Ізотопи Гідрогену

 

Атом Гідрогену — найпростіший з усіх атомів. Його ядро складається з єдиного протона. Цей (найпоширеніший) ізотоп Гідрогену називають також протієм, щоб відрізнити від дейтерію — іншого ізотопу Гідрогену, у ядрі якого міститься 1 протон і 1 нейтрон. Дейтерій перебуває у природі в дуже невеликій кількості. Проте його навчилися виділяти для потреб ядерної енергетики. Дейтерій — один з небагатьох ізотопів у хімії, який має свій власний символ D. Найвідомішою хімічною сполукою, до якої входить дейтерій, є «важка вода» D₂О.

У ядерних реакціях утворюється ще один ізотоп Гідрогену — тритій, у ядрі якого 1 протон і 2 нейтрони. Тритій (хімічний символ Т). радіоактивний і в природі не трапляється.

Таким чином, найбільш відомі три ізотопи Гідрогену: ₁¹Н (або просто Н), ₁²H (або D), ₁³Н (або Т). Останнім часом також добуті важчі ізотопи Гідрогену з масою від 4 до 8.

36. Загальна характеристика елементів VII–а групи. Порівняння властивостей простих речовин.

До головної підгрупи VII групи періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва входять:

Фтор F

Хлор Cl

Бром Br

Йод J та Астат At. Загальна назва цієї групи елементів - галогени, що в перекладі означає “солеродні”.

Фтор - зеленувато-жовтий газ, дуже отруйний і реакционноспособен. Хлор - зеленуватий газ. Важкий, також дуже отруйний, має характерний неприємний запах (запах хлорки). Бром - червоно-бура рідина. Отруйна. Вражає нюховий нерв. Дуже леткий, тому міститься в запаяних ампулах. Йод - фіолетово-чорні кристали. Дуже легко переганяється (пари фіолетового кольору). Отруйний. Астат - синьо-чорні кристали. Дуже радіоактивний, тому про нього порівняно мало відомо. Період напіврозпаду найбільш долгоживущего ізотопу - астату-210 - дорівнює 8,1 години.

1. Під час розгляду хімії елементів за підгрупами винятково важливо вміти використовувати прогнозуючу роль періодичного закону і періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. Тоді багато властивостей елементів і їх сполук можна описати, не користуючись підручниками. Так, за положенням елемента в періодичній системі можна описати будову атома — заряд і склад його ядра й електронну конфігурацію, за останньою

—  визначити ступені окиснення елемента у сполуках, можливість утворення молекули за звичайних умов, тип кристалічної решітки простої речовини у твердому стані. Нарешті, можна визначити формули вищих оксидів і гідроксидів елементів, зміну їх кислотно-основних властивостей по горизонталі і вертикалі періодичної системи, а також формули різних бінарних сполук з оцінкою характеру хімічних зв’язків. Це значно полегшує вивчення властивостей елементів, простих речовин і їх сполук. Розпочинати слід із розгляду загальної характеристики кожної підгрупи.

До підгрупи галогенів входять флуор, хлор, бром, йод і астат (астат — радіоактивний елемент, вивчений мало). Це p-елементи VII групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні їх атоми мають по 7 електронів ns² nр⁵ (табл. 8.1). Цим пояснюється подібність їх властивостей.

Вони легко приєднують по одному електрону, виявляючи ступінь окиснення — 1. Такий ступінь окиснення галогени виявляють у сполуках з гідрогеном і металами.

Таблиця 8.1. Властивості елементів підгрупи галогенів

Властивість	F	Сl	Вr	l	At
1. Порядковий номер	9	17	35	53	85
2. Валентні електрони	2s22p5	3 s2 3р5	4s24p5	5s25 р5	6s26p5
3. Енергія іонізації атома, еВ	17,42	12,97	11,84	10,45	9,20
4. Відносна електронегативність	4,1	2,83	2,74	2,21	1,90
5. Ступінь окиснення в сполуках	— 1	-1,+ 1, +3,+5, +7	-1.+ 1, +3,4-5, +7	-1.+ 1, +3,+5, +7	-1.+ 1, +3,+5, +7
6. Радіус атома, нм	0,0064	0,099	0,114	0,133	—

Однак атоми галогенів, крім флуору, можуть виявляти і позитивні ступені окиснення: +1, +3, +5, +7. Можливі значення ступенів окиснення пояснюються електронною будовою атомів, яку в атома флуору можна зобразити схемою:

Як найбільш електронегативний елемент, флуор може приєднати тільки один електрон на 2р-підрівень. У нього один неспарений електрон, тому флуор буває тільки одновалентним, а його ступінь окиснення завжди —1.

Електронна будова атома хлору зображується схемою:

В атома хлору один неспарений електрон на 3р-підрівні, і в звичайному (незбудженому) стані хлор одновалентний. Але оскільки хлор розташований в третьому періоді, то в нього є ще п’ять орбіталей 3d - підрівня, на яких можуть розташуватися 10 електронів.

У збудженому стані атома хлору електрони переходять з 3р- і Зs-підрівнів на 3d- підрівень (на схемі зображено стрілками). Роз’єднання (розпаровування) електронів, що перебувають на одній орбіталі, збільшує валентність на дві одиниці. Очевидно, хлор і його аналоги (крім флуору) можуть виявляти лише непарну змінну валентність 1, 3, 5, 7 і відповідні позитивні ступені окиснення. У флуору немає вільних орбіталей, а отже, під час хімічних реакцій не відбувається роз’єднання спарених електронів в атомі (див. електронну будову атома флуору). Тому, розглядаючи властивості галогенів, завжди слід враховувати особливості флуору і його сполук.

Водні розчини водневих сполук галогенів є кислотами: HF — фтороводнева, або фторидна плавикова), НСl — хлороводнева (соляна), або хлоридна, НВr — бромоводнева, або бромідна, Нl — йодоводнева, або йодидна.

Слід мати на увазі, що крім спільних властивостей галогени мають і відмінності. Це особливо характерно для флуору і його сполук. Сила кислот у ряду зростає, що пояснюється зменшенням у цьому самому напрямку енергії зв’язку HR (де R — елемент). Плавикова кислота найслабкіша у цьому ряду, оскільки енергія зв’язку Н — F тут найбільша. В такій самій послідовності зменшується і міцність молекули НГ (де Г — галоген), що зумовлено збільшенням між’ядерної відстані (див. табл. 8.1, п. 6). Розчинність малорозчинних солей зменшується в ряду АgСl — АgВr — Аgl; на відміну від них сіль AgF добре розчиняється у воді.

Флуор найміцніше утримує електрони (див. табл. 8.1, п. З, 4), у нього один ступінь окиснення (—1) (див. табл. 8.1, п. 5). Фтор інакше взаємодіє з водою, ніж хлор: розкладає воду з утворенням фтороводню, фториду оксигену(ІІ), пероксиду гідрогену, кисню й озону:

F₂ + Н₂О = 2HF + О; 2O = О₂; 3О = О₃;

O + F₂ = F₂O; Н₂O + О = Н₂О₂.

Рівняння реакції взаємодії хлору з водою див. § 8.6.

Пункти 3 і 6 табл. 8.1 характеризують неметалічні властивості елементів. Оскільки радіус атома зростає, а енергія іонізації зменшується, то в ряду F — At послаблюються неметалічні властивості. Найсильніше вони виражені у флуору.

Реакційна здатність галогенів послаблюється в ряду F —Сl — Вr — l. Тому попередній елемент здатний витісняти наступний з кислот типу НГ (Г — галоген) і їх солей. В цьому випадку активність

F₂ > Сl₂ > Вr₂ > l₂.

Закономірно змінюються фізичні властивості галогенів із зростанням порядкового номера: фтор — газ, що важко зріджується, хлор — газ, що легко зріджується, бром — рідина, йод — тверда речовина.

2. Атоми галогенів мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns2np5. Розподіл електронів останнього енергетичного рівня за орбіталями такий:

3 17Cl s		p				d
↑↓	↑↓	↑↓	↑

3

В атомі Хлору можливі три збуджені стани:

	+3
І		↑↓		↑↓	↑	↑	↑

ІІ		↓↑		↑	↑	↑	↑	↑
	+5

ІІІ		↑		↑	↑	↑	↑	↑	↑
	+7

У збуджених станах атом Хлору може утворювати 3,5 або 7 спільних електронних пар з іншими атомами. Таке число зв'язків характерне для сполук Хлору з киснем.

Збуджені стани можливі і для атомів Брому, Йоду, Астату. Для атома Фтору досягнення збудженого стану неможливе: електрони зовнішнього шару атома F перебувають на другому енергетичному рівні, на якому не має вільних орбіталей:

2 9F	s		р
	↑↓	↑↓	↑↓	↑

Всі галогени відносяться до р-елемнтів. З підвищенням порядкового номера у ряді F - At збільшуються радіуси атомів, зменшується електронегативність, слабшають неметалічні властивості й окислювальна здатність елементів. Найбільш виражені неметалічні властивості у Фтору (ст. о.-1), найменш - у Йоду.

У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: F2, Cl2, Br2, J2 зв'язки між атомами - ковалентні неполярні . Кристалічна решітка галогенів молекулярного типу.

Поширення в природі.

З галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Масові части у земній корі становлять, %:

Cl - 0,045; F - 0,027; Br - 1,6х10-4, J - 3x10-5.

Астат трапляється у дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.

Галогени у природі поширені виключно у зв'язаному стані - в основному у вигляді солей:

CaF2 - плавиковий шпат;

Na3 [AlF6] - кріоліт;

Ca5 (PO4)3F - фторапатит;

NaCl - кам'яна сіль;

KCl - сильвін; КСl·MgCl2·6H2O - карналіт.

Основними природними джерелами Br i J є морська вода, бурова вода, вода озер. Йод міститься у водоростях. Трапляється у вигляді солей -

KJO3 i KJO4 , які є супутніми покладів NaNО3 (селітри в Чілі і Болівії).

Фізичні властивості.

Фтор - газ світло-зеленого кольору і дуже отруйний (ρ = 1,11 г/см3). Фтор не може бути розчинений у воді через те, що він взаємодіє з нею.

Хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким, неприємним запахом. Хлор тяжчий за повітря, розчинний у воді (в 1 V води 2 V хлору), утворює хлорну воду Cl2аg. (ρ = 1,568 г/см3).

Бром - рідина червоно-бурого забарвлення з неприємним запахом, у воді розчиняється погано, утворюючи бромну воду Br2 аg. Розчиняється в органічних розчинниках - бензолі, хлороформі. Якщо до бромної води додати бензолу і добре збовтати, то після розшарування рідин можна помітити, як бензол з Br2 забарвлюється в яскраво-оранжевий колір. Це пояснюється тим, що бром краще розчиняється у бензолі, ніж у воді. Бром тяжчий від води (ρ = 3,12 г/см3).

Йод - кристалічна речовина, темно-сірого кольору, у парах - фіолетового. При нагріванні він з твердого стану зразу переходить в рідкий стан (сублімація). Йод погано розчиняється у воді (світло-жовта йодна вода), але добре розчиняється у спирту. Це використовують для приготування 5-10% розчину йоду в спирту (йодна настойка). Йод дуже добре розчиняється в розчині власних солей, наприклад в розчині калію йодиу. Цей розчин називається розчином Люголя, застосовується в медичній практиці.

Якщо до J2 аg. додати трохи бензолу і добре збовтати, то на поверхні утворюється кільце малинового кольору. Цим користуються для вилучення брому і йоду з водних розчинів.

Фізіологічна дія галогенів.

Всі галогени дуже отруйні. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони викликають задуху.

Особливо отруйним є фтор: при вдиханні невеликих кількостях він викликає набряк легень, у великих - руйнування легеневої тканини і смерть.

Хлор є менш отруйний, ніж фтор. Хронічне отруєння хлором викликає зміну кольору обличчя, легеневі і бронхіальні захворювання. Як протиотруту застосовують пари спирту з ефіром, а також водяні пари з нашатирним спиртом.

Рідкий бром при попаданні на шкіру викликає сильні опіки. При попаданні на шкіру бром необхідно змити органічним розчином (бензолом, CCl4), протираючи ватою, змоченою цим розчином.

Йод найменш отруйний з усіх галогенів. При попаданні на шкіру кристалічний йод залишає жовті плями. Всі роботи з галогенами слід проводити під витяжкою.

Поряд з тим галогени є життєво важливими елементами для організму людини. Хлор у вигляді NaCl людина вживає з їжею, він входить до складу хлорофілу. Нестача сполук фтору у питтєвій воді викликає руйнування зубів. Йод бере участь в регулюванні обміну речовин. Нестача йоду викликає захворювання щитовидної залози (зоб).

Добування галогенів.

Фтор добувають, пропускаючи електричний струм крізь розплавленні фториди (внаслідок його великої електронегативності), наприклад CaF2, KHF2. Електроліз проводять в нікелевій посудині, яка є катодом, а анодом є вугілля.

Хлор добувають в промисловості електролізом водних розчинів NaCl i KCl.

2NaCl+2H2O електроліз 2NaOH+Cl2↑+H2↑

У лабораторних умовах хлор можна добути, діючи концентрованою хлоридною кислотою на MnO2 або KМnO4.

4HCl+MnO2→MnCl2+Cl2↑+8H2O

Бром і йод можна добути аналогічно хлору окисленням HBr i HJ різними окислювачами.

У промисловості бром і йод одержують із бромідів, діючи на їхні розчини хлором.

2KBr+Cl2→2KCl+Br2

2KJ+CL2→2KCl+J2

бром добувають в основному з підземних бурових вод, а також з “ропи” (насиченого розчину) деяких солених озер. Основним джерелом добування йоду є підземні бурові води.