Главная страница Случайная страница КАТЕГОРИИ: АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника |
Химические свойства. Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью атома и отсутствием промежуточных электронных слоев в
Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью атома и отсутствием промежуточных электронных слоев в атоме. По ряду свойств водород похож на щелочные металлы (один валентный электрон, восстановительные свойства, образование однозарядного катиона), но в большей степени проявляет сходство с галогенами. Признаки, общие у водорода и галогенов: близкие значения энергий ионизации; двухатомность и ковалентность молекул; отсутствие электрической проводимости; полярность связей в большинстве соединений; сходство галогенидов и гидридов активных металлов; закономерное изменение свойств в ряду Н – At. Водород – неметаллический элемент. Он образует ковалентные (с положительной степенью окисления) и ионные соединения, содержащие ион Н–. Известны также соединения водорода с металлическим типом связи. При обычных условиях молекулярный водород относительно малоактивен, взаимодействует лишь с наиболее активными неметаллами. При нагревании он реагирует с металлами, многими неметаллами, сложными веществами. Водород проявляет восстановительные свойства; при нагревании он восстанавливает металлы из оксидов, галогенидов, нитратов, неметаллы – из высших степеней окисления в низшие; при взаимодействии с сильными восстановителями Н2 восстанавливается: Н2 + I2 ⇄ 2НI (реакция идет при нагревании); CuO + H2 Cu + H2O; 2Na + H2 2NaH. Атомарный водород, получаемый при действии на Н2 тихого электрического разряда при пониженном давлении, обладает высокой химической активностью; при обычных условиях непосредственно реагирует со многими неметаллами (азотом, фосфором, мышьяком, кислородом, серой и др.), восстанавливает многие оксиды металлов. Реакционная способность водорода сильно повышается и в момент его выделения из соединений.
Химическая активность галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность от фтора к астату понижается. Фтор – один из сильнейших окислителей. С водородом и щелочными металлами реагирует со взрывом, образуя соответственно НF и фториды. Такие вещества, как Al, Zn, P4, Mg, B, Sb и некоторые другие, в атмосфере фтора воспламеняются: 2Al + 3F2 → 2AlF3; 2В + 3F2 → 2ВF3; 2Р + 5F2 → 2РF5. При нагревании фтор окисляет золото до AuF3, платину до PtF6, ксенон до XeF4. Фтор взаимодействует с другими галогенами с образованием фторидов: ClF3, ClF5, BrF3, IF5, IF7 и др. С водой фтор взаимодействует в зависимости от температуры по-разному: ниже 0°С: Н2О(к) + F2(г) → НОF(г) + НF(ж); 0–90°С: Н2О(ж) + 2F2(г) → ОF2(г) + 2НF; Выше 90°С образуется О2 и частично О3 (см. выше). Реагирует со щелочами: 2КОН(оч. разб.) + 2F2 = 2КF + ОF2 + Н2О; 4КОН(конц.) + 2F2 → 4КF + О2 + 2Н2О. Взаимодействует с оксидом кремния: SiO2 + 2F2 SiF4↑ + О2↑. Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды: Н2 + Сl2 → 2HCl + 184 кДж. При нагревании или освещении реакция идет со взрывом по цепному механизму: Сl2 2Cl· Cl· + H2 → HCl + H· H· + Cl2 → HCl + Cl· и т. д. Н2 + Br2 → 2HBr + 76 кДж. Реакция идет медленно при нагревании. Н2 + I2 ⇄ 2HI – 50 кДж. Реакция обратима, идет только при нагревании. С кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют, а озон превращает галогены в оксиды разного состава в зависимости от условий. Галогены взаимодействуют с металлами и неметаллами, образуя галогениды: Cu + Cl2 → CuCl2; 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3; 2Sb + 3Cl2 → 2SbCl3; 2Sb + 5Cl2 → 2SbCl5; 2Na + Cl2 → 2NaCl; Р4 + 10Cl2 → 4PCl5 (может быть PCl3); Si + 2Cl2 → SiCl4. Окислительные свойства галогенов проявляются и при взаимодействии со сложными веществами: 2NH3 + 3Br2(Cl2) → N2 + 6HBr(HCl); H2S + Hal2 → S + 2HHal; Na2SO3 + Hal2 + H2O → Na2SO4 + 2HHal. Для хлора, брома, иода характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию от хлора к иоду уменьшается: С водой: Hal2 + H2O ⇄ HHalO + H+ + Hal–. Константы равновесия для данных реакций: КС, 298(Сl2) = 3, 9·10–4; КС, 298(Br2) = 5, 8·10–9. Образование в этой реакции HIO маловероятно. Полагают, что иод в водных растворах образует не HIO, а гидрат иода: I2 + H2O ⇄ I+·H2O + I–; КС, 298 = 1, 2·10–11. Со щелочами (в растворе): 2КОН + Cl2 → KClO + KCl + H2O; при нагревании: 3KClO → KClO3 + 2KCl. Анион IO– в водных растворах не обнаружен: 3I2 + 6KOH → KIO3 + 5KI + 3Н2О. С азотной кислотой хлор и бром не взаимодействуют, а иод окисляется: I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O. Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их окислительная активность последовательно уменьшается от фтора к иоду. Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять галогенид-ионы более тяжелых и в способности более тяжелых галогенов восстанавливать кислородные соединения более легких: Cl2 + 2I– → 2Cl– + I2; I2 + 2ClO3– → 2IO3– + Cl2.
|