Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение водорода. Гидриды
жүктеу/скачать 0.59 Mb.
|
| 1/ 1. Водород. Изотопы водорода. Свойства водорода. Получение и применение
водорода. Гидриды. Водород — первый элемент периодической системы элементов. Широко распространён в природе. Катион (и ядро) самого распространённого изотопа водорода 1H — протон. Свойства ядра 1H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ. Три изотопа водорода имеют собственные названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий (D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T). Простое вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, платине. ПОлучение В промышленности 1.Электролиз водных растворов солей: 2NaCl + 2H2O > H2^ + 2NaOH + Cl2 2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000°C: H2O + C ? H2^ + CO^ 3.Из природного газа. Конверсия с водяным паром: CH4 + H2O ? CO^ + 3H2^ (1000 °C) Каталитическое окисление кислородом: 2CH4 + O2 ? 2CO^ + 4H2^ 4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти В лаборатории 1.Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту:
2.Взаимодействие кальция с водой: Ca + 2H2O > Ca(OH)2 + H2^ 3.Гидролиз гидридов: NaH + H2O > NaOH + H2^ 4.Действие щелочей на цинк или алюминий: 2Al + 2NaOH + 6H2O > 2Na[Al(OH)4] + 3H2^ Zn + 2KOH + 2H2O > K2[Zn(OH)4] + H2^ 5.С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:
Молекулы водорода Н2 довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия: Н2 = 2Н ? 432 кДж Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция: Ca + Н2 = СаН2 и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород: F2 + H2 = 2HF С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении: О2 + 2Н2 = 2Н2О Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например: CuO + Н2 = Cu + Н2O Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода. N2 + 3H2 > 2NH3 С галогенами образует галогеноводороды: F2 + H2 > 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре, Cl2 + H2 > 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету. С сажей взаимодействует при сильном нагревании: C + 2H2 > CH4 При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды: 2Na + H2 > 2NaH Ca + H2 > CaH2 Mg + H2 > MgH2 Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются: CaH2 + 2H2O > Ca(OH)2 + 2H2^ Оксиды восстанавливаются до металлов: CuO + H2 > Cu + H2O Fe2O3 + 3H2 > 2Fe + 3H2O WO3 + 3H2 > W + 3H2O Использование: При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс При производстве маргарина из жидких растительных масел Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ) Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, когда дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость. Водород используют в качестве ракетного топлива. 2/Галогены. Строение атомов, молекул и простых веществ. Проявляемые степени окисления. Физические и химические свойства галогенов и зако- номерности в их изменении. Энергетические диаграммы молекул галоге- нов.
На валентных орбиталях - 7 электронов ns2np5. Являются сильными окислителями, присоединяя ион - образуют отрицательно заряженные галогениды. Хлор бром йод астат имеют степени гокисления +1 +3 +5 +7, фтор - с самой высокой электроотричательностью, не имеет + СО. F->at радиусы атома возрастают, уменьшается : энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность - неметалл свойства - ослабевают. Образуют двухатомные молекула Г2. в ряду F2-Cl2-Br2-I2 прочность связи убывает из за снижения плотности перекрывания валентных орбиталей с ростом гланого кв. числа. В этом же ряду увеличивается ван-дер-ваальсово взаимодействие (рост темп плавления) и снижается окислительная активность Физические Фтор - бледно-зеленый газ, температура плавления -219оС, кипения -188оС, в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует.
Хим. свойства - образуют кислородные соединения - оксиды и оксокислоты - растворимы в спиртах бензоле простых эфирах - в водном растворе все кроме фтора диспропорционируют, равновесие смещается влево - фтор окисляет воду - образую галлогениды с металлами - убывание окислительной активности: Н2 + Г2 =2НГ (фтор в темноте, хлор на свету, бром ещё и при нагреве, а йод - ещё и обратима) - вытесняют из солец более слабые Г - хлор вытесняет бромиды и йодиды (Cl2 + 2KBr=Br2+2KCl) Различная окисл. способность влияет на живые организмы - хлор и бром - отравляющие. а йод - антисептик Применение: Хлор - поливинилхлорид, хлорбензол и т.д. для отбеливания тканей, очищения воды, дезинфекции, а произвоные (KClO3) являются компонентами ракетного топлива. Бром - как краситель и лекарственный препарат. Иойд - получение металлов высокой степени чистоты, как катализатор в орг синтезе, как антисептик и лекарство Получение:
В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрия в специальных электролизёрах. Основным способом получения простых веществ является окисление галогенидов Бром получают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения иода из природных рассолов, богатых I-. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br2 и I2 удаляются из раствора потоком воздуха В природе встречаются следующие стабильные изотопы галогенов: фтора - 19F, хлора - 35Cl и 37Cl, брома - 79Br и 81Br, иода - 127I.
действие галогенов с водой. Образование клатратов. Растворимость. Галогены обладают некоторой растворимостью в воде, однако, как и следовало ожидать, из-за ковалентного характера связи XX и малого заряда растворимость их невелика. Фтор настолько активен, что оттягивает электронную пару от кислорода воды, при этом выделяется свободный O2 и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен, но в реакции с водой получается некоторое количество HOCl и HCl. Гидраты хлора (например, Cl2*8H2O) могут быть выделены из раствора при охлаждении. Иод проявляет необычные свойства при растворении в различных растворителях. При растворении небольших количеств иода в воде, спиртах, кетонах и других кислородсодержащих растворителях образуется раствор коричневого цвета (1%-ный раствор I2 в спирте обычный медицинский антисептик). Раствор иода в CCl4 или других бескислородных растворителях имеет фиолетовую окраску. Можно полагать, что в таком растворителе молекулы иода ведут себя подобно их состоянию в газовой фазе, которая имеет такую же окраску. В кислородсодержащих растворителях происходит оттягивание электронной пары кислорода на валентные орбитали иода. Молекулы галогенов неполярны, галогены хорошо растворяются в спиртах, бензоле, простых эфирах. Фтор в воде растворен быть не может, так как интенсивно с ней взаимодействует. Хлор - растворимость в воде при 20оС - 2,5 л в 1 л воды. Раствор хлора в воде практически бесцветен и называется хлорной водой. Бром - растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде - бромная вода - бурого цвета. Иод - . Растворимость в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор светло-желтого цвета называется иодной водой. Значительно лучше, чем в воде, иод и бром растворяются в органических растворителях: четыреххлористом углероде, хлороформе, бензоле. Взаимодействие галогенов с водой - сложный процесс, включающий растворение, образование сольватов и диспропорционирование. Фтор в отличие от других галогенов воду окисляет:
Ко второму типу можно отнести гетеролитическое расщепление и окислительно-восстановительное диспропорционирование состав продуктов взаимодействия в системе Cl2+H2O: растворенный в воде хлор (он преобладает), HCl, HClO, HClO3. При насыщении хлором холодной воды (0-20оС) часть молекул Cl2 диспропорционирует: Cl2 + H2O = HCl + HClO, при этом кислотность раствора постепенно увеличивается. Бром и иод взаимодействуют с водой аналогично хлору 4/Галогеноводороды. Строение молекул. Физические и химические свойства. Особенности фтороводорода. Получение и применение соляной кислоты. Молекулы HХ полярны. Полярность количественно характеризуется величиной дипольного момента. Дипольные моменты убывают в ряду HF-HI. С точки зрения МО ЛКАО полярность определяется различием энергий взаимодействующих 1s-атомной орбитали водорода и ns-, np-орбиталей атома галогена. Как отмечалось, в ряду F-Cl-Br-I эта разница, а также степень локализации электронов на атомах галогена и полярность молекул НХ уменьшаются. В стандартных условиях галогеноводороды - газы. С ростом массы и размеров молекул усиливается межмолекулярное взаимодействие и, как следствие, повышаются температуры плавления (Тпл) и кипения (Ткип). Однако для HF величины Тпл и Ткип, полученные экстраполяцией в ряду однотипных соединений HF-HCl-HBr-HI, оказываются существенно ниже, чем экспериментальные (табл.4). Аномально высокие температуры плавления и кипения объясняются усилением межмолекулярного взаимодействия за счет образования водородных связей между молекулами HF Твердый HF состоит из зигзагообразных полимерных цепей. В жидком и газообразном HF вплоть до 60оС присутствуют полимеры от (HF)2 до (HF)6. Для HCl, HBr, HI образование водородных связей не характерно из-за меньшей электроотрицательности атома галогена. Растворимость в воде. Благодаря высокой полярности газообразные НХ хорошо растворимы в воде * ) , например, в 1 объеме воды при 0оС растворяется 507 объемов HCl или 612 объемов HBr. При охлаждении из водных растворов выделены кристаллические гидраты HF. H2O, HCl. 2H2O и т.д., которые построены из соответствующих галогенидов оксония. В водных растворах НХ устанавливается протолитическое равновесие HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1), то есть эти растворы являются кислотами. Водные растворы HCl, HBr и HI ведут себя как сильные кислоты. В разбавленных водных растворах HF является слабой кислотой (рКа = 3.2), что связано с высокой энергией связи H-F по сравнению с энергией связи H-О в молекуле воды. Однако при повышении концентрации HF выше 1 М сила кислоты увеличивается. Особенностью фтороводорода и плавиковой кислоты является способность разъедать стекло Восстановительные свойства галогеноводородов. С увеличением размера и уменьшением энергии ионизации атома галогена восстановительная способность в ряду HF-HCl-HBr-HI увеличивается (табл.5). Например, плавиковая HF и соляная HCl кислоты с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют, а HBr и HI ею окисляются: 2HBr + H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4H2O. Сжигание хлора с водородом является основным промышленным способом получения HCl. Бром и иод реагируют с водородом более спокойно, однако выход невелик, поскольку равновесие Н2 + Х2 = 2НХ (Х = Br, I) смещено влево. Газообразные НХ выделяются при действии нелетучих сильных кислот на твердые ионные галогениды металлов : (на практике пользуются 70-85%-ным р-ром серной к-ты, т.к. реакция идет на поверхности кристаллов соли. Если брать конц. к-ту, осаждается NaHSO4. При использовании разб серной к-ты значительная часть HCl остается в р-ре. Выделяющийся HCL сушат над конц. серной к-той. Оксид фосфора для этого непригоден так как взаимодействует с HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O CaF2 + H2SO4(конц) = CaSO4 + 2HF NaCl + H2SO4(конц) = NaHSO4 + HCl Большинство галогенидов неметаллов относятся к соединениям с ковалентной связью и гидролизуются с выделением соответствующего галогеноводорода, например, SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl Галогеноводороды образуются также при галогенировании органических соединений, например: RH +Cl2 = RCl + HCl Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде. Хлороводород получают сжиганием водорода в хлоре. В лабораторных условиях используется разработанный ещё алхимиками способ, заключающийся в действии крепкой серной кислоты на поваренную соль: NaCl + H2SO4(конц.) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^ При температуре выше 550 °C и избытке поваренной соли возможно взаимодействие: NaCl + NaHSO4 (>550 °C) > Na2SO4 + HCl^ Хлороводород прекрасно растворим в воде. Так, при 0 °C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов HCl, что соответствует концентрации кислоты 45 %. Однако при комнатной температуре растворимость HCl ниже, поэтому на практике обычно используют 36-процентную соляную кислоту. Промышленность Применяют в гидрометаллургии и гальванопластике (травление, декапирование), для очистки поверхности металлов при паянии и лужении, для получения хлоридов цинка, марганца, железа и др. металлов. В смеси с ПАВ используется для очистки керамических и металлических изделий (тут необходима ингибированная кислота) от загрязнений и дезинфекции. В пищевой промышленности зарегистрирована в качестве регулятора кислотности, пищевой добавки E507. Применяется для изготовления зельтерской (содовой) воды. Медицина
Составная часть желудочного сока; разведенную соляную кислоту ранее назначали внутрь главным образом при заболеваниях, связанных с недостаточной кислотностью желудочного сока. 5/Оксокислоты хлора. Кислотные и окислительно-восстановительные свой- ства. Свойства солей оксокислот хлора.
Растворы гипогалогенитов имеют сильно щелочную реакцию, а пропускание через них СО2 приводит к образованию кислоты, например, NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO. Высокую окислительную способность гипохлоритов иллюстрируют следующие реакции: NaСlO +2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH 2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O. Из оксокислот HXO2 известны лишь хлористая кислота HClO2. Она не образуется при диспропорционировании HClO. Водные растворы HClO2 получают обработкой Вa(ClO2)2 серной кислотой с последующим отфильтровыванием осадка BaSO4 : Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2. HClO2 является кислотой средней силы: рКа = 2.0 (табл.7). Хлориты используют для отбеливания. Их получают мягким восстановлением ClO2 в щелочной среде: 2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2 2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O. Оксокислоты HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции 1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватая HClO3 кислота получены в растворах с концентрацией ниже 30% Растворы HClO3 получают действием разбавленной H2SO4 на растворы cоответствующих солей, например,
Водные растворы HXO3 являются сильными кислотами соли более устойчивы к нагреванию, чем соответствующие кислоты. В частности, некоторые из иодатов встречаются в природе в виде минералов, например, лаутарит NaIO3. При нагревании твердого КСIO3 до 500оС возможно диспропорционирование 4KClO3 3KClO4 +KCl,
Хлорная кислота - одна из сильных кислот Бесцветная концентрированная HClO4 даже при комнатной температуре синтеза темнеет из-за образования оксидов хлора с более низкими степенями окисления. Устойчивость солей выше, чем соответствующих оксокислот HXO4. Кристаллы солей, например, KClO4, построены из ионов K+ и ClО, электростатическое взаимодействие которых увеличивает энергию кристаллической решетки и повышает стабильность. 6/6. Оксокислоты галогенов. Закономерности изменения их кислотных и окис- лительных свойств в ряду Cl–Br–I. Устойчивость оксокислот галогенов. Гипогалогенитные кислотыHXO известны лишь в разбавленных водных растворах. Их получают взаимодействием галогена с суспензией оксида ртути: 2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgХ2+2HOX. Следует отметить особенность соединения HOF. Оно образуется при пропускании фтора над льдом при -400С и конденсацией образующегося газа при температуре ниже 0оС. F2,газ + H2Oлед HOF + HF HOF, в частности, не образует солей, а при его взаимодействии с водой появляется пероксид водорода: HOF + H2O = H2O2 + HF Гипогалогенитные кислоты являются слабыми. При переходе от хлора к иоду по мере увеличения радиуса и уменьшения электроотрицательности атом галогена слабее смещает электронную плотность от атома кислорода и, тем самым, слабее поляризует связь Н-О. В результате кислотные свойства в ряду HClO - HBrO - HIO ослабляются Из оксокислот HXO2 известны лишь хлористая кислота HClO2. Она не образуется при диспропорционировании HClO. Водные растворы HClO2 получают обработкой Вa(ClO2)2 серной кислотой с последующим отфильтровыванием осадка BaSO4 : Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2. HClO2 является кислотой средней силы: рКа = 2.0 (табл.7). Хлориты используют для отбеливания. Их получают мягким восстановлением ClO2 в щелочной среде: 2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2 2СlO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O. Бромит бария удалось синтезировать по реакции: Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 +4KBr + 2Н2О. Оксокислоты HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции 1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватая HClO3 и бромноватая HBrO3 кислоты получены в растворах с концентрацией ниже 30%, а твердая йодноватая HIO3 выделена как индивидуальное вещество. Растворы HClO3 и HBrO3 получают действием разбавленной H2SO4 на растворы cоответствующих солей, например, Ba(ClO3)2 + H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4 . Водные растворы HXO3 являются сильными кислотами. В ряду HClO3-HBrO3-HIO3 наблюдается некоторое уменьшение силы кислот (табл.10). Это можно объяснить тем, что с ростом размера атома галогена прочность кратной связи О уменьшается, что приводит к уменьшению полярности связи H-O и уменьшению легкости отрыва от нее водорода молекулами воды. метаиодная кислота HIO4 и некоторые ее соли известны, иод(VII) из-за роста радиуса в ряду Сl-Br-I и повышения его координационного числа образует, главным образом, гидроксопроизводные состава (HO)5IO H5IO6, в которых атом иода октаэдрически окружен атомом кислорода и пятью гидроксильными группами Бромная кислота HBrO4 известна лишь в растворах (не выше 6М), получаемых подкислением перброматов NaBrO4, которые, в свою очередь, удалось синтезировать окислением броматов фтором в разбавленных щелочных растворах (броматы можно окислить до перброматов с помощью XeF2 или электролитически) : NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF +H2O . Хлорная кислота - одна из сильных кислот. По силе к ней приближается бромная кислота. Иодная кислота существует в нескольких формах, главными из которых являются ортоиодная H5IO6 и метаиодная HIO4 кислоты. Ортоиодная кислота образуется в виде бесцветных кристаллов при осторожном упаривании раствора, образующегося при обменной реакции Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6. Устойчивость солей выше, чем соответствующих оксокислот HXO4. Кристаллы солей, например, KClO4, построены из ионов K+ и ClО, электростатическое взаимодействие которых увеличивает энергию кристаллической решетки и повышает стабильность. 7/7. Элементы 16 группы. Строение атомов, молекул, простых веществ. Прояв- 5 ляемые степени окисления. Химические свойства простых веществ, обра- зованных элементами 16 группы. O S Se Te Атомы имеют по 6 электронов на s p орбиталях внешнего уровня. В ряду элементов О-S-Se-Te-Po уменьшается энергия ионизации и электроотрицательность, увелимчивается размер атомов и ионов, усиливаются восстановительные свойства, ослабляются неметаллические признаки. Кислород по ЭОти уступает только фтору. Другие элементы (-1), (-2) с металлами, с неметаллами (+4), (+6) В живых организмах - O S Se (-2) Хим. св-ва Сера S + 3F2 = SF6 S + Cl2 = SCl2 S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2 ^ + 2H2O S + 2H2SO4(конц.) = 3SO2 ^ + 2H2O S + O2 = SO2 2Na + S = Na2S 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O жүктеу/скачать 0.59 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|