Вопрос 6. Водород, хлор, бром, фторводород, хлороводород, хлорат калия.

Водород — первый элемент периодической системы элементов. В свободном виде — легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса. Физические свойства: при обычных условиях водород — легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м³) бесцветный газ. Температура плавления –259,15°C, температура кипения –252,7°C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м³ и является самой легкой жидкостью.

Существует несколько способов промышленного получения водорода:

Электролиз водных растворов солей:

Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

Конверсия с водяным паром при 1000 °C:

Каталитическое окисление кислородом:

В лабораторных условиях водород получают действием разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

При обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

Водород обладает восстановительными свойствами:

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

Водород восстанавливает оксиды до металлов:

Водород широко применяется в химической промышленности, например, при синтезе аммиака, метанола, мыла и пластмасс.

Хлор и бром галогены, входящие в главную подгруппу VII группы. У атомов галогенов во внешнем электронном слое по семь электронов: 2 на s-орбиталях и 5 на p-орбиталях (ns²np⁵). Галогены – типичные неметаллы: их атомы, обладая значительным сродством к электрону, легко присоединяют электрон, образуя однозарядные отрицательные ионы Cl^–, Br^–.

Основным промышленным методом получения хлора является электролиз концентрированного раствора NаС1. Для лабораторного получения хлора обычно пользуются действием MnO₂ или КМnO4 на соляную кислоту:

МnО2 + 4 НСl → МnСl₂ + Сl2 + 2 Н2О

2 КМnO4 + 16 НCl → 2 КCl + 2 МnСl2 + 5 Сl2 + 8 Н2О

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

При растворении в воде или щелочах, хлор диспропорционирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорноватую) и соляную кислоты, либо их соли:

Хлор — очень сильный окислитель

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: при изготовлении хлорсодержащих полимеров (например, поливинилхлорид), отбеливателей, Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном).

Бром при обычных условиях — красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления (затвердевания) брома −7,2 °C, кипения 58,8 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г в 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

Жидкий бром легко взаимодействует с золотом, образуя трибромид золота AuBr3

Вещества на основе брома широко применяются в основном органическом синтезе.

Галогены непосредственно соединяются с водородом, при этом фтор реагирует со взрывом; смесь хлора и водорода не взаимодействует в темноте, но взрывается при ультрафиолетовом облучении.

Образующиеся галогеноводороды – бесцветные газообразные вещества, хорошо растворимые в воде. Их водные растворы представляют собой кислоты: HF – фтороводородная (плавиковая) кислота, HCl – хлороводородная (соляная) кислота.

Фтороводород. Химические свойства HF зависят от присутствия воды. Сухой фтористый водород не действует на большинство металлов и не реагирует с оксидами металлов. Однако если реакция начнется, то дальше она некоторое время идет с автокатализом, так как в результате взаимодействия количество воды увеличивается:

Жидкий HF — сильный ионизирующий растворитель. Все электролиты, растворённые в нём, за исключением хлорной кислоты HClO4, являются основаниями:

Фтороводород неограниченно растворяется в воде, при этом происходит ионизация молекул HF:

В водном растворе HF (плавиковая кислота) является кислотой средней силы. Соли плавиковой кислоты называются фторидами.

Фтороводород применяют для получения криолита, фтористых производных урана, фреонов, фторорганических веществ, матового травления силикатного стекла (плавиковую кислоту — для прозрачного травления). Необычная растворимость биологических молекул в жидком фтороводороде без разложения (напр., белков) используется в биохимии. Добавление в жидкий фтороводород акцепторов фтора позволяет создавать сверхкислые среды.

Хлороводород — бесцветный, термически устойчивый газ (при нормальных условиях) с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде. Водный раствор хлористого водорода называется соляной кислотой. При растворении в воде протекают следующие процессы:

HClг + H₂Oж ↔ H3O⁺ж + Cl⁻ж

Соляная кислота является сильной одноосновной кислотой, она энергично взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, образуя соли — хлориды:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2↑

FeO + 2 HCl → FeCl2 + H2O

Хлориды чрезвычайно распространены и имеют широчайшее применение. Большинство из них хорошо растворяется в воде и полностью диссоциирует на ионы. Слаборастворимыми являются хлорид свинца, хлорид серебра, хлорид ртути и хлорид меди.

При действии сильных окислителей или при электролизе хлороводород проявляет восстановительные свойства:

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2 H2O

Соляная кислоты при взаимодействии с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:

Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):

Хлороводородную 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.

Хлорат калия (бертолетова соль) — KClO₃. Промышленное получение хлоратов вообще (и хлората калия в частности) основано на реакции диспропорционирования гипохлоритов, в свою очередь получаемых взаимодействием хлора с растворами щелочей:

Хлорат калия при температуре ~ 400 °C разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия:

Хлорат калия используется при получении взрывчатых веществ, в медицине, для получения диоксида хлора.