Машина без выхлопных газов. Это Mirai производства Toyota. Автомобиль работает на водородном топливе.
Из выхлопных труб выходят лишь нагретый воздух и водяной пар. Машина будущего уже ездит по дорогам, хоть и испытывает проблемы с дозаправкой.
Хотя, учитывая распространенность водорода во Вселенной, такой загвоздки не должно быть.
Мир состоит из 1-го вещества на три четверти. Так что, свой порядковый номер элемент водород оправдывает. Сегодня, все внимание ему.
Будучи первым элементом, водород порождает первое вещество. Это вода. Ее формула, как известно, H2O.
На греческом название водорода пишется, как hidrogenium, где hidro – вода, а genium – порождать.
Однако, имя элементу дали не греки, а французский естествоиспытатель Лоран Лавуазье. До него, водород исследовали Генри Кевендишь, Никола Лемери и Теофраст Парацельс.
Последний, собственно, оставил науке первое упоминание о 1-ом веществе. Запись датирована 16-ым веком. К каким же выводам пришли ученые по поводу водорода?
Характеристика элемента – двойственность. У атома водорода всего 1 электрон. В ряде реакций вещество отдает его.
Это поведение типичного металла из первой группы. Однако, водород способен и достраивать свою оболочку, не отдавая, а принимая 1 электрон.
В этом случае, 1-ый элемент ведет себя, как галогены. Они располагаются в 17-ой группе периодической системы и склонны к образованию .
В каких из них можно найти водород? К примеру, в гидросульфиде . Его формула: — NaHS.
Это соединение элемента водорода основано на . Как видно, атомы водорода вытеснены из нее натрием лишь частично.
Наличие всего одного электрона и способность его отдать превращает атом водорода в протон. В ядре тоже всего одна частица с положительным зарядом.
Относительная масса протона с электроном равна 2-ум. Показатель в 14 раз меньше, чем у воздуха. Без электрона вещество и того легче.
Вывод, что водород – газ, напрашивается сам собой. Но, у элемента есть и жидкая форма. Сжижжение происходит при температуре -252,8 градусов Цельсия.
За счет своих малых размеров химический элемент водород обладает способностью просачиваться сквозь другие вещества.
Так, если надуть воздушный не гелием, или обычным воздухом, а чистым элементом №1, сдуется уже через пару дней.
Частицы газа без труда пройдут в поры . Проходит водород и в некоторые металлы, к примеру, и .
Накапливаясь в их структуре, вещество испаряется при повышении температуры.
Хоть водород входит в состав воды, растворяется он плохо. Не зря в лабораториях элемент выделяют путем вытеснения влаги. А как добывают 1-е вещество промышленники? Этому посвятим следующую главу.
Формула водорода позволяет добывать его минимум 6-ю способами. Первый – паровая конверсия метана и природного газа.
Берутся легроиновые фракции . Чистый водород из них извлекается каталитическим путем. Для этого необходимо присутствие паров воды.
Второй путь добычи 1-го вещества – газификация . топливо нагревают до 1500 градусов, преобразуя в горючие газы.
Для этого требуется окислитель. Достаточно обычного атмосферного кислорода.
Третий путь получения водорода – электролиз воды. Через нее пропускают ток. Он помогает выделить на электродах нужный элемент.
Воспользоваться можно и пиролизом. Это термическое разложение соединений. Распасться заставляют, как органику, так и неорганические вещества, к примеру, ту же воду. Процесс происходит под действием высоких температур.
Пятый путь получения водорода – частичное окисление, а шестой – биотехнологии.
Под последними, понимается добыча газа из воды путем ее биохимического расщепления. Помогают специальные водоросли.
Нужен замкнутый фотобиореактор, поэтому, 6-ым способом пользуются редко. Популярен, собственно, лишь метод паровой конверсии.
Он наиболее дешев и прост. Однако, наличие массы альтернатив делает водород желанным сырьем для промышленности, ведь нет зависимости от конкретного источника элемента.
Водород используют для синтеза . Это соединение является хладагентом в морозильной технике, известно, как составляющая нашатырного спирта, применяется в качестве нейтрализатора кислот.
Водород пускают, так же, на синтез хлороводородной кислоты. Это второе название .
Она нужна, к примеру, для очистки поверхностей металлов, их полировки. В пищевой промышленности хлороводородная – регулятор кислотности Е507.
В качестве пищевой добавки зарегистрирован и сам водород. Его название на упаковках продуктов – Е949.
Применяется, в частности, на производстве маргарина. Система гидрогенезации, собственно, делает маргарин .
В жирных из растительных масел разрывается часть связей. На местах разрыва встают атомы водорода. Это и преобразует текучую субстанцию в относительно .
В роли топливного элемент водород применяется, пока, не столько в , сколько ракетах.
Первое вещество сгорает в кислороде, что и дает энергию для движения космических аппаратах.
Так, одна из самых мощных российских ракет «Энергия» работает именно на водородном топливе. Первый элемент в нем сжижен.
Реакция горения водорода в кислороде пригождается и при сварочных работах. Можно скреплять самые тугоплавкие материалы.
Температура реакции в чистом виде – 3000 градусов Цельсия. С использованием специальных удается достичь 4000 градусов.
«Сдастся» любой , любой металл. Кстати, металлы с помощью 1-го элемента тоже получают. Реакция основана на выделении ценных веществ из их оксидов.
В ядерной промышленности жалуют изотопы водорода. Их всего 3. Один из них – тритий. Он радиоактивен.
Есть еще нерадиоактивные протий и дейтерий. Хоть тритий и излучает опасность, но встречается в естественной среде.
Изотоп образуется в верхних слоях атмосферы, на которые действуют космические лучи. Это приводит к ядерным реакциям.
В реакторах же на поверхности земли тритий – итог нейтронного облучения .
Чаще всего, промышленники предлагают газообразный водород, естественно, в сжатом состоянии и в специальной таре, которая не пропустит мелкие атомы вещества.
Первый элемент делят на технический и очищенный, то есть, высший сорт. Есть даже марки водорода, к примеру, «А».
Для нее действует ГОСТ 3022-80. Это технический газ. За 40 кубических литров производители просят чуть меньше 1000 . За 50 литров дают 1300.
ГОСТ для чистого водорода – Р 51673-2000. Чистота газа составляет 9,9999%. Технический элемент, правда, немногим уступает.
Его чистота – 9,99%. Однако, за 40 кубических литров чистого вещества дают уже больше 13000 рублей.
По ценнику видно, как непросто дается промышленникам финальная стадия очистки газа. За 50-литровый баллон придется отдать 15000-16000 рублей.
Жидкий водород почти не используется. Слишком затратно, потери велики. Поэтому, и предложений о продаже, или покупке не найти.
Сжиженный водород не только трудно получить, но и хранить. Температура в минус 252 градуса – не шутки.
Поэтому, шутить никто и не собирается, пользуясь эффективным и простым в обращении газом.
Что такое водород
Водород — самый легкий химический элемент, занимающий в периодической таблице Менделеева начальное место.
Его атомный номер — единица. На одноатомную форму водорода приходится около 75% барионной массы, она считается самым распространенным веществом во всей Вселенной. Водородная плазма — основное вещество звезд, за исключением компактных.
У водорода три изотопа:
К общим характеристикам относятся следующие свойства: не имеет цвета запаха, вкуса. Двухатомная форма
нетоксична, однако в соединении с воздухом (или
) пожароопасна и склонна к взрывам. Взрывоопасность также проявляется в присутствии прочих газов-окислителей, например, фтора, хлора.
На Земле водород присутствует в составе молекулярных соединений, например, вода. Его роль в кислотно-основных реакциях трудно переоценить.
Нахождение в природе, изучение его свойств
Звездная температура позволяет существовать водороду в виде плазмы. Это примерно 6000оС. Однако пространство между звездами заполнено отдельными молекулами, атомами и ионами, которые зачастую образовывают молекулярные скопления различных размеров и форм — облака. Плотность вещества при этом не является постоянной величиной, как и его температура.
В коре Земли водород считается десятым по распространенности элементом. Его массовая доля равна 1%. В то же время по числу атомов он достигает 17%. Это второе место после кислорода, доля которого равна 52%. Отсюда и значительная роль водорода в природе, особенно в химических превращениях.
Водород, в отличие от кислорода, не может существовать в свободном состоянии, только в связанном. Исключение составляет атмосфера, в сухом остатке которой 0,00005% простого вещества — водорода.
Все органические вещества включают в свой состав водород. Велика его доля в живых клетках (по количеству атомов его удельный вес достигает 63%).
В составе воды водород имеет большое значение в протекании геохимических процессов. Так, вулканические газы вызывают истечение определенных количестве водорода вдоль разломов (причина — рифтогенез). По этой же причине часто обнаруживают водород в районе угольных месторождений.
Натуральные минералы могут содержать
Причина появления молекул
в атмосфере — разложение формальдегида — участника окисления метана и прочих органических соединений. Кроме того, причина его образования — неполное сгорание топлива и биомассы, фиксация азота некоторыми микроорганизмами, содержащимися в воздухе.
Молекулы водорода легкие, поэтому имеют высокую тепловую скорость. При попадании в верхние слои атмосферы такие молекулы часто улетают в космос, при этом их потери могут достигать 3 кг каждую секунду.
Химические и физические свойства
Начиная говорить о химических свойствах водорода, нужно отметить чрезвычайную прочность его двухатомной молекулы. Для того, чтобы она распалась и атомы могли провзаимодействовать с другими участниками химической реакции, необходима энергия:
Обычные температурные условия обеспечивают протекание реакций только с металлами высокой активности, к примеру, с кальцием:
Исключение составляет реакция с фтором, продуктом которой является фтороводород:
Если имеется возможность повышения температуры (либо при другом воздействии, к примеру, освещении), водород может вступать в реакцию с большинством металлов и неметаллов:
В реакциях с галогенами образуются галогеноводороды:
В реакции с оксидами водород проявляет восстановительные свойства:
Высокая температура делает возможной реакцию с сажей:
Когда активные металлы соединяются с водородом, образуются гидриды, например гидрид натрия (NaH), гидрид кальция (
), гидрид магния
Оксиды металлов, реагируя с водородом, восстанавливаются с выделением воды:
Благодаря свойствам водорода, он нашел применение для восстановления органических веществ. Протекают реакции с участием катализатора, а также при высоких параметрах давления и температуры. К примеру, насыщенные алканы образуются в результате гидрирования ненасыщенных алкенов и алкинов.
Физические свойства водорода:
Хорошо растворяется в металлах, поэтому способен диффундировать в них. В серебре не растворим.
Получение водорода, как добыть вытеснением из воды
Потребление в мире водорода составляет порядка 75 млн т. Основная масса приходится на нефтепереработку и производство аммиака. Получение водорода для таких промышленных нужд происходит в основном из природного газа (его расход составляет 205 млрд м3). Оставшуюся часть берут из угля. Примерно 100 тыс т вырабатывают с помощью реакции электролиза.
Получение водорода сопровождается поступлением в атмосферу 830 млн т углекислого газа. Стоимость получения водорода из газа составляет от полутора до трех долларов за каждый кг.
Получение водорода методом электролиза в химии выглядит так:
Метод конверсии метана при температуре 1000оС с водяными парами:
Следующий способ получения — пропускание водяных паров над горящим коксом (температура не менее 1000оС):
Свободный водород выделяется в результате реакции катализа окислением кислородом:
В промышленности H2 часто получают путем электролиза водных растворов активных металлов:
а также путем крекинга и риформинга углеводородов при переработке нефти.
Существуют способы получения Н2 лабораторными способами:
В промышленности используется очистка водорода из сырья, которое содержит углерод (в частности — водородсодержащий газ ВСГ). Методы следующие:
Получение и собирание водорода в домашних условиях, техника безопасности
Реальным способом получения водорода в домашних условиях является реакция щелочи с алюминием. Газ получается гораздо чище, чем в реакции с кислотой. Схема следующая. В качестве алюминия используют фольгу, щелочного раствора — средство «Крот».
Берем стеклянную емкость, засыпаем в нее немного средства против засора «Крот» и наливаем 100 г воды обычной температуры. Перемешиваем до полного растворения и помещаем сюда же фольгу, скатанную в небольшие шарики. Выделение тепла свидетельствует о начале реакции, после чего ее скорость активируется. Через 20-60 секунд можно добавить новую порцию фольги.
Чтобы образовавшийся водород собрать, можно закрыть банку крышкой, сделав в ней отверстие, в которое вставить трубку. Второй конец трубки закрепить в воздушном шарике.
Поскольку водород является взрывоопасным веществом, делать это нужно крайне осторожно, начиная от момента возможного вытеснения крышки до конца процесса. Попадание водорода в воду приведет к образованию вещества, способного вызвать обморожение.
Особенности применения водорода
Водород используется во многих производственных сферах, что отражено в таблице:
В химической промышленности активный водород идет на производство аммиака (50%), метанола (8%). В нефтеперерабатывающей — для гидрокрекинга и гидроочистки. На эти цели расходуется около 37% всего водорода, что производится.
Пищевая и косметическая промышленность «пользуется» водородом для производства пищевых добавок, а также саломаса, маргарина, мыла, косметических продуктов.
Для химических лабораторий водород — газ-носитель для газовой хроматографии, а для метеорологии — наполнитель оболочек метеозондов.
Водород — ценное ракетное топливо, однако, ввиду незначительного диапазона температур, используется смесь жидкой и твердой фаз.
В электроэнергетике водород применяют для охлаждения электрогенераторов. Его высокая теплопроводность позволяет использовать газ для заполнения сфер гирокомпасов и колб LED-лампочек.
Водород
— первый элемент периодической системы
элементов. Широко распространён в
природе. Катион (и ядро) самого
распространённого изотопа водорода
1H — протон. Свойства ядра 1H позволяют
широко использовать ЯМР-спектроскопию
в анализе органических веществ.
Три
изотопа водорода имеют собственные
названия: 1H — протий (Н), 2H — дейтерий
(D) и 3H — тритий (радиоактивен) (T).
Простое
вещество водород — H2 — лёгкий бесцветный
газ. В смеси с воздухом или кислородом
горюч и взрывоопасен. Нетоксичен.
Растворим в этаноле и ряде металлов:
железе, никеле, палладии, платине.
1.Электролиз
водных растворов солей:
2.Пропускание
паров воды над раскаленным коксом при
температуре около 1000°C:
H2O
+ C ? H2^ + CO^
Конверсия
с водяным паром:
CH4
+ H2O ? CO^ + 3H2^ (1000 °C)
2CH4
+ O2 ? 2CO^ + 4H2^
4.
Крекинг и риформинг углеводородов в
процессе переработки нефти
1.Действие
разбавленных кислот на металлы. Для
проведения такой реакции чаще всего
используют цинк и разбавленную соляную
кислоту:
2.Взаимодействие
кальция с водой:
4.Действие
щелочей на цинк или алюминий:
5.С
помощью электролиза. При электролизе
водных растворов щелочей или кислот
на катоде происходит выделение водорода,
например:
Молекулы
водорода Н2 довольно прочны, и для того,
чтобы водород мог вступить в реакцию,
должна быть затрачена большая энергия:
Н2
= 2Н ? 432 кДж
Поэтому
при обычных температурах водород
реагирует только с очень активными
металлами, например с кальцием, образуя
гидрид кальция:
Ca
+ Н2 = СаН2
и
с единственным неметаллом — фтором,
образуя фтороводород:
F2
+ H2 = 2HF
С
большинством же металлов и неметаллов
водород реагирует при повышенной
температуре или при другом воздействии,
например при освещении:
О2
+ 2Н2 = 2Н2О
Он
может «отнимать» кислород от некоторых
оксидов, например:
CuO
+ Н2 = Cu + Н2O
Записанное
уравнение отражает восстановительные
свойства водорода.
С
галогенами образует галогеноводороды:
С
сажей взаимодействует при сильном
нагревании:
При
взаимодействии с активными металлами
водород образует гидриды:
Гидриды
— солеобразные, твёрдые вещества, легко
гидролизуются:
Оксиды
восстанавливаются до металлов:
При
производстве аммиака, метанола, мыла
и пластмасс
При
производстве маргарина из жидких
растительных масел
Зарегистрирован
в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный
газ)
Водород
очень лёгок и в воздухе всегда поднимается
вверх. Когда-то дирижабли и воздушные
шары наполняли водородом. Но в 30-х гг.
XX в. произошло несколько катастроф,
когда дирижабли взрывались и сгорали.
В наше время дирижабли наполняют гелием,
несмотря на его существенно более
высокую стоимость.
Водород
используют в качестве ракетного топлива.
Гидриды
— соединения водорода и элементов с
меньшей электроотрицательностью чем
у водорода. Так, например, соединения
водорода с галогенами, азотом, кислородом,
углеродом и серой не являются гидридами.
В
зависимости от характера связи водорода
различают три типа гидридов:
ионные
гидриды (солеобразные гидриды);
Галогены.
Строение атомов, молекул и простых
веществ. Проявляемые
степени
окисления. Физические и химические
свойства галогенов и зако-
номерности
в их изменении. Энергетические диаграммы
молекул галоге-
Галогены
— рождающие соли.
На
валентных орбиталях — 7 электронов
ns2np5. Являются сильными окислителями,
присоединяя ион — образуют отрицательно
заряженные галогениды.
:
энергия ионизации, сродство к электрону,
электроотрицательность — неметалл
свойства — ослабевают.
Образуют
двухатомные молекула Г2. в ряду
F2-Cl2-Br2-I2 прочность связи убывает из за
снижения плотности перекрывания
валентных орбиталей с ростом гланого
кв. числа.
В
этом же ряду увеличивается ван-дер-ваальсово
взаимодействие (рост темп плавления)
и снижается окислительная активность
Фтор
— бледно-зеленый газ, температура
плавления -219оС, кипения -188оС, в воде
растворен быть не может, так как
интенсивно с ней взаимодействует.
Хлор
— желто-зеленый газ, температура плавления
-101оС, кипения -34оС, легко сжижается при
20оС и давлении 6 атм (0,6 Мпа), растворимость
в воде при 20оС — 2,5 л в 1 л воды. Раствор
хлора в воде практически бесцветен и
называется хлорной водой.
Бром
— красно-бурая жидкость, температура
плавления -70оС, кипения +59оС, растворимость
в воде при 20оС равна 0,02 г в 100 г воды.
Раствор брома в воде — бромная вода —
бурого цвета.
Иод
— черно-фиолетовые с металлическим
блеском кристаллы, плавятся при +113,6оС,
температура кипения жидкого иода
+185,5оС. Кристаллический иод легко
возгоняется (сублимируется) — переходит
из твердого в газообразное состояние.
Растворимость в воде при 20оС равна 0,02
г в 100 г воды. Образующийся раствор
светло-желтого цвета называется иодной
водой. Значительно лучше, чем в воде,
иод и бром растворяются в органических
растворителях: четыреххлористом
углероде, хлороформе, бензоле.
Т.
кипения/плавления с ряду F2-Cl2-Br2-I2 —
-219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
—
образуют кислородные соединения —
оксиды и оксокислоты
—
растворимы в спиртах бензоле простых
эфирах
—
в водном растворе все кроме фтора
диспропорционируют, равновесие смещается
влево
—
фтор окисляет воду
—
образую галлогениды с металлами
—
убывание окислительной активности: Н2
+ Г2 =2НГ (фтор в темноте, хлор на свету,
бром ещё и при нагреве, а йод — ещё и
обратима)
—
вытесняют из солец более слабые Г — хлор
вытесняет бромиды и йодиды (Cl2 +
2KBr=Br2+2KCl)
Различная
окисл. способность влияет на живые
организмы — хлор и бром — отравляющие.
а йод — антисептик
Хлор
— поливинилхлорид, хлорбензол и т.д. для
отбеливания тканей, очищения воды,
дезинфекции, а произвоные (KClO3) являются
компонентами ракетного топлива.
Бром
— как краситель и лекарственный препарат.
Иойд
— получение металлов высокой степени
чистоты, как катализатор в орг синтезе,
как антисептик и лекарство
В
природе эти элементы встречаются в
основном в виде галогенидов (за
исключением иода, который также
встречается в виде иодата натрия или
калия в месторождениях нитратов щелочных
металлов). Поскольку многие хлориды,
бромиды и иодиды растворимы в воде, то
эти анионы присутствуют в океане и
природных рассолах. Основным источником
фтора является фторид кальция, который
очень малорастворим и находится в
осадочных породах (как флюорит CaF2).
В
промышленности хлор в основном получают
электролизом водного раствора хлорида
натрия в специальных электролизёрах.
Основным способом получения простых
веществ является окисление галогенидов
Бром получают химическим окислением
бромид-иона, находящегося в морской
воде. Подобный процесс используется и
для получения иода из природных рассолов,
богатых I-. В качестве окислителя в обоих
случаях используют хлор, обладающий
более сильными окислительными свойствами,
а образующиеся Br2
и I2
удаляются из раствора потоком воздуха
В
природе встречаются следующие стабильные
изотопы галогенов: фтора — 19F, хлора —
35Cl и 37Cl, брома — 79Br и 81Br, иода — 127I.
Галогены
в природе находятся только в виде
соединений, причем в состав этих
соединений галогены входят (за редчайшим
исключением) только в степени окисления
-1. Практическое значение имеют минералы
фтора: CaF2 — плавиковый шпат, Na2AlF6 — криолит,
Ca5F(PO4)3 — фторапатит и минералы хлора:
NaCl — каменная соль (это же вещество —
главный компонент, обуславливающий
соленость морской воды), KСl — сильвин,
MgCl2*KCl*6H2O — карналлит, KCl*NaCl — сильвинит.
Бром в виде солей содержится в морской
воде, в воде некоторых озер и в подземных
рассолах. Соединения иода содержатся
в морской воде, накапливаются в некоторых
водрослях. Существуют незначительные
залежи солей иода — KIO3 и KIO4 — В Чили и
Боливии.
Растворимость
галогенов в воде и органических
растворителях. Взаимо-
действие
галогенов с водой. Образование клатратов.
Растворимость.
Галогены обладают некоторой растворимостью
в воде, однако, как и следовало ожидать,
из-за ковалентного характера связи XX
и малого заряда растворимость их
невелика. Фтор настолько активен, что
оттягивает электронную пару от кислорода
воды, при этом выделяется свободный O2
и образуются OF2 и HF. Хлор менее активен,
но в реакции с водой получается некоторое
количество HOCl и HCl. Гидраты хлора
(например, Cl2*8H2O) могут быть выделены из
раствора при охлаждении.
Иод
проявляет необычные свойства при
растворении в различных растворителях.
При растворении небольших количеств
иода в воде, спиртах, кетонах и других
кислородсодержащих растворителях
образуется раствор коричневого цвета
(1%-ный раствор I2 в спирте обычный
медицинский антисептик). Раствор иода
в CCl4 или других бескислородных
растворителях имеет фиолетовую окраску.
Можно полагать, что в таком растворителе
молекулы иода ведут себя подобно их
состоянию в газовой фазе, которая имеет
такую же окраску. В кислородсодержащих
растворителях происходит оттягивание
электронной пары кислорода на валентные
орбитали иода.
Молекулы
галогенов неполярны, галогены хорошо
растворяются в спиртах, бензоле, простых
эфирах.
Фтор
в воде растворен быть не может, так как
интенсивно с ней взаимодействует.
Хлор
— растворимость в воде при 20оС — 2,5 л в 1
л воды. Раствор хлора в воде практически
бесцветен и называется хлорной водой.
Бром
— растворимость в воде при 20оС равна
0,02 г в 100 г воды. Раствор брома в воде —
бромная вода — бурого цвета.
Иод
— . Растворимость в воде при 20оС равна
0,02 г в 100 г воды. Образующийся раствор
светло-желтого цвета называется иодной
водой. Значительно лучше, чем в воде,
иод и бром растворяются в органических
растворителях: четыреххлористом
углероде, хлороформе, бензоле.
Взаимодействие
галогенов с водой — сложный процесс,
включающий растворение, образование
сольватов и диспропорционирование.
Фтор
в отличие от других галогенов воду
окисляет:
2H2O
+ 2F2 = 4HF + O2.
Однако
при насыщении льда фтором при -400С
образуется соединение HFO
Можно
отметить два типа взаимодействия
молекул воды с молекулами галогенов.
К первому относится процесс образования
клатратов, например, 8Cl2. 46H2O при
замораживании растворов. Молекулы
галогена в клатратах занимают свободные
полости в каркасе из молекул H2O, связанных
между собой водородными связями.
Ко
второму типу можно отнести гетеролитическое
расщепление и окислительно-восстановительное
диспропорционирование
состав
продуктов взаимодействия в системе
Cl2+H2O: растворенный в воде хлор (он
преобладает), HCl, HClO, HClO3. При насыщении
хлором холодной воды (0-20оС) часть молекул
Cl2 диспропорционирует:
Cl2
+ H2O = HCl + HClO,
при
этом кислотность раствора постепенно
увеличивается.
Бром
и иод взаимодействуют с водой аналогично
хлору
Галогеноводороды.
Строение молекул. Физические и химические
свойства.
Особенности
фтороводорода. Получение и применение
соляной кислоты.
Молекулы
HХ полярны. Полярность количественно
характеризуется величиной дипольного
момента. Дипольные моменты убывают в
ряду HF-HI. С точки зрения МО ЛКАО полярность
определяется различием энергий
взаимодействующих 1s-атомной орбитали
водорода и ns-, np-орбиталей атома галогена.
Как отмечалось, в ряду F-Cl-Br-I эта разница,
а также степень локализации электронов
на атомах галогена и полярность молекул
НХ уменьшаются.
В
стандартных условиях галогеноводороды
— газы. С ростом массы и размеров молекул
усиливается межмолекулярное взаимодействие
и, как следствие, повышаются температуры
плавления (Тпл) и кипения (Ткип). Однако
для HF величины Тпл и Ткип, полученные
экстраполяцией в ряду однотипных
соединений HF-HCl-HBr-HI, оказываются
существенно ниже, чем экспериментальные
(табл.4). Аномально высокие температуры
плавления и кипения объясняются
усилением межмолекулярного взаимодействия
за счет образования водородных связей
между молекулами HF
Твердый
HF состоит из зигзагообразных полимерных
цепей. В жидком и газообразном HF вплоть
до 60оС присутствуют полимеры от (HF)2 до
(HF)6. Для HCl, HBr, HI образование водородных
связей не характерно из-за меньшей
электроотрицательности атома галогена.
Растворимость
в воде. Благодаря высокой полярности
газообразные НХ хорошо растворимы в
воде * ) , например, в 1 объеме воды при
0оС растворяется 507 объемов HCl или 612
объемов HBr. При охлаждении из водных
растворов выделены кристаллические
гидраты HF. H2O, HCl. 2H2O и т.д., которые
построены из соответствующих галогенидов
оксония. В водных растворах НХ
устанавливается протолитическое
равновесие
HX
+ HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
то
есть эти растворы являются кислотами.
Водные
растворы HCl, HBr и HI ведут себя как сильные
кислоты. В разбавленных водных растворах
HF является слабой кислотой (рКа = 3.2),
что связано с высокой энергией связи
H-F по сравнению с энергией связи H-О в
молекуле воды. Однако при повышении
концентрации HF выше 1 М сила кислоты
увеличивается.
Особенностью
фтороводорода и плавиковой кислоты
является способность разъедать стекло
Восстановительные
свойства галогеноводородов. С увеличением
размера и уменьшением энергии ионизации
атома галогена восстановительная
способность в ряду HF-HCl-HBr-HI увеличивается
(табл.5). Например, плавиковая HF и соляная
HCl кислоты с концентрированной серной
кислотой не взаимодействуют, а HBr и HI
ею окисляются:
2HBr
+ H2SO4(конц)
= Br2 + SO2 + 2H2O
8HI
+ H2SO4(конц)
= 4I2 + H2S + 4H2O.
Сжигание
хлора с водородом является основным
промышленным способом получения HCl.
Бром и иод реагируют с водородом более
спокойно, однако выход невелик, поскольку
равновесие Н2 + Х2 = 2НХ (Х = Br, I) смещено
влево.
Газообразные
НХ выделяются при действии нелетучих
сильных кислот на твердые ионные
галогениды металлов : (на практике
пользуются 70-85%-ным р-ром серной к-ты,
т.к. реакция идет на поверхности
кристаллов соли. Если брать конц. к-ту,
осаждается NaHSO4. При использовании разб
серной к-ты значительная часть HCl
остается в р-ре. Выделяющийся HCL сушат
над конц. серной к-той. Оксид фосфора
для этого непригоден так как взаимодействует
с HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O
CaF2
+ H2SO4(конц)
= CaSO4 + 2HF
NaCl
+ H2SO4(конц)
= NaHSO4 + HCl
Большинство
галогенидов неметаллов относятся к
соединениям с ковалентной связью и
гидролизуются с выделением соответствующего
галогеноводорода, например,
SiCl4
+ 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCl
Галогеноводороды
образуются также при галогенировании
органических соединений, например:
RH
+Cl2 = RCl + HCl
Соляную
кислоту получают растворением
газообразного хлороводорода в воде.
Хлороводород получают сжиганием
водорода в хлоре. В лабораторных условиях
используется разработанный ещё
алхимиками способ, заключающийся в
действии крепкой серной кислоты на
поваренную соль:
При
температуре выше 550 °C и избытке поваренной
соли возможно взаимодействие:
Хлороводород
прекрасно растворим в воде. Так, при 0
°C 1 объём воды может поглотить 507 объёмов
HCl, что соответствует концентрации
кислоты 45 %. Однако при комнатной
температуре растворимость HCl ниже,
поэтому на практике обычно используют
36-процентную соляную кислоту.
Применяют
в гидрометаллургии и гальванопластике
(травление, декапирование), для очистки
поверхности металлов при паянии и
лужении, для получения хлоридов цинка,
марганца, железа и др. металлов. В смеси
с ПАВ используется для очистки
керамических и металлических изделий
(тут необходима ингибированная кислота)
от загрязнений и дезинфекции.
В
пищевой промышленности зарегистрирована
в качестве регулятора кислотности,
пищевой добавки E507. Применяется для
изготовления зельтерской (содовой)
воды.
Составная
часть желудочного сока; разведенную
соляную кислоту ранее назначали внутрь
главным образом при заболеваниях,
связанных с недостаточной кислотностью
желудочного сока.
Оксокислоты
хлора. Кислотные и окислительно-восстановительные
свой-
ства.
Свойства солей оксокислот хлора.
Гипогалогенитные
кислотыHXO известны лишь в разбавленных
водных растворах. Их получают
взаимодействием галогена с суспензией
оксида ртути:
2X2
+ 2HgO + H2O = HgO. HgХ2+2HOX.
Гипогалогенитные
кислоты являются слабыми.
Растворы
гипогалогенитов имеют сильно щелочную
реакцию, а пропускание через них СО2
приводит к образованию кислоты, например,
NaClO
+ H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.
Высокую
окислительную способность гипохлоритов
иллюстрируют следующие реакции:
NaСlO
+2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO
+ MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.
Из
оксокислот HXO2 известны лишь хлористая
кислота HClO2. Она не образуется при
диспропорционировании HClO. Водные
растворы HClO2 получают обработкой
Вa(ClO2)2 серной кислотой с последующим
отфильтровыванием осадка BaSO4 :
Ba(ClO2)2
+ H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.
HClO2
является кислотой средней силы: рКа =
2.0 (табл.7). Хлориты используют для
отбеливания. Их получают мягким
восстановлением ClO2 в щелочной среде:
2СlO2
+ Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2СlO2
+ PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Оксокислоты
HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции
1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватая HClO3 кислота
получены в растворах с концентрацией
ниже 30%
Растворы
HClO3 получают действием разбавленной
H2SO4 на растворы cоответствующих солей,
например,
Ba(ClO3)2
+ H2SO4 = 2HClO3 + BaSO4 .
При
концентрации растворов выше 30% кислоты
HBrO3 и HClO3 разлагаются со взрывом.
Водные
растворы HXO3 являются сильными кислотами
соли
более устойчивы к нагреванию, чем
соответствующие кислоты. В частности,
некоторые из иодатов встречаются в
природе в виде минералов, например,
лаутарит NaIO3. При нагревании твердого
КСIO3 до 500оС возможно диспропорционирование
4KClO3 3KClO4 +KCl,
Хлорная
кислота (Тпл.= -102оС, Ткип.= 90оС) получена
в индивидуальном состоянии нагреванием
твердой соли КClO4 с концентрированной
H2SO4 с последующей отгонкой при пониженном
давлении:
КClO4
,тв.+
H2SO4,конц
HClO4 + KHSO4
HClO4
легко взрывается при контакте с
органическими веществами
Хлорная
кислота — одна из сильных кислот
Бесцветная
концентрированная HClO4 даже при комнатной
температуре синтеза темнеет из-за
образования оксидов хлора с более
низкими степенями окисления.
Устойчивость
солей выше, чем соответствующих
оксокислот HXO4. Кристаллы солей, например,
KClO4, построены из ионов K+ и ClО,
электростатическое взаимодействие
которых увеличивает энергию кристаллической
решетки и повышает стабильность.
6.
Оксокислоты галогенов. Закономерности
изменения их кислотных и окис-
лительных
свойств в ряду Cl–Br–I. Устойчивость
оксокислот галогенов.
Следует
отметить особенность соединения HOF.
Оно образуется при пропускании фтора
над льдом при -400С и конденсацией
образующегося газа при температуре
ниже 0оС.
F2,газ
+ H2Oлед HOF + HF
HOF,
в частности, не образует солей, а при
его взаимодействии с водой появляется
пероксид водорода:
HOF
+ H2O = H2O2 + HF
Гипогалогенитные
кислоты являются слабыми. При переходе
от хлора к иоду по мере увеличения
радиуса и уменьшения электроотрицательности
атом галогена слабее смещает электронную
плотность от атома кислорода и, тем
самым, слабее поляризует связь Н-О. В
результате кислотные свойства в ряду
HClO — HBrO — HIO ослабляются
Бромит
бария удалось синтезировать по реакции:
Ba(BrO)2
+ 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 +4KBr + 2Н2О.
Оксокислоты
HXO3 более устойчивы, чем HXO (см. реакции
1, 3-5, 7 в 9.3). Хлорноватая HClO3 и бромноватая
HBrO3 кислоты получены в растворах с
концентрацией ниже 30%, а твердая
йодноватая HIO3 выделена как индивидуальное
вещество.
Растворы
HClO3 и HBrO3 получают действием разбавленной
H2SO4 на растворы cоответствующих солей,
например,
Водные
растворы HXO3 являются сильными кислотами.
В ряду HClO3-HBrO3-HIO3 наблюдается некоторое
уменьшение силы кислот (табл.10). Это
можно объяснить тем, что с ростом размера
атома галогена прочность кратной связи
О уменьшается, что приводит к уменьшению
полярности связи H-O и уменьшению легкости
отрыва от нее водорода молекулами воды.
метаиодная
кислота HIO4 и некоторые ее соли известны,
иод(VII) из-за роста радиуса в ряду Сl-Br-I
и повышения его координационного числа
образует, главным образом, гидроксопроизводные
состава (HO)5IO H5IO6, в которых атом иода
октаэдрически окружен атомом кислорода
и пятью гидроксильными группами
Бромная
кислота HBrO4 известна лишь в растворах
(не выше 6М), получаемых подкислением
перброматов NaBrO4, которые, в свою очередь,
удалось синтезировать окислением
броматов фтором в разбавленных щелочных
растворах (броматы можно окислить до
перброматов с помощью XeF2 или
электролитически) :
NaBrO3
+ F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF +H2O .
Хлорная
кислота — одна из сильных кислот. По
силе к ней приближается бромная кислота.
Иодная
кислота существует в нескольких формах,
главными из которых являются ортоиодная
H5IO6 и метаиодная HIO4 кислоты. Ортоиодная
кислота образуется в виде бесцветных
кристаллов при осторожном упаривании
раствора, образующегося при обменной
реакции
Ba3(H2IO6)2
+ 3H2SO4 = 3BaSO4 + 2H5IO6.