Repetitor_po_Khimii

в) с хлором при поджигании или при облучении смеси га-

зов УФ-светом:

+1

Н20 + Сl2 = 2НСl; г) с фтором при обычных условиях:

+1

Н20 + F2 = 2HF;

д) с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов (реакция обратима):

Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гид-

рид-ионы Н–:

–1

Гидриды металлов — нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления –1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода, например:

–1 +1

СаН2 + 2Н2О = 2Н20 + Са(ОН)2.

2. Реакции со сложными веществами

а) При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов; например:

t°

CuО + Н2 = Cu + Н2О

б) При взаимодействии водорода с оксидом углерода (II) можно получить метиловый спирт СН3ОН:

P, t°, кат.

2Н2 + CO CН3OH

370

в) Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются реакциями гидрирования (или гидрогенизации) и будут подробно рассмотрены в ч. III «Органическая химия». Здесь же ограничимся лишь некоторыми примерами:

Ni

СН2=СН2 + Н2 Н2 СН3—СН3

этилен этан

ацетальдегид

Применение

Вхимической промышленности водород служит сырьем

для получения аммиака NH3, хлороводорода НСl, метанола СН3ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород — очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки

ирезки металлов (температура водородного пламени достигает 2600 °С). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.

Впоследние годы все большее внимание уделяется водородной энергетике, т. е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющихся газах не содержится вредных веществ (продукт горения — вода!).

Водород образует два бинарных соединения с кислородом:

воду (оксид водорода) Н2О и пероксид водорода Н2О2. Свойства воды подробно рассматриваются в § 12.2. Ниже изложены свойства пероксида водорода.

371

ПЕРОКСИД ВОДОРОДА

Пероксид водорода представляет собой бесцветную жидкость с Тпл = —0,41 °С и Ткип = 150,2 °С. Плотность жидкого Н2О2 равна 1,45 г/см3. В чистом виде пероксид водорода очень взрывоопасен. В лаборатории и в быту обычно используются 30 %-й водный раствор Н2О2 (пергидроль) или 3 %-й раствор.

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию сре-

ды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:

Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:

Н2О2 + Ва(ОН)2 = ВаО2 + 2Н2О

Некоторые пероксиды металлов, например Na2O2, BaO2, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н2О2 действием более сильных кислот:

ВаО2 + H2SO4 = BaSO4 + Н2О2

Графическая формула пероксида водорода: Н—О—О—Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора (например MnО2) пероксид водорода разлагается на воду и кислород:

2Н2О2 = 2Н2О + О2

Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к само-

окислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной степени окисления –1. Этим же обусловлено участие

Н2О2 в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:

372

Н2О2 + KNO2 = KNO3 + Н2О;

Н2О2 + 2KI = I2 + 2KOH

При взаимодействии с сильными окислителями Н2О2 проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:

5H2O2+2KMnO4+3H2SO4 = 2MnSO4+5O2+K2SO4+8H2O

Окислительные свойства выражены у пероксида в большей степени, чем восстановительные.

Пероксид водорода применяют как дезинфицирующее средство в медицине для полосканий, промываний и как кровоостанавливающее средство в виде 3 %-го раствора.

Вопросы для контроля

1.Почему водород размещают и в I, и в VII группах периодической системы?

2.Как называются изотопы водорода? Каковы их массовые числа?

3.Укажите лабораторные способы получения водорода.

4.Каковы промышленные способы получения водорода?

5.Охарактеризуйте физические свойства водорода.

6.Почему платина и никель часто используются в качестве катализаторов реакций с участием водорода?

7.Какую роль — окислителя или восстановителя — играет водород

вбольшинстве химических реакций?

8.С какими простыми веществами водород взаимодействует как восстановитель?

9.Что образуется при взаимодействии водорода со щелочными и щелочноземельными металлами? Какова степень окисления водорода

вобразующихся соединениях?

10.С какими сложными веществами взаимодействует водород?

11.Каковы важнейшие области применения водорода?

12.В чем преимущества водородной энергетики с экологической точки зрения?

13.Охарактеризуйте физические свойства пероксида водорода.

14.Приведите примеры реакций, в которых пероксид водорода выступает в роли: а) кислоты; б) окислителя; в) восстановителя; г) и окислителя, и восстановителя.

373

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1.Даны вещества: Н2, О2, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения пяти реакций возможного взаимодействия этих веществ между собой.

2.Приведите примеры образования водорода в результате реакции: а) разложения; б) замещения.

3.Одинаковое ли количество воды образуется при восстановлении водородом 10 г оксида меди (I) и 10 г оксида меди (II)? Ответ подтвердите расчетом.

4.Какова: а) плотность воздуха по водороду; б) плотность водорода по воздуху?

5.При растворении в кислоте 2,33 г смеси железа и цинка было получено 896 мл водорода (н. у.). Сколько граммов железа и цинка содержалось в смеси?

6.Какую роль — окислителя или восстановителя — играет пероксид водорода Н2О2 в каждой из следующих реакций:

KNO2 + Н2O2 = KNO3 + Н2O;

KMnO4 + H2O2 + HNO3 Mn(NO3)2 + О2 + KNO3 + Н2О? Составьте уравнение второй реакции методом электронного ба-

ланса.

7.Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

NH3

КОН Н2 КН Н2 НСl Н2

СН3ОН

8.Какой объем водорода (н. у.) потребуется для восстановления оксида меди (II), полученного при термическом разложении гидроксида меди (II) массой 19,6 г?

9.На нейтрализацию раствора, полученного при взаимодействии гидрида кальция с водой, затратили раствор объемом 43,67 мл с массо-

вой долей хлороводорода 29,2 % и плотностью 1,145 г/мл. Какой

объем водорода (н, у.) выделился при разложении гидрида?

10.При обработке образца смеси цинка и железа хлороводородной кислотой выделилось 0,896 л водорода, а при действии раствора щелочи на такой же образец смеси — 0,448 л водорода. Определите массовые доли (%) компонентов в смеси.

374

§ 8.3. Галогены. Хлор и его важнейшие соединения

Галогены (солероды) — фтор F, хлор Сl, бром Br, йод I и астат At расположены в главной подгруппе VII группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Все галогены, кроме астата, встречаются в природе. Астат получают искусственным путем и поэтому он малоизучен.

Молекулы простых веществ-галогенов при обычных условиях имеют состав Г2, т. е. F2, Cl3, Br2, I2. Все галогены имеют характерный запах, ядовиты.

Сверху вниз в подгруппе с ростом порядкового номера закономерно изменяются физические свойства простых ве- ществ-галогенов: температура кипения и плавления, агрегатное состояние.

Фтор — газ светло-зеленого цвета; хлор — легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета; бром — тяжелая жидкость красно-бурого цвета; йод — твердое кристаллическое вещество с металлическим блеском. Растворимость простых ве- ществ-галогенов в воде в подгруппе сверху вниз уменьшается. Фтор активно взаимодействует с водой, хлор — сравнительно мало растворим в воде, еще менее растворимы в воде бром и йод.

Галогены относятся к р-элементам, так как в их атомах электронами заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя.

Строение внешнего электронного слоя атомов галогенов:

(п — номер периода)

Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется один неспаренный электрон, для них характерна валентность I.

Кроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, а поэтому соответственно числу неспаренных электронов атомы галогенов в соединениях могут проявлять валентность III, V и VII.

375

В образующихся галогенид-ионах проявляется характерная для галогенов степень окисления, равная –1. Такую степень окисления атомы галогенов проявляют в соединениях с водородом и металлами:

Окислительная способность атомов и молекул галогенов сверху вниз в подгруппе уменьшается от фтора к йоду (F20

Cl20 Br20 I20), так как с увеличением радиуса атома способность галогена присоединять электроны уменьшается, т. е. уменьшаются неметаллические свойства галогенов. Фтор — самый сильный окислитель, так как атом фтора имеет наименьший радиус по сравнению с атомами других

галогенов.

Ионы галогенов (кроме F–) способны отдавать электроны, поэтому они являются восстановителями.

Восстановительная способность галогенид-ионов увеличивается от хлорид-иона к йодид-иону:

Сl– Br– I–.

Все галогены легко взаимодействуют с водородом по уравнению:

Г2 + Н2 = 2НГ

Галогеноводороды (HF — фтороводород, НСl — хлоро-во- дород, НBr — бромоводород, HI — йодоводород) — это газооб-

разные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы галогеяоводородов являются кислотами: HF — фторо-

водородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная), НBr — бромоводородная, HI — йодоводородная кислота.

В ряду кислот HF НСl НBr HI происходит усиление кислотных свойств. Это можно объяснить тем, что сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Поэтому связь (Н—Г) между неметаллом, который образует кислоту, и водородом ослабляется. Под действием диполей воды от молекулы HI легче всего отщепляется ион водорода. Из всех бескислородных

кислот йодоводородная кислота является самой сильной. Известен ряд соединений галогенов с кислородом. Однако

все эти соединения неустойчивы, не получаются при непос-

377

редственном взаимодействии элементов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Из кислородсодержащих соединений наиболее устойчивы соли кислородсодержащих кислот. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5 и +7.

Втабл. 41 приведены формулы соединений хлора с указанными положительными степенями окисления.

Вряду кислородсодержащих кислот НСlО НСlО2

НСlO3 НСlO4 наблюдается усиление кислотных свойств.

Таблица 41

Кислородные соединения хлора

ХЛОР

Положение элемента в периодической системе Д. И. Менделеева. Хлор — это элемент главной подгруппы седьмой

группы, относится к галогенам. Атомный (порядковый) номер

хлора 17. Относительная атомная масса равна 35,5.

Строение атома хлора изучите, используя материал по общей характеристике галогенов.

Физические свойства

При обычных условиях хлор Сl2 — газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Он в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит.

378

Вдыхание даже небольших количеств хлора вызывает раздражение дыхательных путей и кашель. В одном объеме воды

при 20 °С растворяется 2,5 объема хлора. Раствор хлора в воде называется хлорной водой.

Нахождение в природе

Хлор в природе в свободном состоянии практически не встречается. Широко распространены его соединения: каменная соль NaCl, сильвинит КСl · NaCl и карналлит КСl · MgCl2. Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла.

Природный хлор состоит из смеси двух изотопов:

Получение

В промышленности хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида натрия:

эл. ток

2NaCl + 2Н2О Сl2 + Н2 + 2NaOH

на аноде на катоде в растворе

В лаборатории хлор можно получить действием концентрированной соляной кислоты (при нагревании) на различные окислители, такие как оксид марганца (IV) MnО2, перманганат калия КMnO4, бертолетова соль КСlO3 и др.:

Химические свойства

Хлор Сl2 — химически активное вещество, взаимодействует с простыми и сложными веществами.

379