – неметалічні (приймає електрон).
У природі зустрічаються ізотопи водню: 1Н - протий (ядро складається з одного протону), 2Н - дейтерій (D - ядро складається з одного протону та одного нейтрону), 3Н - тритій (Т - ядро складається з одного протону та двох нейтронів).
Проста речовина водень
Молекула водню складається з двох атомів, пов'язаних між собою ковалентним неполярним зв'язком.
Фізичні властивості.Водень - безбарвний нетоксичний газ без запаху та смаку. Молекула водню не є полярною. Тому сили міжмолекулярної взаємодії у газоподібному водні малі. Це проявляється у низьких температурах кипіння (-252,6 0С) та плавлення (-259,2 0С).
Водень легший за повітря, D (по повітрю) = 0,069; незначно розчиняється у воді (у 100 об'ємах H2O розчиняється 2 об'єми H2). Тому водень при отриманні в лабораторії можна збирати методами витіснення повітря чи води.
Одержання водню
В лабораторії:
1.Дія розведених кислот на метали:
Zn +2HCl → ZnCl 2 +H 2
2.Взаємодія лужних та щ-з металівз водою:
Ca +2H 2 O → Ca(OH) 2 +H 2
3.Гідроліз гідридів: гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу та водню:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
СаH 2 + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + 2Н 2
4.Дія лугів на цинк чи алюміній чи кремній:
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. Електроліз води. Для збільшення електричної провідностіводи до неї додають електроліт, наприклад NаОН, Н 2 SO 4 або Na 2 SO 4 . На катоді утворюється 2 обсяги водню, аноді - 1 обсяг кисню.
2H 2 O → 2H 2 +О 2
Промислове одержання водню
1. Конверсія метану з водяною парою, Ni 800 °С (найдешевший):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
У сумі:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2
2. Пари води через розпечений кокс при 1000 про:
З + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2
Оксид вуглецю (IV), що утворюється, поглинається водою, цим способом отримують 50 % промислового водню.
3. Нагріванням метану до 350°С у присутності залізного або нікелевого каталізатора:
СH 4 → С + 2Н 2
4. Електролізом водних розчинів KCl або NaCl як побічний продукт:
2Н 2 Про + 2NaCl→ Cl 2 + H 2 + 2NaOH
Хімічні властивості водню
- У сполуках водень завжди одновалентний. Він характерна ступінь окислення +1, але у гідридах металів вона дорівнює -1.
- Молекула водню і двох атомів. Виникнення зв'язку з-поміж них пояснюється утворенням узагальненої пари електронів Н:Н чи Н 2
- Завдяки цьому узагальнення електронів молекула Н 2 більш енергетично стійка, ніж окремі атоми. Щоб розірвати в 1 моль водню молекули на атоми, необхідно витратити енергію 436 кДж: Н 2 = 2Н, ∆H° = 436 кДж/моль
- Цим пояснюється порівняно невелика активність молекулярного водню за нормальної температури.
- З багатьма неметалами водень утворює газоподібні сполуки типу RН 4 , RН 3 , RН 2 , RН.
1) З галогенами утворює галогеноводороди:
Н 2 + Cl 2 → 2НСl.
При цьому з фтором вибухає, з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом тільки при нагріванні.
2) З киснем:
2Н 2 + О 2 → 2Н 2 О
із виділенням тепла. При нормальних температурах реакція протікає повільно, вище 550 ° С - з вибухом. Суміш 2 обсягів Н 2 і 1 обсягу 2 називається гримучим газом.
3) При нагріванні енергійно реагує із сіркою (значно важче з селеном та телуром):
Н 2 + S → H 2 S (сірководень),
4) З азотом з утворенням аміаку лише на каталізаторі та при підвищених температурах та тисках:
ДТ 2 + N 2 → 2NН 3
5) З вуглецем при високих температурах:
2Н 2 + С → СН 4 (метан)
6) З лужними та лужноземельними металами утворює гідриди (водень – окислювач):
Н 2 + 2Li → 2LiH
в гідридах металів іон водню заряджений негативно (ступінь окислення -1), тобто гідрид Na + H - побудований подібно до хлориду Na + Cl -
7) З оксидами металів (використовується для відновлення металів):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4Н 2 О
8) з оксидом вуглецю (II):
CO + 2H 2 → CH 3 OH
Синтез - газ (суміш водню і чадного газу) має важливе практичне значення, т.к. залежно від температури, тиску і каталізатора утворюються різні органічні сполуки, наприклад НСНО, СН 3 ВІН та інші.
9) Ненасичені вуглеводні реагують з воднем, переходячи в насичені:
З n Н 2n + Н 2 → З n Н 2n+2 .
1. Водень. Загальна характеристика
Водень H - перший елемент у періодичній системі, найпоширеніший елемент у Всесвіті (92%); у земній корі масова частка водню становить лише 1%.
Вперше виділено у чистому вигляді Г. Кавендішем у 1766 р. У 1787р. А. Лавуазьє довів, що водень - хімічний елемент.
Атом водню складається з ядра та одного електрона. Електронна конфігурація – 1S1. Молекула водню двоатомна. Зв'язок ковалентний неполярний.
Радіус атома – (0,08 нм);
потенціал іонізації (ПІ) - (13,6 еВ);
електронегативність (ЕО) - (2,1);
ступеня окиснення - (-1; +1).
2. Приклади сполук, що містять водень
HCL, H2O, H2S04 тощо.
В даному завданні вам необхідно дати загальну характеристику водню.
Порядок виконання цього завдання
- Запишіть розташування елемента водню в періодичної системихімічні елементи;
- Опишіть цей хімічний елемент;
- Запишіть сполуки, які містять водень.
Водень являє собою таку сполуку
Водень - є першим елементом періодичної системи елементів, що позначається символом H. Даний елемент знаходиться у першій групі головної підгрупи, а також сьомій групі головної підгрупи у першому малому періоді.
Завдяки зовсім маленькій атомній масі водень вважається самим легким елементом. Крім того, його щільність також дуже мала, тому він є еталоном легкості. Тому, наприклад, мильні бульбашки, наповнені воднем, у повітрі прагнуть вгору.
Є найпоширенішою речовиною на нашій планеті та за її межами. Адже практично весь міжзоряний простір та зірки складаються саме з цього з'єднання.
Можна виділити кілька основних типів сполук, що містять водень
- Галогеноводні: такі як HCl, HI, HF і т.д. Тобто мають загальну формулу HHal.
- Летючі водневі сполуки неметалів: H2S, СН4.
- Гідриди: NaH, LiH.
- Гідроксиди, кислоти: NaOH, HCl.
- Гідроксид водню: Н2О.
- Пероксид водню: Н2О.
- Численні органічні сполуки: вуглеводні, білки, жири, ліпіди, вітаміни, гормони, ефірні олії та інші.
- Позначення – H (Hydrogen);
- Латинська назва – Hydrogenium;
- Період – I;
- Група – 1 (Ia);
- Атомна маса – 1,00794;
- Атомний номер – 1;
- Радіус атома = 53 пм;
- Ковалентний радіус = 32 пм;
- Розподіл електронів - 1s 1;
- t плавлення = -259,14 ° C;
- t кипіння = -252,87 ° C;
- Електронегативність (по Полінгу/по Алпреду та Рохову) = 2,02/-;
- Ступінь окиснення: +1; 0; -1;
- Щільність (н. у.) = 0,0000899 г/см 3;
- Молярний об'єм = 14,1 см3/моль.
Бінарні сполуки водню з киснем:
Водень ("що народжує воду") був відкритий англійським вченим Г. Кавендішем у 1766 році. Це найпростіший елемент у природі - атом водню має ядро і один електрон, напевно, тому водень є найпоширенішим елементом у Всесвіті (становить більше половини маси більшості зірок).
Про водень можна сказати, що "малий золотник, та дорогий". Незважаючи на свою "простоту", водень дає енергію всім живим істотам на Землі - на Сонці йде безперервна термоядерна реакція в ході якої з чотирьох атомів водню утворюється один атом гелію, цей процес супроводжується виділенням колосальної кількості енергії (див. Ядерний синтез).
У земній корі масова частка водню становить лише 0,15%. Тим часом переважна кількість (95%) всіх відомих на Землі. хімічних речовинмістять один або кілька атомів водню.
У з'єднаннях з неметалами (HCl, H 2 O, CH 4 ...) водень віддає свій єдиний електрон більш електронегативним елементам, виявляючи ступінь окислення +1 (частіше), утворюючи тільки ковалентні зв'язки(Див. Ковалентний зв'язок).
У з'єднаннях з металами (NaH, CaH 2 ...) водень, навпаки, приймає на свою єдину s-орбіталь ще один електрон, намагаючись таким чином завершити свій електронний шар, виявляючи ступінь окислення -1 (рідше), утворюючи частіше іонну зв'язок (див. Іонний зв'язок), т. К. Різниця в електронегативності атома водню і атома металу може бути досить великий.
H 2
У газоподібному стані водень знаходиться у вигляді двоатомних молекул, утворюючи неполярний ковалентний зв'язок.
Молекули водню мають:
- великою рухливістю;
- великою міцністю;
- малою поляризацією;
- малими розмірами та масою.
Властивості газу водню:
- найлегший у природі газ, без кольору та запаху;
- погано розчиняється у воді та органічних розчинниках;
- в незначних кіл-вах розчиняється в рідких і твердих металах (особливо в платині та паладії);
- важко піддається зрідженню (внаслідок своєї малої поляризуемості);
- має найвищу теплопровідність з усіх відомих газів;
- при нагріванні реагує з багатьма неметалами, виявляючи властивості відновника;
- при кімнатній температурі реагує з фтором (відбувається вибух): H2 + F2 = 2HF;
- з металами реагує з утворенням гідридів, виявляючи окисні властивості: H 2 + Ca = CaH 2;
У сполуках водень набагато сильніше виявляє свої відновлювальні властивості, ніж окисні. Водень є найсильнішим відновником після вугілля, алюмінію та кальцію. Відновлювальні властивості водню широко використовуються в промисловості для одержання металів та неметалів (простих речовин) з оксидів та галідів.
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O
Реакції водню із простими речовинами
Водень приймає електрон, граючи роль відновлювача, у реакціях:
- з киснем(при підпалюванні або у присутності каталізатора), у співвідношенні 2:1 (водень:кисень) утворюється вибухонебезпечний гримучий газ: 2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
- з сірої(при нагріванні до 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- з хлором(при підпалюванні або опроміненні УФ-променями): H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
- з фтором: H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
- з азотом(при нагріванні в присутності каталізаторів або при високому тиску): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1
Водень віддає електрон, граючи роль окислювача, у реакціях з лужнимиі лужноземельнимиметалами з утворенням гідридів металів - солеподібні іонні сполуки, що містять гідрид-іони H - це нестійкі кристалічні в-ва білого кольору.
Ca+H 2 = CaH 2 -1 2Na+H 2 0 = 2NaH -1
Для водню нехарактерно виявляти рівень окислення -1. Реагуючи з водою, гідриди розкладаються, відновлюючи воду до водню. Реакція гідриду кальцію з водою має такий вигляд:
CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2
Реакції водню зі складними речовинами
- за високої температури водень відновлює багато оксидів металів: ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
- метиловий спирт одержують внаслідок реакції водню з оксидом вуглецю (II): 2H 2 +CO → CH 3 OH
- у реакціях гідрогенізації водень реагує з багатьма органічними речовинами.
Більш детально рівняння хімічних реакцій водню та його сполук розглянуті на сторінці "Водень та його сполуки - рівняння хімічних реакцій за участю водню".
Застосування водню
- в атомної енергетикивикористовуються ізотопи водню - дейтерій та тритій;
- у хімічній промисловості водень використовують для синтезу багатьох органічних речовин, Аміаку, хлороводню;
- у харчовій промисловості водень застосовують у виробництві твердих жирів за допомогою гідрогенізації рослинних олій;
- для зварювання та різання металів використовують високу температуру горіння водню в кисні (2600°C);
- при отриманні деяких металів водень використовують як відновник (див. вище);
- оскільки водень є легким газом, його використовують у повітроплаванні як наповнювач повітряних куль, аеростатів, дирижаблів;
- як паливо водень використовують у суміші з СО.
Останнім часом вчені приділяють чимало уваги пошуку альтернативних джерелвідновлюваної енергії. Одним із перспективних напрямів є "воднева" енергетика, в якій як паливо використовується водень, продуктом згоряння якого є звичайна вода.
Способи одержання водню
Промислові способи одержання водню:
- конверсією метану (каталітичним відновленням водяної пари) парами води за високої температури (800°C) на нікелевому каталізаторі: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
- конверсією оксиду вуглецю з водяною парою (t=500°C) на каталізаторі Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2;
- термічним розкладанням метану: CH 4 = C + 2H 2;
- газифікацією твердих палив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2;
- електролізом води (дуже дорогий спосіб, при якому виходить дуже чистий водень): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .
Лабораторні способи одержання водню:
- дією на метали (частіше цинк) соляною або розведеною сірчаною кислотою: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2;
- взаємодією пар води з розпеченими залізними стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .
ВИЗНАЧЕННЯ
Водень- Перший елемент Періодичної таблиці. Позначення – H від латинського «hydrogenium». Розташований у першому періоді, ІА групі. Належить до неметалів. Заряд ядра дорівнює 1.
Водень є одним із найпоширеніших хімічних елементів - його частка становить близько 1% від маси всіх трьох оболонок земної кори(атмосфери, гідросфери та літосфери), що при перерахунку на атомні відсотки дає цифру 17,0.
Основна кількість цього елемента перебуває у зв'язаному стані. Так, вода містить близько 11 ваги. %, глина – близько 1,5% тощо. У вигляді сполук із вуглецем водень входить до складу нафти, горючих природних газів та всіх організмів.
Водень є газом без кольору і запаху (схема будови атома представлена на рис. 1). Його температури плавлення і кипіння лежать дуже низько (-259 o З -253 o З відповідно). При температурі (-240 o С) і під тиском водень здатний зріджуватися, а при швидкому випаровуванні отриманої рідини переходити в твердий стан(Прозорі кристали). У воді він розчинний незначно – 2:100 за обсягом. Характерна для водню розчинність у деяких металах, наприклад, у залізі.
Рис. 1. Будова атома водню.
Атомна та молекулярна маса водню
ВИЗНАЧЕННЯ
Відносною атомною масоюелемента називають відношення маси атома даного елемента до 1/12 маси атома вуглецю.
Відносна атомна масабезрозмірна та позначається A r (індекс «r» — початкова літера англійського слова relative, що у перекладі означає «відносний»). Відносна атомна маса атомарного водню дорівнює 1,008 а.
Маси молекул, як і маси атомів виражаються в атомних одиницях маси.
ВИЗНАЧЕННЯ
Молекулярною масоюречовини називається маса молекули, що виражена в атомних одиницях маси. Відносною молекулярною масоюречовини називають відношення маси молекули даної речовини до 1/12 маси атома вуглецю, маса якого дорівнює 12 а.
Відомо, що молекула водню двоатомна - H2. Відносна молекулярна масамолекули водню дорівнюватиме:
M r (H2) = 1,008 × 2 = 2,016.
Ізотопи водню
Водень має три ізотопи: протий 1 H, дейтерій 2 Н або D і тритій 3 Н або Т. Їх масові числа дорівнюють 1, 2 і 3. Протий і дейтерій стабільні, тритій - радіоактивний (період напіврозпаду 12,5 років). У природних сполуках дейтерій та протий у середньому містяться щодо 1:6800 (за кількістю атомів). Тритій перебуває у природі у мізерно малих кількостях.
Ядро атома водню H містить один протон. Ядра дейтерію і тритію включають крім протона один і два нейтрони.
Іони водню
Атом водню може або віддавати свій єдиний електрон з утворенням позитивного іона (що є «голим» протоном), або приєднувати один електрон, переходячи в негативний іон, що має гелійну електронну конфігурацію.
Повний відрив електрона від атома водню потребує витрати дуже великої енергії іонізації:
Н + 315 ккал = Н + + е.
Внаслідок цього при взаємодії водню з металоїдами виникають не іонні, а лише полярні зв'язки.
Тенденція тієї чи іншої нейтрального атома до приєднання надлишкового електрона характеризується значенням його спорідненості електрону. У водню воно виражено досить слабо (проте це не говорить про неможливість існування такого іона водню):
Н + е = Н - + 19 ккал.
Молекула та атом водню
Молекула водню і двох атомів - Н 2 . Наведемо деякі властивості, що характеризують атом та молекулу водню:
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | Доведіть, що існують гідриди загальної формулиЕН х, що містять 12,5% водню. |
| Рішення | Розрахуємо маси водню та невідомого елемента, прийнявши масу зразка за 100 г: m(H) = m (ЕН х) × w (H); m(H) = 100 × 0,125 = 12,5г. m(Е) = m (ЕН х) - m(H); m(Е) = 100 - 12,5 = 87,5 р. Знайдемо кількість речовини водню та невідомого елемента, позначивши за «х» молярну масу останнього ( молярна масаводню дорівнює 1 г/моль): |
Будова та Фізичні властивостіводнюВодень - 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. Важкі 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 з простими речовинами Водень - неметал середньої електронегативності. Тому йому притаманні і окисні, і відновлювальні властивості.
Окисні властивості водню проявляються в реакціях з 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 у кристалічній решітці гідрид-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 із 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 за дуже високих температур. 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. Одержання 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 ліворуч від магнію, з холодною водою. При цьому також утворюється луг.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Метал, що знаходиться в електрохімічному ряду 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 головних 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 реакціяхнемає роз'єднання спарених електронів в атомі. Тому при розгляді властивостей галогенів завжди треба враховувати особливості фтору та сполук.
Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: НF – фтороводнева (плавикова), НСl – хлороводнева (соляна), НВr – бромводнева, НI – йодоводородна.
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 дратівливим запахом. Природний хлор складається з двох стабільних ізотопів: 35Сl (75,77%) та 37Cl (24,23%).
Хімічні властивостіХлора. 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 металиу присутності слідів вологи взаємодіють з хлором з запаленням, більшість металів реагує з 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 хлорноватої кислоти), хлорити, хлорати та перхлорати. Всі кисневі сполуки хлору утворюють вибухонебезпечні суміші з речовинами, що легко окислюються. Хлор у воді гідролізується, утворюючи хлорнуватисту 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 хлоровмісні органічних сполук. 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 через 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:
===============================================================================
