Водород. Галогены

Положение неметаллов в таблице

Неметаллы – это элементы, образующие простые вещества, которые не обладают типичными металлическими свойствами.

Неметаллы – это элементы с высокой электроотрицательностью (кроме инертных газов), которые располагаются в верхней правой части периодической системы, выше диагонали Ве – Аt.

Строение, получение и химические свойства водорода

Водород

Водород – это первый элемент в Периодической системе Д. И. Менделеева. Заряд его атомного ядра – +1, строение электронной оболочки выражается формулой 1s¹. Многие особенности свойств водорода связаны с тем, что в его атоме между электроном внешнего энергетического уровня и ядром нет других электронов.

В соответствии со строением электронной оболочки, атом водорода, отдавая один электрон, проявляет степень окисления +1 (образуются ионы Н⁺). Это позволяет говорить о сходстве водорода со щелочными металлами. Поэтому водород может быть отнесен к главной подгруппе I группы, которую составляют щелочные металлы.

До завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, что характерно также для элементов главной подгруппы VII группы – галогенов. Это обусловливает возможность помещения водорода в VII группу Периодической системы Д. И. Менделеева.

Водород может проявлять степень окисления +1, 0, -1. Степень окисления -1 проявляется в гидридах. Это бинарные соединения водорода с менее электроотрицательными атомами.

Например, это гидрид натрия NaH, гидрид кальция CaH₂, силан SiH₄, герман GeH₄. Но намного чаще водород проявляет степень окисления +1.

Методы получения водорода

Промышленные методы получения

1. Паровая конверсия метана. Метан входит в состав природного газа. Образуемая смесь водорода и углекислого газа легко разделима.

CH₄↑ + 2H₂O CO₂↑ + 4H₂↑

2. Газификация угля. В данном процессе уголь нагревается от 700°С до 1000°С. При этом образуется уголь с большим содержанием углерода и газообразный водород.

3. Электролиз водных растворов солей.

Лабораторные методы получения водорода

1. Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Все более актуальная задача – это хранение водорода.

Водород можно получать из воды. При его горении выделяется большое количество теплоты, и это один из перспективных источников энергии. Это очень хорошее топливо для автомобилей.

Один из способов хранения водорода – это переведение его в жидкое состояние. Но, чтобы держать его в жидком состоянии, нужны очень высокие давления. А чтобы сдерживать большое давление, нужны толстостенные сосуды, которые очень тяжелые. Поэтому этот метод не очень хорош.

Второй вариант хранения этого газа – это сорбция водорода на платиновых металлах. Этот способ невыгоден, так как платиновые металлы – дорогие.

Третий вариант – это образование комплексных гидридов – соединений, способных обратимо связывать и выделять водород.

Природные изотопы водорода

Водород встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия:

¹H — протий (Н), ²Н — дейтерий (D), ³Н — тритий (T – радиоактивный). Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9 % и 0,01 %. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода. Изотоп водорода ³Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет.

Тритий содержится в природе в очень малых количествах. Природный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание чистого дейтерийного водорода D₂ ещё меньше. Отношение концентраций HD и D₂ примерно 6400:1.

Галогены как простые вещества

Галогены (от греч. ἁλός — соль и γένος — рождение, происхождение) – химические элементы VII-й группы главной подгруппы Периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At, а также (формально) искусственный элемент унунсептий Uus.

Все галогены — энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений.

С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается. Электронная конфигурация валентного слоя данных элементов – …ns²np⁵. Для получения электронной конфигурации благородного газа им не хватает одного электрона, который они получают от других элементов

ns²np⁵ ns²np⁶ и существуют в форме аниона Hal⁻.

Все галогены, кроме фтора, могут образовывать соединения, в которых они обладают положительными степенями окисления. Например, кислородсодержащие кислоты хлора.

Галогены в природе

Галогены в свободном виде в природе не встречаются из-за своей химической активности. Они входят в состав многих минералов.

Галогены – простые вещества

Молекулы галогенов состоят из двух атомов, с ковалентной неполярной связью между ними. Галогенам не присуща аллотропия. Кристаллическая решетка простых веществ галогенов – молекулярная. Фтор – это зеленовато-желтый газ. Хлор – тоже газ желтого цвета. Бром – красно-бурая жидкость. Йод – черно-фиолетовые кристаллы с характерным металлическим блеском. Температура кипения и плавления галогенов увеличивается по группе сверху вниз. Все эти вещества обладают резким, характерным запахом. Все они вредны для организма.

Получение и химические свойства галогенов

Химические свойства галогенов

1. Реагируют с металлами

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж.

Активность галогенов уменьшается с увеличением атомного радиуса. Это можно наблюдать при взаимодействии их с железом.

2. Взаимодействуют с неметаллами (кроме N₂, O₂, благородных газов). Свободный хлор очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов.

Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г) + 185 кДж

Галогеноводороды – это типичные кислоты-неокислители. Но так как в их состав входят атомы галогенов в низших степенях окисления, то эти кислоты способны окисляться.

3. Взаимодействие с фосфором

2P + 5F₂ → 2PF₅

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

2P + 3Br₂ → 2PBr₃

2P + 5Br₂ → 2PBr₅

По мере повышения температуры глубина окисления возрастает.

4. Взаимодействие с графитом

С + 2F₂ CF₄  реагирует только с F₂. Остальные галогены не реагируют с простыми веществами, образованными углеродом.

5. Со сложными веществами

5.1. С водой

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂

2F₂ + 2Н₂О = 4HF + O₂

Cl₂ + Н₂О ↔ HCl + HClO (хлорная вода)

Br₂ + Н₂О ↔ HBr + HBrO (бромная вода)

I₂ + Н₂О ↔ HI + HIO

5.2. Реагируют со щелочами

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на холоде),

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при нагревании).

6. Галогены способны вытеснять друг друга из солей галогенидов и галогеноводородов. Более активный галоген вытесняет менее активный. Химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F–At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат ещё менее реакционноспособен, чем йод.

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

Качественная реакция на галогениды

Качественная реакция – это реакция, которая позволяет доказать присутствие в пробе того или иного вещества или иона.

При растворении растворимых галогенидов с раствором нитрата серебра выпадают осадки – нерастворимые галогениды серебра.

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓ (белый осадок)

NaBr + AgNO₃ = NaNO₃ + AgBr↓ (желтоватый осадок)

NaI + AgNO₃ = NaNO₃ + AgI↓ (желтый осадок)                                                             

Галогениды можно определить также по окраске пламени. Если взять пробу и внести её в пламя горелки, то галогениды  меди окрашивают пламя в зеленый или сине-зеленый цвет.

Йод – крахмальная проба. Она заключается в образовании комплексов между молекулой йода и одной из форм крахмала. Эти комплексы окрашены в интенсивный синий цвет.

Это опыт можно проделать дома, капнув йодом на крахмалсодержащие продукты.

Получение хлора

Получение хлора в лаборатории

2KMnO₄ + 16HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

Многие соединения галогенов находят применение в нашей жизни. Хлорная известь используется как дезинфицирующее и отбеливающее средство. Бертолетова соль используется при получении спичек. Йод применяется для очистки некоторых металлов и как средство для дезинфекции ран.

Подведение итога урока

На данном уроке была рассмотрена тема «Водород. Галогены». Вы познакомились с важной группой химических веществ – неметаллами. Подробно рассмотрели водород и познакомились со способами его получения. Узнали вещества галогеновой группы. Вы узнали, где расположены эти вещества в периодической таблице, какими особенностями они обладают, их молекулярное строение и химические свойства: с какими веществами и как они взаимодействуют.

Список литературы

1. Рудзитис Г. Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П. П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П. П. Попель, Л. С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Интернет-портал «hemi.nsu.ru» (Источник)

2. Интернет-портал «chemport.ru» (Источник)

3. Интернет-портал «Химик.ру» (Источник)

Домашнее задание

1. №№ 1, 3, 4 (с. 179) Габриелян О. С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Какими кристаллическим строением и свойствами будут обладать летучие водородные соединения неметаллов?

3. Сравните ряд электроотрицательности неметаллов с электрохимическим рядом напряжений металлов.