Глава 8. ВОДОРОД. ГАЛОГЕНЫ

§ 8.1. Общие свойства неметаллов

Для неметаллов скорее характерно различие, чем общность свойств. Поэтому в учебниках обычно отсутствует общий обзор неметаллов. Однако это не означает, что такая общая оценка свойств не может быть проведена.

H

Не

В

C

N

О

F

Ne

Si

P

S

Cl

Ar

As

Se

Br

Kr

Те

I

Xe

At

Rn

Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо прежде всего обратить внимание на их расположение в пе­риодической системе элементов Д, И. Менделеева и определить число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов. Неметаллы в основном распола­гаются в конце малых и боль­ших периодов, а число внешних электронов у их атомов, как и у всех атомов элементов главных подгрупп, равно номеру группы. Как известно, способность при­соединять электроны в периоде возрастает по мере приближения к благородному газу, а в груп­пе — по мере уменьшения радиуса атома или, иными словами, снизу вверх.

Для завершения внешних электронных уровней атомы неметал­лов присоединяют электроны и являются окислителями, Активнее всех присоединяет электрон атом фтора. У остальных элементов не­металлов, изучаемых в средней школе, эта способность уменьша­ется в таком порядке: О, Cl, N, S, C, P, H, Si, У атомов этих эле­ментов уменьшение способности присоединять электроны находит­ся в соответствии с уменьшением значений их относительной электроотрицательности (см, табл, 2.2). Следует отметить, что вто­рым после фтора в этом ряду стоит атом кислорода, а не хлора.

Взаимодействуя с металлами, типичные неметаллы образуют соединения с ионной связью например, хлорид натрия NaCl,

Оксид кальция CaOt сульфид калия KjS* В определенных усло­виях неметаллы реагируют между собой, образуя соединения с ковалентной связью — как полярные, так и неполярные. Приме­рами первых служат вода НгО, хлороводород HCl, аммиак NH3, примерами вторых — оксид углерода (IV) CO2, метан CH⅛, бен­зол СбНб.

C водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например, фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, ме­тан СН4. При растворении в воде водородные соединения гало­генов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же форму­лы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, НВг, HI, H2S, H2Se, H2Te.

При растворении в воде аммиака образуется аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH⅛0H и называемая гидрокси­дом аммония. Ее также обозначают формулой NH3- H2O и назы­вают гидратом аммиака (см. § 10.3).

C кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В од­них оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO?, N2Qs), в других — более низкую (например, SO2, N2O2). Кислотным оксидам соответству­ют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неме­талла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислота H2SO4 сильнее сернистой H2SO3. Напом­ним, что сила кислоты определяется ее способностью образовы­вать ионы водорода H+ (точнее, H3O+).

В нормальных условиях неметаллы водород, фтор, хлор, кис­лород, азот и благородные газы — это газы, бром — жидкость, а остальные — твердые вещества.

Особо следует сказать о химии Благородных газов. Их ато­мы содержат на внешнем уровне по S электронов (у гелия 2). Ранее считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электрон­ные пары. Однако в 1962 г. было получено первое химическое соединение благородного газа — тетрафторид ксенона XeF4, после чего химия благородных газов начала развиваться быст­рыми темпами. Особенно богата химия ксенона, соединения которого по свойствам сходны с соответствующими соедине­ниями иода.

При взаимодействии Ксенона с фтором в зависимости от ус­ловий опыта получается либо дифторид ксенона XeF2, либо тет­рафторид XeFi, либо гексафторид XeF$. При нормальной тем­пературе все это — твердые вещества белого цвета. В химическом отношении наиболее активен гексафторид ксенона XeF6. Он лег­ко взаимодействует с кремнеземом:

2XeF6 + SiO2 = 2XeOF4 + SiF4

Образующийся при этом окситетрафторид ксенона XeOF4 при нормальной температуре — летучая бесцветная жидкость.

Все фториды ксенона взаимодействуют с водой. При этом в реакции с дифторидом и тетрафторидом образуется ксенон, кис­лород и фтороводород:

2XeF2 + 2H2O = 2Xe + O2 + 4HF
XeF4 + 2H2O = Xe + O2 + 4HF

Однако при взаимодействии с водой гексафторида получается но­вое соединение —■ оксид ксенона (VI):

XeF6 + 3H2O ≈ XeO3 + 6HF

Оксид ксенона (VI) XeO3 — это бесцветное кристаллическое вещество, которое в твердом состоянии весьма взрывоопасно (по силе взрыва оно не уступает тринитротолуолу). В растворе же оксид ксенона (VI) устойчив и безопасен. Фториды ксенона — сильные окислители. При взаимодействии с водородом они вос­станавливаются до ксенона. Поэтому, например, реакция

XeF6 + 3H2 = Xe + 6HF

Служит для получения чистого ксенона.

Фториды ксенона проявляют окислительные свойства и по от­ношению к другим веществам, например

XeF6 + 6KI = Xe + 3I2 + 6KF

Вслед за фторидами ксенона удалось получить и фторид радо­на. Однако вследствие сильной радиоактивности радона это со­единение мало изучено. Получены и фториды криптона KrF2 и KrF4, которые также оказались значительно менее устойчивыми, чем соответствующие соединения ксенона. Соединения же нео­на, аргона и гелия не получены.

Из кислородных соединений, помимо оксида ксенона (VI) XeO3, получены оксид ксенона (VIII) XeO4, а также соответству­ющие им кислоты — H6XeO6 и H4XeO6. Хотя сами эти кислоты неустойчивы, их соли — ксенаты (например, Na4XeO6, Ba3XeO6) и перксенаты (например, Na6XeO6, Ba2XeO6) — при комнатной температуре представляют собой достаточно устойчивые кристал­лические вещества. Получены также соли криптоновой кислоты — кригггат бария BaKrO+ и др. Таким образом, благородные газы способны вступать в реакции и образовывать соединения с обыч­ными ковалентными связями.

Вместе с тем уже известны и химические соединения благо­родных газов с ионной связью. Их удалось получить, исполь­зуя для отрыва электронов от их атомов гексафторид платины PtFfi —- газ темно-красного цвета, являющийся даже более силь­ным окислителем, чем фтор. Уравнение реакции взаимодей­ствия ксенона с гексафторидом платины можно представить так:

Xe + PtF6 = Xe÷ [PtF6]-

Образовавшийся гексафторплатинат ксенона — твердое оран­жевое вещество, имеющее ионную кристаллическую решетку.

Химия инертных элементов — это достижение науки послед­них десятилетий.

Ниже рассматриваются общие характеристики свойств элемен­тов по тем главным подгруппам, в которые входят неметаллы. Это — подгруппы галогенов, кислорода, азота, углерода. Отдель­но рассматривается только водород.

§ 8.2. Водород

Место водорода в периодической системе. Водород занимает первое место в периодической системе (Z= 1). Он имеет простей­шее строение атома: ядро атома окружено электронным облаком. Электронная конфигурация Is1.

В одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), в других — неметаллические (принимает элек­трон). Однако по свойствам он более сходен с галогенами, чем со щелочными металлами. Поэтому водород помещают в VII группу периодической системы элементов Д, И. Менделеева, а в I группе символ водорода заключают в скобки (см. § 2.9).

Нахождение в природе. Водород широко распространен в при­роде — содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном виде — в некоторых природных газах. Содержание его в земной коре достигает 0,i5% ее массы (с учетом гидросферы — 1%), Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов — протия (99,98 %) и дейтерия (0,02 %). Поэтому в обычной воде содержат­ся небольшие количества тяжелой воды.

Получение. В Лабораторных условиях водород получают сле­дующими способами.

1, Взаимодействием металла (цинка) с растворами соляной или серной кислот (реакция проводится в аппарате Киппа):

Zn+ 2H+= Zn2+ + H2 t

2. Электролизом воды. Для увеличения электрической прово­димости воды к ней добавляют электролит, например NaOH, H2SO4 или Na2SO4. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде — 1 объем кислорода. Схема электролиза рассмотрена ра­нее (см. § 7.7).

В Промышленности водород получают также несколькими спо­собами.

1. Электролизом водных растворов KCl или NaCl, как побоч­ный продукт (см. § 13.3).

2. Конверсионным способом (конверсия — превращение). Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через рас­каленный кокс при IOOO °C:

C + H2O = СО + H2

Затем оксид углерода (И) окисляют в оксид углерода (IV), про­пуская смесь водяного газа с избытком паров воды над нагретым до 400—450 0C катализатором Fe2O3;

СО + (H3) + H2O = CO2 + H2 + (H2)

Образующийся оксид углерода (IV) поглощается водой. Этим способом получают свыше 50% промышленного водорода.

3. Конверсией метана с водяным паром:

CH4 + 2H3O = CO2 + 4H2

Реакция протекает в присутствии никелевого катализатора при 1300 °C. Этот метод позволяет использовать природные газы и по­лучать самый дешевый водород.

4. Нагреванием метана до 350 oC в присутствии железного или никелевого катализатора:

ClL C + 2H2

5. Глубоким охлаждениел! (до — I Уб °C) коксового газа. При та­ком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, кон­денсируются.

Физические свойства. Водород — это самый легкий газ (он в 14,4 раза легче воздуха), не имеет цвета, вкуса и запаха. Мало рас­творим в воде (в 1 л воды при 20 oC растворяется 18 мл водорода). При температуре —252,8’ C и атмосферном давлении переходит в жидкое состояние. Жидкий водород бесцветен.

Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 — дейтерий D и тритий Т.

Химические свойства. В соединениях водород всегда однова лентен. Для него характерна степень окисления — Ь1, но в гидридах металлов (см. ниже) она равна —1. Молекула водорода состоит из двух атомов. Возникновение связи между ними объясняется об­разованием обобщенной пары электронов (или общего электрон­ного облака):

Н:Н или H2

Благодаря этому обобщению электронов молекула H2 более энергетически устойчива, чем его отдельные атомы. Чтобы разо­рвать в 1 моль водорода молекулы иа атомы, необходимо затра­тить энергию 436 кДж:

H2 = 2H, Atf0 = 436 кДж/моль

Этим объясняется сравнительно небольшая активность моле­кулярного водорода при обычной температуре.

Со многими неметаллами водород образует газообразные со­единения типа RH4, RH3, RH2. RH, Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты. Температура водоро­дно-кислородного пламени достигает 3000 °C. Смесь двух объе­мов водорода и одного объема кислорода называется Гремучим га­зом. При поджигании такая смесь дает сильный взрыв. Как при горении водорода в кислороде, так и при взрыве гремучей смеси образуется вода:

2H2 + O2 = H2O

При работе с водородом необходимо соблюдать большую ос­торожность: предварительно проверять герметичность аппара­туры, а также чистоту водорода перед его поджиганием. При высокой температуре водород соединяется с щелочными и ще­лочно-земельными металлами, образуя белые кристаллические вещества — Гидриды металлов (LiH, NaH, КН, CaH2 и др.). В этих соединениях металл имеет положительную степень окис­ления, водород — отрицательную. Гидриды металлов легко раз­лагаются водой с образованием соответствующей щелочи и во­дорода:

CaH2 + 2H2O ≈ Ca(OH)2 + 2H2 ↑

Повышенной реакционной способностью обладает атомный водород: при комнатной температуре он восстанавливает оксиды металлов, взаимодействует с кислородом, серой н фосфором. Го-

Редка, работающая на атомном водороде, создает температуру выше 4000 °C. Высокая температура обусловлена протеканием экзотермической реакции:

H + H = Ph, Δ∕∕° = -436 кДж/моль

При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов. Например:

CuO + H2 = Cu ÷ H2O H2-2e- = 2H+ I 1 Cu2+ + 2c — = Cu I 1

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула во­дорода — два электрона), он — восстановитель:

H-e — = H+

Однако атом водорода может принимать один электрон (мо­лекула — два электрона):

H + с — = H

Это происходит, например, при образовании гидридов метал­лов. В этом случае водород — окислитель.

Применение. Применение водорода основано на его физиче­ских и химических свойствах. Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).

Применяют водород для создания высоких температур: кис­лородно-водородным пламенем режут и сваривают металлы. Он используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов, в химической промышленности — для полу­чения аммиака из азота воздуха и искусственного жидкого топ­лива из угля; в пищевой промышленности — для гидрогенизации жиров (см. § 17.14). Изотопы водорода — дейтерий и тритий — нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).

§ 6.3. Вода

Вода — оксид водорода — одно из наиболее распространен­ных и важных веществ. Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза больше поверхности суши. Чистой воды в природе нет, — она всегда содержит примеси. Получают чистую воду методом перегонки. Перегнанная вода называется Дистиллиро­ванной. Состав воды (по массе): 11,19% водорода и 88,81% кис­лорода.

Физические свойства. Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса. Наибольшую плотность она имеет при O oC (1 г/см3). Плотность льда меньше плотности жидкой воды, поэтому лед всплывает на поверхность. Вода замерзает при O oC и кипит при 100 0C при давлении IOl 325 ∏a. Она плохо проводит теплоту и очень плохо проводит электричество. Вода хороший раство­ритель.

Молекула воды имеет угловую форму (см. рис. 3.3): атомы во­дорода по отношению к кислороду образуют угол, равный 104,5°. Поэтому молекула воды — диполь: та часть молекулы, где нахо­дится водород, заряжена положительно, а часть, где находится кислород, — отрицательно. Благодаря полярности молекул воды электролиты в ней диссоциируют на ионы.

В жидкой воде наряду с обычными молекулами НгО содер­жатся ассоциированные молекулы, т. е. соединенные в более сложные агрегаты (H2O)χ, благодаря образованию Водородных Связей (см. § 3.6). Наличием водородных связей между молеку­лами воды объясняются аномалии ее физических свойств: мак­симальная плотность при 4 °C, высокая температура кипения (в ряду H2O-H2S-H2Se-H2Te), аномально высокая теплоем­кость [4,18 кДж/(г ∙ К)]. C повышением температуры водород­ные связи разрываются, и полный разрыв их наступает при пе­реходе воды в пар.

Химические свойства. Вода — весьма реакционноспособное ве­щество. При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и ще­лочно-земельными металлами. Например:

H2O + Na2O = 2NaOH; 2H2O + Li ≈ 2LiOH + H2 ↑

H2O + SO2 = H2SO3; 2H2O + Ca = Ca(OH)2 + H2↑

Вода образует многочисленные соединения — гидраты (крис­таллогидраты). Например:

H2O + H2SO4 = H2SO4 ∙ H2O; IOH2O + Na2CO3 ≈ Na2CO3 ∙ IOH2O

H2O + NaOH = NaOH ∙ H2O; 5H2O + CuSO4 = CuSO4 ∙ SH2O

Очевидно, соединения, связывающие воду, могут служить в ка­честве Осушителей. Из других осушающих веществ можно указать P2O5, CaO, BaO, металлический Na (они тоже химически взаимо­действуют с водой), а также силикагель.

К важным химическим свойствам воды относится ее способ­ность вступать в реакции гидролитического разложения (см. гид­ролиз солей, § 6.5).

§ 8.4. Тяжелая вода

Вода, содержащая тяжелый водород, называется Тяжелой во­дой (обозначается формулой D2O). Как это видно из сопоставле­ния физических свойств, она отличается от обычной воды:

D2O H2O

Молекулярная масса…………………………………………….. 20 18

Плотность при 20 °C, г/см3……………………………………………….. 1,1050 0,9982

Температура кристаллизации, °C…………………………………….. 3,8 0

Температура кипения, oC………………………………… .. 101,4 100

Химические реакции с тяжелой водой протекают значительно медленнее, чем с обычной водой. Поэтому она при длительном электролизе обычной воды накапливается в электролизере.

Тяжелая вода применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

§ 8.5. Общая характеристика подгруппы галогенов

При рассмотрении химии элементов по подгруппам исключи­тельно важно уметь использовать прогнозирующую роль периоди­ческого закона и периодической системы элементов Д. И. Менде­леева. Тогда многие свойства элементов и их соединений можно описать, не пользуясь учебником. Так, по положению элемента в периодической системе можно описать строение атома — заряд и состав его ядра и электронную конфигурацию, по последней — определить степени окисления элемента в соединениях, возмож­ность образования молекулы в обычных условиях, тип кристалли­ческой решетки простого вещества в твердом состоянии. Наконец, можно определить формулы высших оксидов и гидроксидов эле­ментов, изменение их кислотно-основных свойств по горизонтали и вертикали периодической системы, а также формулы различных бинарных соединений с оценкой характера химических связей. Это значительно облегчает изучение свойств элементов, простых ве­ществ и их соединений. Начинать следует с рассмотрения общей характеристики каждой подгруппы.

В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат — радиоактивный элемент, изучен мало). Это /^-элементы VIl группы периодической системы Д. И. Менделеева. На внеш­нем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов Ns2npc, (табл. 8.1). Этим объясняется общность их свойств. Они лег­ко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окис­
ления —1. Такую степень окисления галогены имеют в соедине­ниях с водородом и металлами.

Таблица 8.1. Свойства элементов подарупны галогенов

Свойства

F

Cl

Br

1

At

I. Порядковый номер

9

17

35

53

85-

2. Валентные электроны

2s22p5

3⅜5

4.v24p5

5s25p5

6s26p5

3. Энергия ионизации

17,42

12,97

11,84

10,45

, 9,2

Атома, эВ

4. Относительная элек­

‘ 4,1

2,83

2,74

2,21

; 1,90

Тро отрицательность

5. Степень окисления в соединениях

-1

-1,+1, +3, +5, +7

-I,+I, *3, +5, +7

-1,+1» +3, +5, +7

-К+1,

+3, +5,

; +7

6, Радиус атома, нм

; В, 0€4

Ода

0,114

0,133

Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и по­ложительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. Возможные зна­чения степеней окисления объясняются электронным строением атомов, которое У атомов фтора можно представить схемой:

2р
2»
9?
п—2

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор мо­жет только принимать один электрон на 2р-Подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одно­валентным, а его степень окисления всегда —1.

Электронное строение атома хлора выражается схемой:

3√
зр
зт
i7α « = 3
1 7

У атома хлора один неспаренный электрон на Зр-подуровне, и в обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него име­ется еще пять орбиталей 3<7-подуровня, в которых могут размес­титься 10 электронов,

В возбужденном состоянии атома хлора электроны перехо­дят с Зр- и З. у-подуровней на З^-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение (распаривание) электронов, находя­щихся в одной орбитали, увеличивает валентность на две еди­ницы. Очевидно, хлор и его аналоги (кроме фтора) могут прояв­лять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соот­ветствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не про­исходит разъединения спаренных электронов в атоме (см. элект­ронное строение атома фтора). Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и его соединений.

Водные растворы водородных соединений галогенов являют­ся кислотами: HF — фтороводородная (плавиковая), HCl — хло­роводородная (соляная), HBr — бромводородная, HI — иодово- дородная.

Следует иметь в виду, что помимо общих свойств галогены имеют и различия. Это особенно характерно для фтора и его со­единений. Сила кислот в ряду HF — HCI — HBr — HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии свя­зи HR (где R — элемент). Плавиковая кислота слабее других из этого ряда, потому что энергия связи H-F наибольшая в этом ряду. В такой же последовательности уменьшается и прочность молекулы HF (где Г — галоген), что обусловлено ростом межъ­ядерного расстояния (см. п. 6 табл. 8.1). Растворимость малора­створимых солей уменьшается в ряду AgCl — AgBr — AgI; в отли­чие от них соль AgF хорошо растворима в воде.

Фтор прочнее всех удерживает электроны (см. пп. 3 и 4 табл. 8.1), у него одна степень окисления —1 (см. п. 5 табл, 8.1). Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор: разлагает воду с образованием фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода, кислорода и озона:

F2 + H2O = 2HF + О; О + F2 = F2O
H2O + О = H2O2; 20 = O2; 30 = O3

Уравнение реакции взаимодействия хлора с водой см. в § 8.6,

Пункты 3 и 6 табл. 8.1 характеризуют неметаллические свой­ства элементов. Поскольку радиус атома возрастает, а энергия ионизации уменьшается, то в ряду F-At уменьшаются неме­таллические свойства. Наиболее сильно они выражены у фтора.

Реакционная способность галогенов снижается в ряду F — CI — Br — I. Поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из кислот типа HГ (Г — галоген) и их солей. В этом случае актив­ность

F2 > CIj > Br2 > (2

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ро­стом порядкового номера: фтор — трудно сжижающийся газ, хлор — легко сжижающийся газ, бром — жидкость, иод — твер­дое вещество.

§ 8.6. Хлор

Нахождение в природе. В природе в свободном состоянии хлор встречается только в вулканических газах. Широко распростра­нены его соединения. Важнейшие из них: хлорид натрия NaCl, хлорид калия KCI, хлорид магния MgCh ∙ 6H2O, сильвинит, со­стоящий из NaCl и KCl, карналлит состава KCl ∙ MgCh ∙ 6H2O, каинит состава MgSO4 ∙ KCl • ЗН2О и др.

Соединения хлора содержатся в водах океанов, морей и озер. В небольших количествах они имеются в растительных и живот­ных организмах. Хлор составляет 0,05% массы земной коры.

Получение. В Лабораторных условиях хлор получают из соля­ной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV). Ре­акция протекает при нагрезании:

4 HCl + MnO2 = Ch + MnCh + 2 H2O

Это окислительно-восстановительный процесс. HCI, точнее хлорид-ион Cl", — восстановитель; MnO2 — окислитель. Метод составления уравнения реакции рассмотрен в § 7.3.

Вместо окислителя MnO2 можно применить перманганат ка­лия KMnO4. Тогда реакция протекает при обычной температуре, т, е. без нагревания:

16HC1 + 2KMnO4 = SCl2 + 2MnCh + 2KC1 + SH2O
2С1- — 2e — = Ch 5

+7 +2

Mn + 5e~ = Mn 2

В Промышленности хлор получают электролизом концент­рированного раствора хлорида натрия. Хлор выделяется на ано­де. При этом образуются также водород (выделяется на катоде) и гидроксид натрия (остается в растворе).

Сжиженный хлор (сжижается при комнатной температуре при давлении 600 кПа) держат в стальных баллонах и в таком виде пе­ревозят к месту потребления.

Физические свойства. Хлор — ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Тяжелее воздуха в 2,5 раза. При 20 oC в 1 объеме воды растворяется 2,3 объема хлора.

Раствор хлора в воде называется Хлорной водой. Хлор хорошо растворяется в органических растворителях.

Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание больших его количеств приводит к смерти от удушья.

В природном хлоре содержится два изотопа: рС1 (75,4%) и ∏C1 (24,6%),

Химические свойства. Молекула хлора состоит из двух атомов, характер связи в ней ковалентный неполярный:

:С1:С1: или CI2

Сильные окислительные свойства хлор проявляет при взаимо­действии с металлами. При этом атомы металла отдают электро­ны, а молекулы хлора их принимают. Например:

Cu-2e-= Cu2+ 1 Cl2 + 2e~ ≈ 2C1~ ∣ 1

Cu + Cl2 = CuCl2

Хлор взаимодействует также со многими неметаллами. На­пример:

2P + 3CI2 = 2PC13 2P + 5C12 = 2PC15

Своеобразно реагирует хлор с водородом. В темноте смесь хло­ра с водородом не взаимодействует. Однако при сильном освеще­нии реакция протекает очень быстро, со взрывом:

Cl2 + H2 = 2НС1

В действительности, как показали исследования, эта реакция протекает значительно сложнее. Молекула Cl2 поглощает квант света Av и распадается на атомы (неорганические радикалы СГ) (см. также § 16.3). Это служит началом реакции (первоначальное возбуждение реакции). Затем она продолжается сама собой. Каж­дый из атомов-радикалов хлора СГ реагирует с молекулой водо­рода. При этом образуются Н’ и HCL В свою очередь атом-ради­кал водорода H* реагирует с молекулой Ch, образуя HCl и Cl* и т. д. Наглядно это можно изобразить схемой

Ch + Av = Cl* + СГ
Cl* + H2 =HCl + н*

H* + Ch = HCl + Cf

Ит. д.

Первоначальное возбуждение вызвало цепь последовательных реакций. Такие реакции называются Цепными. В итоге цепной ре­акции хлора с водородом получается хлороводород.

Как установил H. Н, Семенов, цепные реакции очень распро­странены и протекают через образование и последующее взаимо­действие свободных атомов или групп атомов — радикалов. Они играют большую роль во многих важных химических процессах (процессы горения, взрыва, полимеризации и др.).

Если поджечь струю водорода, выходящую, например, из при­бора Киппа, и пропустить ее в банку с хлором, то водород будет гореть в нем голубоватым пламенем с образованием хлороводо­рода.

У органических соединений хлор отнимает водород, а углерод остается в свободном виде. Поэтому такие вещества, как скипи­дар, парафин, горят в хлоре с выделением большого количества копоти и хлороводорода. Хлор замещает водород в Предельных Углеводородах и присоединяется к непредельным соединениям:

CH4 + Ch = CH3Cl + HCl
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2

Он вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и метал­лами:

Ch + 2KBr = 2К Br + Br2

Хлор взаимодействует с водой с образованием двух кислот — соляной (сильная кислота) и хлорноватистой (слабая кислота). Ре­акция обратимая:

Cl2 + H2O ÷± HCl + HClO

В ионной форме:

Cl2 + H2O H+ + Cl — + нею

Хлорноватистая кислота очень неустойчива. При нагревании или на свету она разлагается на соляную кислоту и кислород:

2HC10 = 2HCI + O2

Хлорноватистая кислота — сильный окислитель. Образовани­ем ее объясняются отбеливающие свойства хлора в присутствии влаги (воды). Сухой хлор не отбеливает.

Хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, азо­том и углем (их соединения получаются косвенным путем). В от­сутствие влаги хлор не реагирует с железом. Это дает возможность хранить его в стальных баллонах и цистернах.

Применение. Хлор применяется для обеззараживания питьевой воды (хлорирование воды), отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кис­лоты, хлорной извести, а также различных химических соедине­ний, содержащих хлор,

§ 8.7. Хлороводород и соляная каслота

Хлороводород — одно из важнейших соединений хлора. Это бесцветный газ с резким запахом. При вдыхании раздражает ды­хательные пути и вызывает удушье. В 1,3 раза тяжелее воздуха. Во влажном воздухе «дымит», т. е. с водяными парами воздуха образует мельчайшие капельки тумана. При O eC в одном объе­ме воды растворяется около 500 объемов хлороводорода. Вод­ный раствор хлороводорода называется соляной или хлороводо­родной кислотой.

В Лабораторных условиях хлороводород получают при взаи­модействии хлорида натрия С концентрированной серной кис­лотой. При этом образуются хлороводород и кислая соль (гидро­сульфат натрия):

NaCl + H2SO4 = HC1↑ + NaHSO4

Как указывалось ранее, хлороводород можно получить при горении водорода в хлоре:

H2 + Cl2 =2HC1

На этих реакциях основаны Промышленные способы полу­чения соляной кислоты. Способ, основанный на реакции взаи­модействия между NaCI и концентрированной H2SO4, называ­ется Сульфатным-, способ, основанный на реакции горения во­дорода в хлоре, называется Синтетическим. В обоих случаях получающийся хлороводород поглощается водой в специальных поглотительных башнях. Газ и вода движутся противотоком (газ — снизу вверх, вода — сверху вниз) для более полного ра­створения газа в воде,

Соляная кислота — бесцветная жидкость. Концентрированная содержит до 37% хлороводорода и во влажном воздухе «дымит». Будучи сильной кислотой, она обладает всеми свойствами кис­лот. Многие металлы, основные оксиды, основания и некоторые соли и газы взаимодействуют с соляной кислотой. Например:

Zn+ 2HC1 = ZnCl2+ H2↑

CuO + 2 HCI = CuCI2 + H2O
Al(OH)3 + 3HC1 = AlCl3 + 3H2O
AgNO3 + HCl = AgClJr + HNO3
NH3 + HCl = NH4Cl

Соляная кислота применяется для получения ее солей (хлори­да бария, хлорида цинка и др.), при травлении металлов, а также в пищевой промышленности и медицине. Как реагент использу­ется во всех химических лабораториях.

Хранят и перевозят соляную кислоту в гуммированных цис­тернах и бочках, т. е. в сосудах, внутренняя поверхность которых покрыта кислотостойкой резиной, а также в стеклянных бутылях и полиэтиленовой посуде.

§ 8.8. Соли соляной кислоты

Ниже описаны важнейшие соли соляной кислоты.

Хлорид натрия (другие названия: каменная соль, поваренная соль, галит) NaCl является приправой к пище, служит сырьем для получения Гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др.; используется для консервирования пищевых продуктов.

Хлорид калия KCl — ценное калийное удобрение.

Хлорид пинка ZnCl2 используется для пропитки древесины в целях предохранения от гниения; применяется также при паянии для смачивания поверхности металла (устраняет пленку оксида, И припой хорошо пристает к металлу); известны кристаллогидра­ты ZnCl2 * и H2O.

Хлорид бария BaCl2 — ядовитое вещество, применяемое для борьбы с вредителями сельского хозяйства (свекловичным долго­носиком, луговым Мотыльком и др.).

Хлорид кальция CaCI2 (безводный) широко применяется для осушки газов (при этом образуется кристаллогидрат соли CaCl2- 6H2O) и в медицине.

Хлорид алюминия AlCl3 (безводный) часто используется как катализатор при органических синтезах.

Хлорид ртути (II)j или сулема, HgCb — сильный яд; очень раз­бавленные растворы соли применяются как сильнодействующее дезинфицирующее средство; используется также для протравли­вания семян, дубления кожи, в органическом синтезе.

Хлорид серебра AgCl — малорастворимая соль, используется в фотографии.

Качественная реакция на хлорид-ион. Большинство солей со­ляной кислоты хорошо растворимы в воде. Практически нерас­творимы хлориды серебра AgCl, ртути (I) Hg2Cl2 и меди (I) CuCl. Малорастворим хлорид свинца (II) PbCh, но он хорошо раство­ряется в горячей воде. Эти свойства хлоридов используют в каче­ственном анализе.

Нитрат серебра является Реагентом на соляную кислоту и ее соли или, точнее, Ион серебра — реагент на хлорид-ион. Это озна­чает, что если К Соляной кислоте или раствору соли, содержа­щему хлорид-ион С1“, добавить раствор соли, содержащий ион серебра Ag+, то выпадает белый творожистый осадок хлорида се­ребра AgCl, нерастворимый в азотной кислоте. По этому при­знаку можно сделать заключение о присутствии в растворе хло­рид-иона.

§ 8.9. Краткие сведения о фторе,
броме и иоде

Фтор — ядовитый светло-зеленый газ. Молекула его двухатом­на и образована неполярной ковалентной связью (F2). Получают фтор электролизом его расплавленных соединений. Это сильней­ший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы (см. § 8.1):

2F3 + Xe = XeF4

Непосредственно он не взаимодействует только с гелием, не­оном и аргоном.

Высокую химическую активность фтора следует объяснить тем, что на разрушение молекулы фтора требуется намного меньше энергии, чем ее выделяется при образовании новых связей. Так, вследствие малого радиуса атома фтора (п. 6 табл. 8.1) неподе — ленные электронные пары в молекуле фтора взаимно отталкива­ются и ослабляют связи F-F (151 кДж/моль). В Тоже время энер­гия связи между атомом фтора и водорода H-F большая (565 кДж/моль).

Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных ма­териалов — фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Не­которые соединения фтора используются в медицине.

Фтороводород растворяется в воде, образуя плавиковую кис­лоту HF. Важная особенность этой кислоты — способность к вза­имодействию с оксидом кремния (IV):

SiO2 + 4HF= SiF4 + 2H3O

Поэтому она разъедает стекло и ее хранят в сосудах из пара­фина, каучука, полиэтилена или свинца. Плавиковая кислота при­меняется для удаления песка с металлического литья и для трав­ления стекла.

Бром — тяжелая красно-бурая жидкость. Пары брома ядови­ты. При попадании брома на кожу образуются сильные ожогй.

Иод — черно-фиолетовое твердое вещество. При нагревании образует фиолетовые пары, которые при охлаждении снова пре­вращаются в кристаллы. Происходит Возгонка иода, т, е. испаре­ние твердого вещества и образование кристаллов из паров, ми­нуя жидкое состояние. Молекулы брома и иода двухатомны С Неполярной ковалентной связью Br2 и I2. Растворимость в воде небольшая, при этом образуются соответственно бромная и йод­ная вода (аналогия с хлорной водой). Хорошо растворяются в органических растворителях — спирте, бензоле, бензине, хлоро­форме.

Валентные электроны у брома 5s25p5, у иода 6s26p5. Отсюда следует, что по химическим свойствам бром и иод аналогичны хлору, только менее реакционноспособны. Сопоставление их ре­акционной способности (активности) см. в § 8.5,

Бром и иод — сильные окислители, что используется при раз­личных синтезах и анализах веществ.

Большие количества брома и иода расходуются на изготовле­ние лекарств.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *