Водород – элемент IA группы 1 периода ПСХЭ (также его традиционно располагают в VIIA группе из двойственных свойств). Обычно проявляет в соединениях степень окисления +1, но также в гидридах металлов может быть -1. На внешнем электронном слое атома находится 1 электрон, поэтому атом водорода может его отдать более электроотрицательному атому или принять 1 электрон и перейти в стабильную электронную конфигурацию гелия.

По физическим свойствам простое вещество водород Н₂: бесцветный горючий газ без вкуса и запаха, нерастворим в воде, очень лёгкий. В простом веществе водород представлен двухатомными молекулами.

В природе водород чрезвычайно распространён, но из-за химической активности встречается в основном в виде соединений: органических веществ, воды, сероводорода и т.д.

Получение

1. В лаборатории обычно используют реакцию кислот-неокислителей с металлами активнее водорода в специальных аппаратах для получения газов и используют специфические методы сбора:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + Н₂↑

Также могут использоваться реакции:

Взаимодействие активных металлов с водой:

2K + 2H₂O → 2KOH + Н₂↑

Взаимодействие алюминия/цинка/бериллия с раствором щёлочи:

2Al + 2KOH + 6H₂O → 2K[Al(OH)₄] + 3Н₂↑

Гидролиз гидридов металлов:

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

NaH + HCl → NaCl + H₂↑

Электролиз воды:

2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑

2. В промышленности используют реакции:

1. Пиролиз углеводородов (разложение при нагревании):

СН₄ → С + 2Н₂

2. Конверсия метана на катализаторе (при нагревании):

СН₄ + H₂O ↔ CO + 3H₂

3. Газификация угля (при нагревании):

С + H₂O ↔ CO + H₂

4. Электролиз воды (электрический ток):

2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑

Химические свойства

1. Взаимодействие с активными металлами при нагревании:

Образует гидриды при нагревании (с.о. -1):

2Na + H₂ → 2NaH

Ca + H₂ → CaH₂

Гидриды реагируют с водой и кислотами:

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

NaH + HCl → NaCl + H₂↑

2. Реакции с оксидами:

Реагирует с оксидами металлов после Al в ряду активности при нагревании:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Смесь оксида углерода (II) и водорода – синтез-газ, используется при получении метанола, формальдегида и синтетического бензина
на катализаторах при нагревании и давлении:

CO + 2H₂ ↔ CH₃OH

Восстанавливает оксиды азота до азота:

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

3. При нагревании взаимодействует с серой до сероводорода:

H₂ + S → H₂S

4. С кислородом горение со взрывом (смесь кислорода/воздуха и водорода называется “гремучий газ”):

2Н₂ + О₂ → 2Н₂О

5. С азотом (реакция Габера-Боша) на катализаторе (пористое железо), при
нагревании и давлении получают аммиак:

3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃

Не реагирует с фосфором!

6. С углеродом при повышенном давлении и температуре, на катализаторах образует углеводороды (запомнить реакцию до образования метана):

C + 2H₂ → CH₄

Не реагирует с кремнием!

7. С галогенами:

С фтором – со взрывом, с хлором/бромом – только при нагревании или облучении светом, с иодом – обратимая реакция при сильном нагревании:

H₂ + Hal₂ → 2HHal

Применение

Летучие водородные соединения

Галогены (“рождающие соли”) – элементы VIIA группы ПСХЭ: F, Cl, Br, I, At (астат рассматривать не будем из-за его редкости и радиоактивности). Фтор проявляет в соединениях степень окисления -1 и не может проявлять положительные степени из-за самой высокой электроотрицательности. Для остальных галогенов характерны степени окисления в соединениях: -1, +1, +3, +5, +7.

Физические свойства

Все галогены – токсичные вещества с двухатомными молекулами. Фтор F₂ – жёлтый газ, хлор Cl₂ – зелёный газ, бром Br₂ – бурая жидкость, иод I₂ – серо-фиолетовые кристаллы (способен к возгонке в фиолетовые пары) при н.у.

Активность галогенов и их окислительная способность:

Получение:

1. В лаборатории:

Хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO₂, KMnO₄, PbO₂, K₂Cr₂O₇ и др.:

Бром и иод получают действием окислителя на бромиды или иодиды в кислой среде:

MnO₂ + 2KBr + 2H₂SO₄ → Br₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

2NaNO₂ + 2NaI + 2H₂SO₄ → I₂↓ + 2NO↑ + 2NaHSO₄ + 2H₂O

Фтор в лаборатории не получают из-за сложности и опасности процесса.

2. В промышленности:

Важнейший способ получения фтора – электролиз расплавов фторидов. В качестве основного источника используется гидрофторид калия KHF₂, фтор выделяется на аноде.

Хлор в промышленности получают электролизом раствора хлорида натрия. Газообразный хлор выделяется на аноде:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Для получения брома используют реакцию его замещения в бромидах:

2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂

Основные источники получения иода – морские водоросли и нефтяные буровые воды:

2NaI + MnO₂ + 3H₂SO₄ → I₂↓ + 2NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства:

1. Реакции с металлами металлами: фтор со всеми, остальные не реагируют с благородными:

Образуются галогениды (фториды, хлориды, бромиды, иодиды):

Cu + Cl2 → CuCl2

2Na + Br2 → 2NaBr

Fe + I2 → FeI2

2Au + 3F2 → 2AuF3

2. Взаимодействие с водородом:

С фтором – со взрывом, с хлором/бромом – только при нагревании или облучении светом, с иодом – сильнообратимая реакция при сильном нагревании:

H2 + F2 → 2HF

H2 + Cl2 → 2HCl

H2 + Br2 → 2HBr

H2 + I2 → 2HI

3. Взаимодействие с фосфором:

В избытке и недостатке получаются разные продукты:

2P + 5F2 → 2PF5

2P + 3Cl2 → 2PCl3 – недостаток хлора

2P + 5Cl2 → 2PCl5 – избыток хлора

2P + 3Br2 → 2PBr3 – недостаток брома

2P + 5Br2 → 2PBr5 – избыток брома

2P + 3I2 → 2PI3

4. С серой реагируют все галогены, кроме иода:

3F2 + S → SF6

S + Cl2 → SCl2

2S + Cl2 → S2Cl2

2S + Br2 → S2Br2

5. С кислородом взаимодействует только фтор в электрическом разряде до фторида:

O2 + 2F2 → 2OF2

6. С азотом реагирует только фтор в электрическом разряде:

N2 + 3F2 → 2NF3

7. С углеродом взаимодействует только фтор:

При высокой температуре образует фторид:

С + 2F2 → CF4

8. С водой взаимодействуют галогены за исключением иода:

H2O + 2F2 → 2HF + OF2

H2O + Cl2 ↔ HClO + HCl – хлорная вода

H2O + Br2 ↔ HBrO + HBr – бромная вода

9. Реакции с щелочами в растворе:

2NaOH + 2F2 → OF2 + 2NaF + H2O – не встречается

2NaOH + Cl2/Br2 → NaCl/NaBr + NaClO/NaBrO + H2O (на холоду)

6NaOH + 3Cl2/Br2 → 5NaCl/NaBr + NaClO3/NaBrO3 + 3H2O (при нагревании)

6NaOH + 3I2 → 5NaI + NaIO3 + 3H2O – в любом случае

10. Реакции замещения:

Более активные галогены способны замещать менее активные из галогенидов  и галогеноводородов:

2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

2HI + Br2 → 2HBr + I2↓

Бром вытесняет серу из сульфидов и сероводорода:

H2S + Br2 → 2HBr + S↓

Хлор будет окислять до серной кислоты (хлорная вода – хороший окислитель):

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

11. C кислотами-окислителями реагирует только иод:

Иод способен реагировать с концентрированной азотной кислотой при нагревании:

I2 + 10HNO3 (конц.) → 2HIO3 + 10NO2↑ + 5H2O

Применение:

Фтор: при синтезе полимерных материалов (фторопласты); как окислитель
ракетного топлива; жидкости (фреоны) для холодильных машин 

Хлор: для синтеза соляной кислоты, хлорной извести, винилхлорида,
хлорпренового каучука; для отбеливания тканей и бумажной массы;
для обеззараживания питьевой воды

Бром: для приготовления лекарств; для получения различных органических веществ; в лакокрасочной промышленности

Иод: для приготовления лекарств (“йод” – раствор иода в спирте, антисептик); в анализе веществ

Кислородсодержащие соединения хлора (для брома и иода названия и формулы аналогичны):

Читать следующую главу