Водород

Положение водорода    в    Периодической системе

     Заряд ядра атома водорода равен 1 и поэтому в Периодической системе он стоит под номером 1. Водород расположен в первом периоде, где находятся всего два химических элемента H и He. Емкость первого электронного слоя равна 2 и поэтому у атомов гелия имеется завершенная электронная оболочка, а He является аналогом инертных газов (Ne, Ar, Kr, Xe и Rn ). У атома водорода один электрон и его электронная конфигурация 1S¹. В реакциях окисления или восстановления атом водорода может либо присоединять, либо отдавать один электрон. Какие же (по группам Периодической системы) одновалентные аналоги могут быть у водорода? В первую очередь - это щелочные металлы, у атомов которых на внешнем электронном слое также имеется 1S электрон. Кроме того, металлические свойства химических элементов уменьшаются при переходе в Периодической системе по группам снизу вверх, а значит увеличиваются неметаллические свойства. И, если мы отнесем водород к первой группе, у него могут появиться слабые неметаллические свойства? Да, его считают самым слабым неметаллом. Так что помещение водорода в первую группу не противоречит логике Периодической системы У атома водорода для завершения электронной оболочки не хватает всего одного электрона, поэтому при взаимодействии с активными металлами (щелочными и щелочноземельными) атом водорода стремится их внешний валентный электрон присоединить себе и тем самым он ведет себя подобно атомам галогенов. А получаемые водородные соединения (гидриды металлов - MeH) подобны соединениям галогенов со щелочными и щелочноземельными металлам. Значит, они являются солями? По внешнему виду, по физическим свойствам, по способности проводить электрический ток в расплавленном состоянии гидриды металлов напоминают хлориды соответствующих металлов. При переходе в группе неметаллические свойства химических элементов снизу вверх возрастают. Тогда водород должен бы быть самым активным неметаллом. Это не так. Самый активный неметалл это фтор. Поскольку свойства водорода в чем-то напоминает свойства галогенов, то условно (в скобках) его можно было бы поместить в 7-ую группу над фтором.  Есть учебники, в которых клетку в первом периоде, предназначенную для водорода - делают размером в семь клеток - от Li до F - и считают водород аналогом сразу всех семи элементов 2-го периода. С этим вряд ли можно согласиться, так как водород во всех своих соединениях является одновалентным, а для элементов 2 - 6 групп валентность равная 1 не характерна. Мы специально излагаем этот материал не в категоричной, как обычно написаны учебники для школьников, а в дискуссионной форме. Химия как наука все еще находится в стадии становления и развития. И не нужно бояться "противоречий" в разных учебных пособиях по химии. Нужно попробовать понять точку зрения автора, понять его доводы и стремиться формировать собственное обоснованное мнение.    

Физические свойства водорода

                                       Свойства атома водорода

Получение, свойства и применение водорода

Водород - самый распространенный химический элемент во Вселенной. В нашей Солнечной системе количество водорода (и по числу атомов, и по массе) намного превосходит количество всех других элементов вместе взятых. Водород прародитель всех других химических элементов. В недрах звезд в результате ядерных реакций водород превращается в гелий, гелий - в литий, бериллий, бор. В конечном итоге именно в звездных ядерных котлах синтезируются ядра атомов всех химических элементов и их изотопов. Когда ядерные реакции слишком ускоряются происходит взрывной процесс. Часть массы звезды выбрасывается в околозвездное и межзвездное пространство. Из этой массы формируются планеты, на которых при определенных условиях могут возникнуть разумные существа. И все это как бы заложено в свойствах водорода. На планете Земля  по распространенности водород занимает девятое место. На его долю приходится примерно 1 % от массы земной коры. Химический элемент водород представляет собой смесь изотопов: ¹H (протий) - 99.985 %, ²D (дейтерий) - 0.015 %, ³T (тритий) - радиоактивный изотоп с периодом полураспада 12.3 года (испуская b-лучи он превращается в легкий изотоп гелия 3He). Сейчас научились разделять изотопы протия и дейтерия и поэтому можно говорить достаточно надежно о различиях в свойствах протия и его соединений и дейтерия и его соединений. Для дейтерия широко используют свой символ D, хотя, строго говоря, природа химического элемента определяется зарядом его ядра, а он у всех изотопов водорода одинаков и равен 1.При нормальных условиях водород - газ состава H₂. Это самый легкий бесцветный газ без запаха и вкуса. В твердом состоянии водород существует при температуре ниже 14 K, в жидком состоянии - в интервале температур 14 - 20.5 K. Водород плохо растворяется в воде, и в органических растворителях, но он хорошо растворяется во многих металлах: так, один объем палладия растворяет до 900 объемов водорода. Растворимость водорода в таких металлах как Cr, Fe, Co, Ni, Cu, Pt, Ag с ростом температуры увеличивается. Водород практически нерастворим в Au, Zn, Cd, Hg. Молекулярный водород может существовать в виде двух аллотропных форм: орто-водорода и пара-водорода Протоны, ядра атомов водорода, обладают спином. В молекулу H₂ входят два ядра и их спины могут быть направлены либо в одну сторону ­­ (орто-H₂), либо в разные стороны ­Ї (пара-H₂). Суммарный ядерный спин у молекулы пара-H₂ равен 0, а у молекулы орто-H₂ - 1 и, следовательно, он тремя независимыми способами может ориентироваться в пространстве, давая проекции +1, 0 и -1, т.е. множество состояний у молекул орто-H₂ в три раза больше, чем у молекул пара-Н₂ Этот энтропийный (или статистический) фактор приводит к тому, что при температурах выше 100 K отношение орто-водорода к пара-водороду равно 3:1 и не изменяется с ростом температуры. Молекула H₂ достаточно прочная, и поэтому, молекулярный водород химически малоактивен. Для реакции водорода с активными металлами (натрием, кальцием), неметаллами (азотом, серой, йодом) требуется повышенная температура (300 - 500o C), а иногда и катализатор:

      H₂ + Ca = CaH₂,             

      H₂ + S = Н₂S         

      3H₂ + N₂ = 2NH₃,         

      H₂ + I₂ = 2HI.

При взаимодействии с металлами водород ведет себя как окислитель, а при взаимодействии с неметаллами - как восстановитель. Н₂ способен восстанавливать металлы из оксидов:    CuO + H₂ = Cu + Н₂О. При комнатной температуре H₂ реагирует непосредственно только со фтором, при интенсивном освещении - с хлором, при наличии катализатора, например Pt, - с кислородом.H₂ - ковалентная неполярная молекула с расстоянием между ядрами 0.74142 A  протия и 0.7416 A у дейтерия. Энергия диссоциации молекулы H₂ равна 432 кДж/моль, D2 - 439.6 кДж/моль. Для сравнения приведем энергии диссоциации ряда молекул на атомы:

Пусть Э -  символ химического элемента. Чтобы оценить реакционную способность водорода, необходимо знать энергию связи Э-H в гидридах. Сначала выпишем энтальпии образования некоторых веществ при 0 K.

И, наконец, рассчитаем сами энергии связи Э-H.

Итак, суть химического превращения состоит в том, что в результате химической реакции вместо одних связей образуются новые. Чем менее прочно связаны атомы в исходных молекулах и чем более прочно атомы связаны в молекулах продуктов реакции, тем с большей скоростью и с большей полнотой протекает реакция. Итак, H₂ + F₂= 2HF. В молекуле F₂ связь F-F очень слабая, поэтому неудивительно, что уже при комнатной температуре молекулярный фтор в ничтожно малой степени, но все-таки диссоциирует на атомы фтора (10-11 молей на 1 моль F₂ или 6·10+12 атомов F). Далее идет процесс F + H₂ = HF + H с выделением большого количества тепла. И, наконец, H + F₂ = HF + F с еще большим выделением энергии. При взаимодействии водорода и хлора при комнатной температуре реакция сама по себе не идет. Молекула Cl₂ более прочная, чем F₂. В этом случае на один моль Cl₂ в равновесии приходится 5·10¹⁹ молей атомов Cl, что явно недостаточно для инициирования реакции. При интенсивном освещении диссоциация молекулярного хлора резко возрастает и реакция идет. Попробуйте самостоятельно объяснить, как будут взаимодействовать водород и пары йода. Неожиданными могут показаться данные об энергии связи N-H в молекуле NH₃. Она меньше энергии связи H-H и в три раза меньше энергии связи N-N. Почему же возможен синтез аммиака из азота и водорода? Запишем уравнение реакции синтеза аммиака: 3H₂ + N₂ = 2NH₃. В левой части уравнения разрываются четыре связи, и при этом затрачивается энергия 2238 кДж/моль. В энергия двух молекулах аммиака образуются 6 связей N-H и выделяется 2316 кДж/моль. Таким образом, современный уровень изучения строения молекул, точное определение их энергий диссоциации, тщательный анализ условий протекания химических реакций позволяют во многих случаях не просто констатировать экспериментальные  факты, но и давать им объяснение на основе термодинамики. При изучении кислорода специально подчеркивают, что он существует в виде двух аллотропических модификаций: молекулярного кислорода O₂ и озона – O₃. Мы будем считать как самостоятельную аллотропическую модификацию и атомарный кислород. Свойства озона в химии оговариваются специально. При изучении химических свойств водорода следует помнить, что он реально может существовать не только в виде молекул H₂, но и в атомарном виде. При этом свойства атомарного водорода  отличаются от свойств молекулярного водорода. Но сначала о его получении. При температуре выше 3000 K практически весь водород существует как атомарный. Если такой газ быстро охладить, то мы получим атомарный водород. При его рекомбинации в газовых горелках реакция 2H = H₂ идет с выделением большого количества тепла. Она используется при проведении специальных видов сварки, когда необходима восстановительная среда. В лабораторной практике атомарный водород получают по реакции Zn + 2HCl = ZnCl₂ + 2H в том же сосуде, где проводят реакцию гидрирования. Обычно его не называют атомарным водородом, а называют "водородом в момент выделения". Реакционная способность такого водорода чрезвычайно высока.

Получение водорода

В лаборатории водород обычно получают в аппарате Киппа по реакции:

   Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­.

Если для реакции берут серную кислоту, то водород может содержать следы сероводорода.

Можно привести еще ряд реакций, которые приводят к получению водорода:

Zn + 2NaOH + 2H₂О = Na₂[Zn(OH)4] + Н_2,  

2Na +2Н₂О  = 2NaOH + H₂,         

CaH₂ +2Н₂О  = Ca(OH)₂ + 2H₂­,

3Fe +4Н₂О = Fe₃O₄  + 4H₂­ .

Чтобы рассказать о промышленных способах получения водорода, необходимо сначала вспомнить те вещества (доступные и дешевые) в состав которых он входит. Это, прежде всего, вода и метан (природный газ). Наиболее чистый водород обычно получают электролизом раствора щелочи. Щелочь добавляют для повышения электропроводности воды. На катоде при этом выделяется водород, а на аноде кислород. Как правило, получаемый водород на этом же химическом комбинате используется для получения других веществ, например метилового спирта, аммиака, других веществ методами органического синтеза и т.д. Поэтому мы рассмотрим сначала получение смеси водорода и окиси углерода, называемой "синтез-газ". Газификация угля. В специальных печах при температуре 900-1000o C через раскаленный уголь продувают водяной пар: C(гр) + H₂O  = CO + H₂ -125 кДж Поскольку эта реакция эндотермическая, то постепенно температура в печи снижается 1000 до 900o C. После этого перекрывают подачу водяного пара в печь и начинают продувать воздух: C(гр) + 1/2O₂ = CO + 114 кДж. Эта реакция идет с выделением тепла и температура в печи повышается. Синтез-газ содержит CO, H₂ и N₂. Если он далее будет использоваться для синтеза  аммиака, то его нужно освободить от окиси углерода: CO + H₂O =  CO₂ + H_2. Углекислый газ хорошо растворяется в воде и может быть легко удален из газовой смеси. Конверсия метана.  При температурах 800-900С⁰ смесь метана и паров воды пропускают над никелевым катализатором: CH₄ + H₂О = CO + 3H₂ . Окисление метана. При температуре порядка 1300 C⁰ проводят неполное термическое окисление метана кислородом воздуха: 2CH₄ + O₂ = 2CO + 4H₂ .В химической промышленности водород в больших количествах используется для синтеза аммиака, метилового спирта, хлористого водорода, для каталитической гидрогенизации твердых топлив (каменного угля и сланцев), мазута и каменноугольной смолы. При гидрировании жиров получают маргарин. Водород используют для получения металлов из их оксидов и галогенидов. Водород - это самое эффективное ракетное топливо.      Гидриды металлов, вода и    перекись водорода. Важным доводом в пользу того, чтобы водород поместить в Периодической системе над галогенами, является его способность образовывать гидриды металлов, которые по внешнему виду и по свойствам напоминают соли галогенидов. Попробуем исследовать эту проблему с помощью цифр. Бытует миф, что только неметаллы в газообразном состоянии существуют в виде молекул A₂. В действительности и щелочные металлы в парах могут существовать в виде молекул Me₂. Энергии диссоциации некоторых молекул Me₂ приведены ниже:

Молекулы галогенидов щелочных металлов могут существовать не только в кристаллическом или расплавленном виде, но и в виде газов. Энергии диссоциации таких молекул известны:

Энергии диссоциации гидридов щелочных металлов гораздо ближе к энергиям диссоциации молекул типа Me₂ или AB, где A и B - различные щелочные металлы, чем к энергиям диссоциации MeX, где X - галоид. Закономерный характер изменения величин энергий диссоциаций убедительно говорит о том, что место водорода над щелочными металлами. При растворении галогенидов металлов в воде получаются растворы солей, при растворении щелочных металлов в воде выделяется водород: 2Me + 2H₂О = 2MeOH + H₂­.При растворении гидридов щелочных металлов в воде тоже выделяется водород: MeH + H₂О = MeOH + H₂­.Вода - оксид водорода состава H₂О. Параметры молекулы воды приведены на рисунке. Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sp3-гибридизации. На двух  SP³-орбиталях находятся несвязывающие электронные пары. 1S-орбитали атомов водорода перекрываются с SP³-орбиталями атома кислорода. В результате воздействия несвязывающих электронных пар валентный угол H-O-H с 109⁰ уменьшился до 104.5⁰. Энергию H-O - связи можно считать равной 459 кДж/моль. Энергии одинарной связи H-H в молекуле H₂ и двойной связи O=O в молекуле O₂ соответственно равны 432 и 494 кДж/моль. При образовании воды из простых веществ разрываются три, а образуются четыре связи, так что в целом эта реакция сильно экзотермическая и поэтому молекула воды очень устойчивая. Вода в свободном состоянии в земных условиях встречается повсюду и в виде льда (огромные ледяные поля на Северном полюсе целый ледниковый архипелаг на Южном полюсе), жидкой воды (ручейки, реки, озера, моря и океаны) и воды в парообразном состоянии (отсюда абсолютная и относительная влажность воздуха). Извечен круговорот воды в природе.

Вода морей и океанов - колыбель жизни на земле. Вода - хранительница жизни, уникальны физические, физико-химические и химические свойства воды. Редко, но бывает, что плотность вещества в твердом состоянии меньше, чем в жидком: лед плавает на поверхности воды. С понижением температуры плотности всех жидкостей увеличиваются, но вода редкое исключение: ее плотность максимальна при 4С⁰. В результате планета Земля - голубая планета, а не белый шар, сверкающий на солнце кристалликами льда. Эта "маленькая аномалия" сделала возможной жизнь на Земле.

Химические свойства воды

Вода взаимодействует с активными металлами и неметаллами:

   2Na + 2H₂О= 2NaOH + H₂­,         

   2Al + 6H₂О = 2Al(OH)₃ + 3H₂­,

   Cl₂ + H₂О = HCl + HClO.

Соли, образованные слабым основанием или слабой кислотой, подвергаются гидролизу:

   Na₂S + H₂O = NaHS + NaOH,

   NaHS + H₂O = H₂S + NaOH,

   NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl,

   NH₄OH = NH₃­ + H₂O,

   Al₂S₃+ 6H₂O = 2Al(OH)₃ + H₂S­.

При выпаривании растворов многих солей образуются кристаллогидраты: Na₂SO₄·7H₂O, CuSO₄·5H₂O.

H₂O обладает амфотерными свойствами:

   H₂O =  H₃О⁺ + OH^-

Для экономии места и времени эту реакцию упрощенно записывают так:

      H₂О =  H⁺ + OH^-, где ион H⁺ характеризует кислотные свойства воды, а гидроксил-ион - основные. Вода взаимодействует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов, давая щелочи: CаO + H₂ = Cа(OH)₂ и с кислотными оксидами; дает кислоты:

SO₃ + H₂O = H₂SO_4.          .Коварна и загадочна биологическая роль "тяжелой" воды. При электролизе на катоде в первую очередь разряжается протий. Дейтерий накапливается в электролитической ванне - в ванне накапливается тяжелая вода.                                           

Перекись водорода

При комнатной температуре пероксид водорода представляет собой вязкую слегка голубоватую жидкость. Ее плотность и температура кипения больше, чем у воды. В лаборатории ее можно получить, действуя на пероксид бария разбавленной серной кислотой:BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + H₂O₂ . Перекись водорода получается и при электролизе сульфата аммония.  Длина связи H-O в молекуле  и, следовательно, прочность этой связи (энергия разрыва) такая же, как и у молекулы воды. Поэтому можно оценить энергию пероксидной связи O-O: 138 кДж/моль, в то время как энергия связи в молекуле O₂ (O=O) 494 кДж/моль, т.е. одинарная ковалентная пероксидная связь O-O очень непрочная. Поэтому перекись водорода легко разлагается: 2H₂О₂ = 2H₂О + O₂ + 212 кДж особенно на свету и при наличии ионов переходных металлов. В водных растворах перекись водорода проявляет свойства слабой двухосновной кислоты, давая кислые соли, например гидропероксид калия K-O-O-H или средние соли, например, пероксид бария: Ba(OH)₂ + H₂О₂ = BaO₂ + 2H₂О .Следует обратить внимание на различие структурных формул пероксидов и оксидов, которые могут иметь одинаковый вид ЭO₂ (BaO₂, CO₂, MnO₂). Степень окисления у Ba: +2, у C и Mn: +4 и, соответственно, у атомов кислорода степень окисления в пероксидах, -1, а в оксидах, -2.Перекись водорода может проявлять окислительные свойства (с сильными восстановителями): 2KI + H₂О₂ = 2KOH + I₂ ,  именно на этом свойстве основано ее использование при реставрации (восстановлении) красок на старых картинах: белые свинцовые белила (PbCO₃) на картинах со временем тускнеют - в поверхностном слое образуется сульфид свинца (черного цвета):PbCO₃ + H₂S = PbS + CO_2. При обработке таких картин перекисью водорода он переходит в сульфат свинца (белого цвета):PbS + 4H₂О₂ = PbSО₄ + 4H₂О. C сильными окислителями перекись водорода ведет себя как хороший восстановитель: K₂Сr₂O₇ + 3H₂O₂ + 4H₂SO₄ = K₂SO₄  +  Cr₂(SO₄)₃ + 3O₂­ + 7H₂O, 2O₂ + 2KMnO₄ + 2KOH = O₂ +H₂O + K₂MnO₄.          

  Обычно в промышленности используют раствор пероксида в воде высокой концентрации (90 %) - в химических лабораториях средней (30 % - пергидроль) и - в медицинских целях - малой (3 %).

              Элементы VII-А группы: F, Cl, Br, I (галогены)

  Общая характеристика

Галогены расположены в главной подгруппе 7-ой группы Периодической

системы. К галогенам относятся: F -фтор, Cl - хлор, Br - бром, I - иод и At -

астат..                                                                                                                                

Наружный электронный слой у атомов галогенов содержит 7 электронов: два

на s-подуровне и пять на p-подуровне: 2S²2P⁵, 3S²3P⁵, 4S²4P⁵, 5S²5P⁵, 6S²6P⁵.

Астат радиоактивен, в природе встречается в ничтожнейших количествах и его свойства мало изучены. В приблизительном переводе слово "галоген" означает "соль порождающие". Галогены - очень активные неметаллы и поэтому в природе они встречаются не в свободном виде, а в виде солей с щелочными или щелочноземельными металлами - это соединения ионного типа, в которых галогены существуют в виде анионов X.^-

Во 2 и 3 периодах при переходе слева направо заряд ядра атома возрастает и

увеличивается число электронов, но при этом пространственные размеры электронной оболочки УМЕНЬШАЮТСЯ, а потенциалы ионизации атомов УВЕЛИЧИВАЮТСЯ. В 4-ом и 5-ом периодах заряд ядра атома при переходе от щелочного металла к галогену возрастает на 17 единиц (у переходных металлов начинается заполнение d-подуровней) и характер изменений хотя и сохраняется прежним, количественно становится

несколько иным. При переходе в подгруппе галогенов сверху вниз размеры электронной оболочки УВЕЛИЧИВАЮТСЯ, а потенциалы ионизации - УМЕНЬШАЮТСЯ. Поэтому самый активный из всех неметаллов - это фтор, а при переходе к иоду неметаллические свойства уменьшаются.

Фтор встречается в природе в виде единственного изотопа ¹⁹F. Важнейшие минералы, содержащие фтор: CaF₂ (плавиковый шпат), Ca₃(PO₄)2Ч Ca2(PO₄)F (фтораппатит).

При обычных условиях фтор - желтоватый газ. Он обладает резким запахом и сильно ядовит.

Полуцелая атомная масса хлора 35.453 обусловлена количественным соотношением его природных изотопов: 35Cl - 74.8 % и 37Cl - 25.2 %. Зеленоватый цвет газообразного хлора и дал ему название ("хлорин" - по-гречески зеленый). Хлор обладает резким запахом и сильно ядовит, в природе встречается в виде солей K, Na, Mg. Почти круглая атомная масса брома 79.904 получается из-за примерно одинакового содержания в природе двух его изотопов: 79Br - 50.7 % и 81Br - 49.3 %. По-гречески "бромос" - зловонный. Бром при комнатной температуре - это тяжелая  - сильно ядовитая красно-коричневая жидкость, при попадании на кожу он вызывает сильные ожоги. Раствор брома в воде называют бромной водой (бром в воде растворяется довольно плохо).Иод в природе встречается в виде единственного изотопа 127I. Искусственные изотопы 125I и 131I находят применение в медицине. По гречески "иодес" - цвет фиалки. В обычных условиях иод, это черное кристаллическое вещество с характерным блеском.

 Галогены. Получение, свойства, применение.

                         Фтор.

   Фтор - самый активный неметалл, для его восстановления в свободном виде у аниона F^- необходимо отобрать один электрон. Ни один химический элемент этого сделать не может, поэтому фтор даже в лабораторных условиях получают электролизом расплавов фторидов металлов, содержащих фтороводород. При этом на аноде идет процесс:

         F^- -e = F,

а далее атомы фтора соединяются в молекулы 2F = F_2. При промышленном получении используют этот же метод.

Фтор активно взаимодействует с металлами, неметаллами и даже с ксеноном:

      Ca + F₂ = CaF₂,         

      H₂ + F₂ = 2 HF,         

      Cl₂ + F₂ = 2 ClF,         

      Xe + F₂ = XeF₂.

Фтор реагирует с водой и щелочами:

2 F₂ + 2 H₂O = 4 HF + O₂,

2 F₂ + 2 NaOH = 2 NaF + H₂O + F₂O.

Фтористый водород

CaF₂ + H₂SO₄  CaSO₄ + 2HF .

При температуре выше 200⁰С HF - бесцветный газ с резким запахом. Раствор HF в воде называют плавиковой кислотой. В отличие от других галогеноводородных кислот HF представляет собой кислоту средней силы. Молекула HF в жидкостях сильно ассоциирована за счет водородных связей. Соединение KHF₂ представляет собой кислую соль кислоты H₂F₂.

Кислородные соединения F

F₂O + H₂O = O₂ + 2HF

F₂O + 2NaOH = 2NaF + O₂ + H₂O

                                                 Хлор

Лабораторные способы получения хлора:

при нагревании:

MnO₂ + 4HCl  = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O;

при комнатной температуре:

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5Cl₂ +  2KCl + 8H₂O.

Электролизом раствора NaCl получают хлор в промышленности:

2 NaCl + 2 H₂O = H₂ + Cl₂ + 2 NaOH.

Хлор - один из самых активных неметаллов.

При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в

отличие от соляной кислоты заставляет их проявлять большую степень окисления:

   2 К + Cl₂ = 2 КCl,         

   2 Fe + 3 Cl₂ = 2 FeCl₃,         

   2 Cr + 3 Cl₂ = 2 CrCl₃,         

   2 Al + 3 Cl₂ = 2 AlCl₃,

   Mn + 2 Cl₂ = MnCl_4.

Реагирует с неметаллами:

      H₂ + Cl₂ = 2 HCl,         

      2 P + 3 Cl₂ = 2 PCl₃,

      2 P + 5 Cl₂ = 2 PCl₅.

Растворяясь в воде дает смесь двух кислот:

   Cl₂ + H₂O =HCl + HClO

Если реакцию проводят на свету, то хлорноватистая кислота разлагается:

      HClO = HCl + O

и тогда суммарный процесс растворения хлора в воде выглядит так:

   2 Cl₂ + 2 H₂O = 4 HCl + O₂.

Реакции взаимодействия хлора при растворении его в щелочах на холоде:

Cl₂ + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H₂O,

или при нагревании (1000 С):

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O.

Бром тоже реагирует со щелочью:

3Br₂ + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO₃+3 H₂O.

Реакцией хлора с Ca(OH)₂: в промышленности получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = CaOCl₂ + H₂O.

Хлор вытесняет бром и иод из галогеноводородных кислот или их солей:

   Cl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl,         

   Cl₂ + 2KI = I₂Ї + 2KCl.

Хлор применяется для получения соляной кислоты, солей, хлорной извести, пластмасс, инсектицидов, обеззараживания воды.

Хлороводород (соляная кислота  HCl) - бесцветный газ с резким запахом (tкип = -850 С).

  Получение.

 Непосредственным синтезом:

      H₂ + Cl₂ = 2 HCl.

Концентрированная серная кислота малолетуча и способна вытеснять HCl из солей:

NaCl + H₂SO₄(конц) = NaHSO₄ + HCl­.

Хлористый водород хорошо растворим в воде, при этом образуется соляная кислота:

      HCl = H⁺ + Cl^-.

Соляная кислота - это сильная бескислородная кислота, которая обладает всеми свойствами кислот.

1. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду   до водорода, растворяются в соляной кислоте:

   Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H_2­,

   Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂         

   2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂.

При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в отличие от хлора заставляет их проявлять меньшую степень окисления:

   Fe + 2 HCl = FeCl₂ + H₂,         

   Cr + 2 HCl = CrCl₂ + H₂.

Соляная кислота реагирует с оксидами металлов:

   CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O

Также с щелочами и основаниями. Она вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями.

Качественной реакцией на хлорид-ион является ион серебра:

   HCl + AgNO₃ = AgCl + HNO₃,         

      Ag+ + Cl- = AgCl.

Хлористый водород и соляная кислота обладают заметными восстановительными свойствами и под действием сильных окислителей, могут окисляться давая газообразный хлор:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂­ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O.

Бромистый водород (бромистоводородная кислота - HBr) - бесцветный газ, дымит на воздухе.

Получение.

Непосредственным синтезом:

 H₂ + Br₂ = 2 HBr,         

NaBr + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HВr,         

S + 3Br₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 6HBr.

при гидролизе:

PBr₃ + 3 H₂O = H₃PO₃ + 3 HBr

или по реакциям

 Br₂ + H₂S = S + 2 HBr,

 Br₂ + 2 HI = I₂ + 2 HBr.         

 Br₂ + 2 KI = I₂ + 2 KBr.

Бромистый водород хорошо растворим в воде, при этом образуется сильная бромистоводородная кислота:

      HBr = H⁺ + Br-,

которая обладает всеми свойствами кислот.

1. Реагирует с металлами:

   Zn + 2 HBr = ZnBr₂ + H₂,        

   Mg + 2 HBr = MgBr₂ + H₂,         

   2 Al + 6 HBr = 2 AlBr₃ + 3H₂.

При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в отличие от брома заставляет их проявлять меньшую степень окисления:

   Fe + 2 HBr = FeBr₂ + H₂,          

   Cr + 2 HBr = CrBr₂ + H₂.

Бромистоводородная кислота реагирует с оксидами металлов, щелочами, основаниями, вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями:

   HBr + KOH = KBr + H₂O.

Качественной реакцией на бромид-ион является ион серебра Ag+:

   HBr + AgNO₃ = AgBrЇ + HNO₃,         

   KBr + AgNO₃ = AgBrЇ + KNO_3,         

      Ag+ + Br- = AgBrЇ

при этом выпадает желтоватый осадок бромида серебра.

Бромистоводородная кислота и бромиды обладают восстановительными свойствами и под действием сильных окислителей могут окисляться, давая свободный бром:

K₂Cr₂O₇ + 14HBr = 3Br₂ + 2KCl + 2CrBr₃ + 7H₂O,         

2 HBr + H₂SO₄(конц) = Br₂ + SO₂­ + H₂O,

2 HBr + C_l2 = 2 HCl + Br_2.         

KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O

                     Иод

В 1811 г. французский химик Б.Куртуа в золе морских водорослей обнаружил иод. В 1813 г. его соотечественник Ж.Гей-Люссак, исследуя свойства иода показал, что это - новый химический элемент. Он дал ему название iodum (от греческого iodes - фиолетовый) по окраске его паров.

В лаборатории иод можно получить в результате реакции:

MnO₂ + 2 KI + 2 H₂SO₄ = I₂+ K₂SO₄ + MnSO₄ + 2 H₂O,

   Cl₂ + 2 KI = I₂ + 2KCl.

Иод - типичный неметалл.  Реагирует с металлами:

      2Al + 3I₂ = 2AlI₃,

 неметаллами:

 H₂ + I₂ = 2 HI,          

2P + 3I₂ + 6H₂O = 2 H₃PO₃ + 6HI ,

обладает окислительными свойствами:

  J₂ + H₂S = SЇ + 2 HI,

  I₂ + SO₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2HI,

взаимодействует со щелочами:

3 I₂ + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO₃ + 3 H₂O,

хорошо растворяется во многих органических растворителях. 5 % спиртовый раствор иода используется как антисептическое средство, его соединения применяются в фотографии.

Иодистый водород бесцветный, дымящий на воздухе газ с резким запахом.

Раствор HI в воде дает очень сильную иодистоводородную кислоту:

   HI =  H⁺ + I^-,

   HI + KOH = KI + H₂O,         

   2 HI + Br₂ = 2 HBr + I₂,         

   8 HI + H₂SO₄(конц) = 4 I₂ + H₂S + 4H₂O,

Качественные реакции на иодид-ион:

   HI + AgNO₃ = AgI+ HNO_3.

   PbBr₂ + 2KI = 2 KBr + PbI₂Ї

Соли иодистоводородной кислоты - иодиды являются сильными восстановителями:

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ = 6K₂SO₄ +  2MnSO₄ + 5I₂ + 8H₂O

                     Кислородные соединения       галогенов

Оксиды и гидроксиды хлора в различных степенях окисления. В школьном курсе упоминаются оксиды:

Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇

Физические свойства

Кислородосодержащие кислоты хлора

Степень окисления хлора +1.

Оксид хлора (I) Cl₂O можно получить так:

   2 Cl₂ + HgO = HgCl₂ + Cl₂O.

При нагревании он разлагается:

   2 Cl₂O = 2 Cl₂ + O_2,

с водой дает хлорноватистую кислоту:

   Cl₂O + H₂O = 2 HOCl.

Хлорноватистая кислота очень слабая, легко разлагается на свету с выделением атомарного кислорода, который и обуславливает ее очень сильные окислительные свойства. HClO и гипохлориты можно получить так:

 Cl₂ + H₂O = HCl + HClO,

Cl₂ + 2 KOH = KCl + KClO + H₂O,

            жавелевая вода

Cl₂ + Ca(OH)₂ = CaOCl₂ + H₂O,

                хлорная известь

Cl₂O + 2 KOH = 2KClO + H₂O,

2 HI + HClO = I₂ + HCl + H₂O.

Жавелевая вода используется для отбелки тканей, а хлорная известь - для дезинфекции.

Степень окисления хлора +3.

= HCl + HClO₃ + 2 ClO₂ + H₂O. Хлористая кислота HClO₂ существует только в водных растворах:

   2 ClO₂ + H₂O₂ = 2 HClO₂ + O_2.

HClO2 - слабая кислота, но сильный окислитель:

   HClO₂ + KOH = KClO₂ + H₂O,

при хранении разлагается по реакции диспропорцианирования:

4 HClO₂

Степень окисления хлора +4. ClO₂ - оксид хлора (IV).

Кислородосодержащая кислота со степенью окисления атома хлора +4 неизвестна. Для ClO2 характерныреакции диспропорционирования: сразу ангидрид двух (хлористой и

хлорноватой) кислот:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ +   2CO₂­ + 2ClO₂­ + 2H₂O,

   6ClO₂ + 3H₂O = 5HClO₃ + HCl,

2ClO₂ + 2KOH = KСlO₂ + KClO₃ + H₂O.

Степень окисления хлора +5. Оксид хлора (V) не существует. Хлорноватая

кислота HClO₃ стабильна только в водных растворах - это сильная кислота

и энергичный окислитель:

Ba(ClO₃)₂ + H2SO₄ = 2 HClO₃ + BaSO₄Ї,

6 P + 5 HClO₃ = 3 P₂O₅ + 5 HCl,

HClO₃ + NaOH = NaClO₃ + H₂O (хлорат         натрия).

При повышении температуры идет реакция:

3 Cl₂ + 6 KOH = 5 KCl + KClO₃ + 3 H₂O,

где KClO₃ - бертолетова соль (хлорат калия). При нагревании она

разлагается:

   4 KClO₃ = KCl + 3 KClO_4,

а в присутствии катализатора MnO₂ происходит следующее:

   2 KClO3 = 2 KCl + 3 O₂­.

Степень окисления хлора +6. Cl₂O₆ - оксид хлора (VI).

Кислородосодержащая кислота со степенью окисления атома хлора +6 неизвестна Cl2O6 дает реации диспропорционирования:

   2 ClO₂ + 2 O₃ = Cl₂O₆ + 2 O₂,

Cl₂O₆ + 2 KOH = KClO₃ + KClO₄ + H₂O.

Степень окисления хлора +7. Оксид хлора (VII) Cl2O7 - ангидрид хлорной кислоты HClO₄ - это одна из самых сильных кислот и умеренный

окислитель:

2 HClO₄ + P₂O₅ = Cl₂O₇ + 2 HPO_3,

   Cl₂O₇ + H₂O = 2 HClO₄,

   2 C_l2O₇ = 2 Cl₂­ + 7 O_2­,

Ba(ClO₄)₂ + H₂SO₄ = 2 HClO₄ + BaSO₄Ї,

KClO₄ + H₂SO₄ = KHSO₄ + HClO_4.

Хлорная кислота реагирует с оксидами металлов, со щелочами, с основными и

амфотерными основаниями:

   HClO₄ + KOH = KClO₄ + H₂O.

Перхлораты при нагревании разлагаются:

   KClO₄ = KCl + 2 O_2­.

Наиболее известная соль хлора -хлорат калия, называемая еще в честь ее первооткрывателя французского химика К.Бертолле бертоллетовой солью. Она используется в качестве окислителя в пиротехнике, в производстве спичек, для получения

кислорода в лабораторных условиях.

Оксиды и гидроксиды брома в различных степенях окисления. В школьном курсе упоминаются такие оксиды брома: Br₂O, BrO_2, BrO₃ и его кислородосодержащие кислоты: HBrO, HBrO₃.

Оксид брома (I) можно получить так:

   2 Br₂ + HgO = HgBr₂ + Br₂O,

при комнатной температуре он разлагается:

      2Br₂O = 2 Br₂ + O_2.

При растворении брома в воде или щелочи идут реакции:

Br₂ + H₂O = HBr + HBrO,

бромноватистая кислота

Br₂ + KOH =  KBr + KBrO + H₂O,

гипобромит калия

Br₂ + 5 Cl₂ + 6 H₂O = 2 HBrO + 10 HCl.

Гипобромит калия легко разлагается:

3 KBrO = 2 KBr + KBrO₃ бромат калия.

HBrO₃ - бромноваую кислоту можно

получить так:

Ba(BrO₃)₂ + H₂SO₄ = 2 HBrO₃ + BaSO₄Ї.

Интересно отметить, что иод можетвытеснять бром из бромата калия

   2 KBrO₃ + I₂ = 2 KIO₃ + Br₂

Оксиды и гидроксиды иода в различных степенях окисления

Перечислим оксиды иода: I₂O₄, I₂O₅, I₂O₇ и кислородосодержащие кислоты:

HIO (иодноватистая), HIO3 (иодноватая), HIO4 (иодная) и H₅IO₆ (HIO₄·2H₂O - ортоиодная) и назовем некоторые соли этих кислот.

Наиболее стабильным является оксид иода (V). Он получается при обезвоживании иодноватой кислоты (серной кислотой при нагревании):

   2 HIO₃ = I₂O₅ + H₂O,

выше 3000 С он разлагается:

   2 I₂O₅ = 2 I₂ + 5 O₂.

Получение кислот:

2I₂ + HgO + H₂O = HgI₂ + 2HIO,

3I₂ + 10HNO₃ = 6HIO₃ + 10NO­ + 2H₂O,

I₂ + 5Cl₂ + 6H₂O = 2HIO₃ + 10HCl,

I₂ + 2HClO₃ = 2HIO₃ + Cl₂ (иод       вытесняет хлор),

Ba₅(IO₆)₂ + 5H₂SO₄ = 2H₅IO₆ +       5BaSO₄Ї.

Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:

3 I₂ + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO₃ + 3 H₂O,

5 Ba(IO₃)₂ = Ba5(IO₆)₂ + 4 I₂ + 9 O₂.

Межгалогенные соединения разлагаются водой:

 BrCl + H₂O = HCl + HBrO,        IF₅ + 3 H₂O = 5 HF + HIO_3.