Химические свойства. Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью атома и отсутствием промежуточных электронных слоев в

Химия водорода во многом отличается от химии других элементов, что обусловлено одноэлектронностью атома и отсутствием промежуточных электронных слоев в атоме.

По ряду свойств водород похож на щелочные металлы (один валентный электрон, восстановительные свойства, образование однозарядного катиона), но в большей степени проявляет сходство с галогенами. Признаки, общие у водорода и галогенов: близкие значения энергий ионизации; двухатомность и ковалентность молекул; отсутствие электрической проводимости; полярность связей в большинстве соединений; сходство галогенидов и гидридов активных металлов; закономерное изменение свойств в ряду Н – At.

Водород – неметаллический элемент. Он образует ковалентные (с положительной степенью окисления) и ионные соединения, содержащие ион Н^–. Известны также соединения водорода с металлическим типом связи.

При обычных условиях молекулярный водород относительно малоактивен, взаимодействует лишь с наиболее активными неметаллами. При нагревании он реагирует с металлами, многими неметаллами, сложными веществами. Водород проявляет восстановительные свойства; при нагревании он восстанавливает металлы из оксидов, галогенидов, нитратов, неметаллы – из высших степеней окисления в низшие; при взаимодействии с сильными восстановителями Н₂ восстанавливается:

Н₂ + I₂ ⇄ 2НI (реакция идет при нагревании);

CuO + H₂ Cu + H₂O; 2Na + H₂ 2NaH.

Атомарный водород, получаемый при действии на Н₂ тихого электрического разряда при пониженном давлении, обладает высокой химической активностью; при обычных условиях непосредственно реагирует со многими неметаллами (азотом, фосфором, мышьяком, кислородом, серой и др.), восстанавливает многие оксиды металлов. Реакционная способность водорода сильно повышается и в момент его выделения из соединений.

Химическая активность галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность от фтора к астату понижается.

Фтор – один из сильнейших окислителей. С водородом и щелочными металлами реагирует со взрывом, образуя соответственно НF и фториды. Такие вещества, как Al, Zn, P₄, Mg, B, Sb и некоторые другие, в атмосфере фтора воспламеняются: 2Al + 3F₂ → 2AlF₃; 2В + 3F₂ → 2ВF₃; 2Р + 5F₂ → 2РF₅.

При нагревании фтор окисляет золото до AuF₃, платину до PtF₆, ксенон до XeF₄. Фтор взаимодействует с другими галогенами с образованием фторидов: ClF₃, ClF₅, BrF₃, IF₅, IF₇ и др.

С водой фтор взаимодействует в зависимости от температуры по-разному: ниже 0°С: Н₂О_(к) + F_2(г) → НОF_(г) + НF_(ж);

0–90°С: Н₂О_(ж) + 2F_2(г) → ОF_2(г) + 2НF;

Выше 90°С образуется О₂ и частично О₃ (см. выше).

Реагирует со щелочами: 2КОН_{(оч. разб.)} + 2F₂ = 2КF + ОF₂ + Н₂О;

4КОН_(конц.) + 2F₂ → 4КF + О₂ + 2Н₂О.

Взаимодействует с оксидом кремния:

SiO₂ + 2F₂ SiF₄↑ + О₂↑.

Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды: Н₂ + Сl₂ → 2HCl + 184 кДж. При нагревании или освещении реакция идет со взрывом по цепному механизму:

Сl₂ 2Cl·

Cl· + H₂ → HCl + H·

H· + Cl₂ → HCl + Cl· и т. д.

Н₂ + Br₂ → 2HBr + 76 кДж. Реакция идет медленно при нагревании.

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI – 50 кДж. Реакция обратима, идет только при нагревании.

С кислородом и азотом непосредственно не взаимодействуют, а озон превращает галогены в оксиды разного состава в зависимости от условий.

Галогены взаимодействуют с металлами и неметаллами, образуя галогениды: Cu + Cl₂ → CuCl₂; 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃;

2Sb + 3Cl₂ → 2SbCl₃; 2Sb + 5Cl₂ → 2SbCl₅;

2Na + Cl₂ → 2NaCl;

Р₄ + 10Cl₂ → 4PCl₅ (может быть PCl₃); Si + 2Cl₂ → SiCl₄.

Окислительные свойства галогенов проявляются и при взаимодействии со сложными веществами: 2NH₃ + 3Br₂(Cl₂) → N₂ + 6HBr(HCl);

H₂S + Hal₂ → S + 2HHal; Na₂SO₃ + Hal₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HHal.

Для хлора, брома, иода характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию от хлора к иоду уменьшается:

С водой: Hal₂ + H₂O ⇄ HHalO + H⁺ + Hal^–.

Константы равновесия для данных реакций: К_{С, 298}(Сl₂) = 3, 9·10^–4; К_{С, 298}(Br₂) = 5, 8·10^–9.

Образование в этой реакции HIO маловероятно. Полагают, что иод в водных растворах образует не HIO, а гидрат иода: I₂ + H₂O ⇄ I⁺·H₂O + I^–; К_{С, 298} = 1, 2·10^–11.

Со щелочами (в растворе): 2КОН + Cl₂ → KClO + KCl + H₂O;

при нагревании: 3KClO → KClO₃ + 2KCl.

Анион IO^– в водных растворах не обнаружен: 3I₂ + 6KOH → KIO₃ + 5KI + 3Н₂О.

С азотной кислотой хлор и бром не взаимодействуют, а иод окисляется:

I₂ + 10HNO₃ → 2HIO₃ + 10NO₂ + 4H₂O.

Сравнение химических свойств галогенов показывает, что их окислительная активность последовательно уменьшается от фтора к иоду. Этот эффект проявляется в способности более легких галогенов в виде простых веществ окислять галогенид-ионы более тяжелых и в способности более тяжелых галогенов восстанавливать кислородные соединения более легких:

Cl₂ + 2I^– → 2Cl^– + I₂; I₂ + 2ClO₃^– → 2IO₃^– + Cl₂.