Водородные соединения галогенов

Тема 1.7. Общая характеристика неметаллов.

 

Вопросы по ранее изученной теме:

1. Составьте электронные формулы атомов железа, меди, марганца, хрома. Запишите формулы оксидов и гидроксидов этих элементов, определите их характер.
2. Какие степени окисления характерны для хрома в его соединениях? Приведите примеры. Назовите области применения хрома.
3. Почему применение чистого железа ограничено?
4. Составьте уравнение реакций железа с простыми и сложными веществами. Укажите окислитель, восстановитель.
5. На основании чего можно утверждать, что титан является одним из важнейших металлов в современной технике?
6. Охарактеризуйте свойства и применение меди. Приведите соответствующие уравнения реакций.
7. Дайте общую характеристику металлов побочных подгрупп.

 

 

Неметаллы - это химические элементы, которые в свободном виде образуют простые вещества, не обладающие блеском, хрупкие, плохо проводящие тепло и электричество. Из известных элементов 25 являются неметаллами.

Если провести условную диагональ от бериллия к астату, то неметаллы окажутся над ней, т.е. они находятся в правом верхнем углу периодической системы химических элементов.

Атомы неметаллов, по сравнению с атомами металлов, содержат большее чисто электронов на внешнем энергетическом уровне, поэтому простые вещества - неметаллы обладают, как правило, окислительно-восстановительной двойственностью (кроме фтора и кислорода, которые всегда являются окислителями). Рассмотрим строение атомов некоторых неметаллов:

+7 N 1s²2s²2р³ (на внешнем уровне 5 электронов)

+8 О 1s²2s²2р⁴ (на внешнем уровне 6 электронов)

+17 Сl 1s²2s²2р⁶3s²3р⁵ (на внешнем уровне 7 электронов)

Простые вещества - неметаллы различны по своему агрегатному состоянию:

− газы: кислород, азот, фтор, хлор, аргон, водород и др.

− твердые вещества: фосфор, сера, бор, углерод, йод

− жидкие: бром

Для неметаллов характерно явление аллотропии. Многие из них существуют в виде аллотропных видоизменений, например, фосфор (красный, белый, черный), углерод (алмаз, графит, карбин), кислород (кислород и озон), сера (пластическая, ромбическая, кристаллическая, аморфная).

Неметаллы имеют разные кристаллические решетки:

− атомную: углерод в виде алмаза, кремний, бор

− молекулярную: йод, кристаллическая сера, белый фосфор

Физические свойства неметаллов:

Физические свойства неметаллов зависят от типа кристаллической решетки. Вещества с атомной кристаллической решеткой - твердые, проч­ные, тугоплавкие, нерастворимы в воде. Вещества с молекулярной решеткой - летучие, легкоплавкие, непрочные, с незначительной раство­римостью в воде.

Химические свойства:

Химические свойства неметаллов разнообразны.

Неметаллы обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

Водород

Водород занимает особое место в периодической системе элементов. Электронная структура его аналогична внешней оболочке щелочных металлов, т.е. имеет один валентный электрон, поэтому водород расположен в I группе. Однако, по ряду причин такое расположение атома водорода весьма условно:

− энергия ионизации атома водорода больше таковой же у атомов щелочных металлов; радиус иона водорода меньше радиусов ионов щелочных металлов;

− у щелочных металлов не существует отрицательно заряженных ионов, в то время как водород может образовывать анион.

Водород так же включен в VII группу главную подгруппу, т.к. у него до завершения внешней оболочки не хватает одного электрона. То же самое наблюдается у галогенов, кроме того, водород, как и галогены, имеет высокое значение энергии ионизации, образует отрицательные ионы при взаимодействии со щелочными металлами.

В настоящее время известно четыре изотопа водорода: ¹Н - протий, ²Н - дейтерий (символ О), ³Н - тритий (символ Т), ⁴Н - получен искусственно.

Водород наиболее распространенный элемент во Вселенной (90% массы Солнца - водород). В земной коре водород составляет 1% по массе. Он входит в состав воды (содержание водорода - 11,11%), метана, нефти, каменного угля, вулканических газов и др.

Физические свойства водорода:

Водород - это газ, без цвета и запаха. Т_кип = - 252° С. Самый легкий газ, в 14,4 раза легче воздуха, плотность (н.у.) 0,0899 г/л. Плохо растворим в воде, хорошо растворяется в некоторых металлах, например в палладии и никеле, переходя в атомарное состояние.

Химические свойства водорода:

При обычных условиях малоактивен (реагирует только с фтором), т.к. молекула водорода очень прочна.

Восстановительные свойства:

Потеря электрона сопровождается образованием протона Н⁺, а в водных растворах иона гидроксония Н₃О. Наиболее характерно образование полярных ковалентных связей.

1. Взаимодействие с кислородом (при поджигании смеси реакция протекает со взрывом):

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О (смесь 2Н₂ с О₂ - гремучая смесь)

2. Взаимодействие с азотом:

3Н₂ + N₂ ↔ 2NН₃

3. Взаимодействие с галогенами:

a) с фтором реакция при любой температуре происходит со взрывом:

Н₂ + F₂=2НF

b) с другими галогенами:

Сl₂ + Н₂ = 2НСl (на свету идет цепная реакция)

Вr₂, I₂ - реагируют менее энергично, не идут до конца.

4. Взаимодействие с серой (пропускание водорода над нагретой до 150 - 200° С серой):

Н₂ + S = Н₂S

5. Восстановление металлов из их оксидов (оксиды металлов более активных, чем Fе, до металла не восстанавливаются).

3Н₂ + Fе₂О₃ = 2Fе + 3Н₂О

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Окислительные свойства:

Присоединение электрона сопровождается образованием гидрид-иона Н, при взаимодействии со щелочными и щелочноземельными металлами.

1. Взаимодействие со щелочными металлами:

Н₂ + 2Nа = 2NaН (гидрид натрия)

2. Взаимодействие со щелочноземельными металлами

Са + Н₂ = СаН₂ (гидрид кальция)

Вода

Вода - это оксид водорода, в котором водород проявляет степень окис­ления +1, а кислород -2.

Молекула воды полярна и имеет угловую форму. Валентный угол 104,5°. Молекулы воды взаимодействуют между собой, образуя водородную связь. Это явление получило название ассоциации воды (Н₂О)n, при 20°С n = 4, при 100°C n = 1.

Физические свойства:

Чистая вода не имеет вкуса, запаха и цвета (в тонких слоях - бесцветна, а в толще - голубоватая). Наибольшая плотность при +4°С - 1 кг/л, а при 0°С - 0,998 кг/л.
Т_кип = 100°С, характеризуется высокой теплоемкостью - 4,13 кДж/моль кг • К, высокая теплота испарения. Вода существует в трех агрегатных состояниях: жидкое, твердое - лед, газообразное - водяной пар.

Химические свойства:

1. Взаимодействие с простыми веществами:

a) с щелочными и щелочноземельными металлами, а при нагревании и с другими металлами:

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂

2Fе + 3Н₂О = Fе₂O₃ + 3Н₂

b) с галогенами:

2F₂ + 2Н₂О = 4НF + О₂

Сl₂ + Н₂О = НСlО + НСl

2. Взаимодействие со сложными веществами:

a) с основными и кислотными оксидами:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄

b) образование кристаллогидратов:

NаОН + Н₂О = NaОН·Н₂О

c) гидратация непредельных органических соединений:

С₂Н₄ + Н₂О = С₂Н₅ОН

С₂Н₂ + Н₂О ^HgCl2 СН₃СОН

d) гидролиз солей:

АlСl₃ + Н₂О = АlОНСl₂ + НСl

3. Особые свойства воды:

a) вода - катализатор

2Аl + 3I₂ ^H2O 2AlI₃

b) вода - слабый электролит

Галогены

Общая характеристика галогенов:

Галогены (солерождающие) - это естественная группа элементов аналогов, расположенных в VII группе, главной подгруппе периодической системы Д.И. Менделеева. К ним относятся F - фтор, Сl - хлор, Вr - бром, I - йод, Аt - астат. F, Сl, I встречаются в природе в виде различных соединений, Аt получен только искусственным путем, радиоакти­вен. На внешнем энергетическом уровне у галогенов находится 7 валентных электронов (ns²nр⁵).

Физические свойства галогенов:

Элемент	Цвет при нормальных условиях	Т кипения °С
F	Светло-зеленый газ	-188,1
Cl	Зеленовато-желтый газ	-34,1
Вr	Красно-бурая жидкость	59,2
I	Черно-фиолетовые кристаллы	185,5
Аt	Черно-синие кристаллы

Химические свойства:

В свободном состоянии галогены состоят их двухатомных молекул. Атомы в этих молекулах связаны ковалентной неполярной связью. Галогенам присущи сильные окислительные свойства. Изменение окислительной активности в ряду галогенов можно представить следующей схемой:

 

уменьшение окислительной активности

F₂ Сl₂ Вr₂ I₂

предыдущий вытесняет последующий из галогенидов

 

1. Взаимодействие с простыми веществами:

a) с металлами:

2Na + F = 2NaF

b) с неметаллами:

Н₂ + I₂ = 2НI 2Р + 3Сl₂ = 2РСl₃

S + 3F₂ = SF₆ Хе + F₂ = ХеF₂

2. Со сложными веществами:

F₂ + Н₂О = 4НF + О₂ 2F₂ + SiO₂ = SiF₄ + О₂
Сl₂ + 2КВr = 2КСl + Вr₂ 2NaI + Вr₂ = 2NaВr + I₂
2FеСl₂ + Сl₂ = 2FеСl₃ Н₂S + I₂ = S↓ +2НI

Nа₂SО₃ + Вr₂ + Н₂О = Nа₂SО₄ + 2НВr

Получение галогенов:

1. Электролиз фторидов:

2KF₂ ^{эл. ток} 2K + F₂

2. Электролиз водных растворов хлоридов натрия или калия:

2NаСl + 2Н₂О ^{эл. ток} Н₂ + Сl₂ + 2NаОН

3. Действие окислителей на соответствующий галогеноводород:

МnО₂ + 4НСl = МnСl₂ + Сl₂ + 2Н₂О

МnО₂ + 4НI = МnI₂ + I₂ + 2Н₂О

Водородные соединения галогенов

Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Химическая связь в молекулах галогеноводородов - ковалентная полярная, общая электронная пара смещена к атому галогена, как более электроотрицательному.

Физические свойства:

Галогеноводороды - это бесцветные газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде. Растворение галогеноводородов сопровождается диссоциацией по кислотному типу, поэтому водные растворы галогеноводородов проявляют кислотные свойства.

Изменение свойств галогеноводородов можно изобразит в виде схемы:

 

уменьшение прочности химической связи Н - X

НF НСl HBr HI

увеличение силы кислоты и восстановительной способности галогенид – иона

 

Химические свойства:

1. Диссоциация (НF - плавиковая кислота диссоциирует сравнительно слабо, остальные принадлежат к числу наиболее сильных кислот):

HBr = H⁺ + Brˉ

HCl = H⁺ + Clˉ

2. Взаимодействие с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с основными и амфотерными основаниями, с солями:

2Na + 2НСl = Н₂ + 2NaСl

СаО + 2НВr = СаВr₂ + Н₂О

ZnО + 2НI = ZnI₂ + Н₂О

Сu(ОН)₂ + 2НСl = СuСl₂ + 2Н₂О

1. Качественные реакции:

Са(NО₃)₂ + 2НF = 2НNО₃ + СаF₂↓ - белый осадок

АgNО₃ + НСl = НNО₃ + АgСl↓ - белый осадок

АgNО₃ + НВr = НNО + АgВr↓ - бледно-желтый осадок

АgNО₃ + НI = НNО₃ + АgI↓ - желтый осадок

3. Восстановительные свойства галогенид-ионов (кроме фторид-иона):

МnО₂ + 4НС1 = МnСl + Сl₂ + 2Н₂О

2НВr + H₂SО₄ = Вr₂ + SО₂ + 2Н₂O

6НI + Н₂SO₄ = 3I₂ + S + 4Н₂О