Качественная реакция – сгорание собранного в пробирку водорода с «хлопком» («гремучая» смесь с воздухом при содержании Н2 4–74 % по объему).
Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH3, НCl, органические вещества).
Вода Н2O. Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН2] (sр3‑гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °C.
В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (H2S и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9 %, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды). Твердая вода (лед) легко возгоняется.
Природная вода по изотопному составу водорода в основном 1Н2O с примесью 1Н2НО и 2Н2O, по изотопному составу кислорода в основном Н216O с примесью Н218O и Н217O. В малой степени подвергается диссоциации до Н+, или, точнее, до Н3O+, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н3O+ имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н)3] (sр3‑гибридизация). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ.
Для химических целей природную воду очищают перегонкой (дистиллированная вода), для промышленных целей умягчают, устраняя «временную» и «постоянную» жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н+‑форме и щелочной ОН‑ – форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н+ и ОН‑ переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).
Уравнения важнейших реакций:
Примеры гидролиза бинарных соединений:
6H2O + Al2S3 = 2Al(ОН)3↓ + 3H2S↑
2H2O + SF4 = SO2↑ + 4HF↑ (40–60 °C)
6H2O + Mg3N2 = 3Mg(OH)2↓ + 2NH3↑ (кипячение)
2H2O + CaC2 = Ca(OH)2↓ + C2H2↑
Вода – окислитель за счет HI:
Электролиз воды:
Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.
а) в нейтральном растворе (электролит Na2SO4)
катод 2H2O + 2е‑ = H2↑ + 2OH
анод 2Н2O – 4е‑ = O2↑ + 4H+
раствор ОН‑ + Н+ = Н2O
б) в кислом растворе (электролит H2SO4)
катод 2Н+ + 2е‑ = Н2↑
анод 2Н2O – 4е‑ = O2↑ + 4Н+
в) в щелочном растворе (электролит NaOH)
катод 2Н2O + 2е‑ = Н2↑ + 2OН‑
анод 4OН‑ – 4е‑ = O2↑ + 2Н2O
Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO4 в голубой медный купорос CuSO4 5Н2O.
Известна изотопная разновидность воды – тяжелая вода D2O (2Н2O); в природных водах массовое отношение D2O: Н2O = 1: 6000.
Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.
Гидрид кальция СаН2. Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са2+(Н‑)2. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН2 дает 1000 л Н2), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.
Уравнения важнейших реакций:
СаН2 = Н2 + Са (особо чистый) (выше 1000 °C)
СаН2 + 2Н2O = Са(ОН)2 + 2Н2↑
СаН2 + 2НCl (разб.) = СаCl2 + 2Н2↑
СаН2 + O2 = Н2O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)
ЗСаН2 + N2 = ЗН2 + Ca3N2 (выше 1000 °C)
ЗСаН2 + 2КClO3 = 2КCl + ЗСаО + ЗН2O (450–550 °C)
СаН2 + H2S = CaS + 2Н2 (500–600 °C)
Получение: обработка нагретого кальция водородом.
7.2. Галогены
7.2.1. Хлор. Хлороводород
Хлор – элемент 3‑го периода и VII А‑группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [10Ne]3s23p5, характерные степени окисления 0, ‑I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl‑I. Шкала степеней окисления хлора:
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе – двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
Хлор Cl2. Простое вещество. Желто‑зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl2 неполярна, содержит σ‑связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:
Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Cl2 + 2KBr(p) = 2КCl + Br2↑ (кипячение)
б) Cl2 (нед.) + 2KI(p) = 2КCl + I2↓
3Cl2 (изб.) + ЗН2O + KI = 6НCl + КIO3 (80 °C)