Реакция образования йодоводорода протекает по уравнению

Cоединения йода

Йодоводород, йодоводородная кислота (HI)

Способы получения йодоводорода

В промышленности

• Взаимодействие йода с гидразином:

• Взаимодействие простых веществ происходит только при нагревании и протекает не до конца:

В лаборатории

• Вытеснение HI из йодидов ортофосфорной кислотой:

• гидролиз галогенидов неметаллов

• восстановление свободного йода:

Физические свойства йодоводорода

Водный раствор HI — иодоводородная кислота. Это бесцветная жидкость с резким запахом. Иодоводородная кислота является сильной кислотой.

В 100 г воды при обычном давлении и 20 °C растворяется 132 г HI, а при 100 °C — 177 г.

Химические свойства йодоводорода

Йодоводород – сильный восстановитель.

• Окисляется кислородом воздуха, приобретая бурый цвет:

• Взаимодействует с концентрированной серной кислотой с образованием сероводорода и свободного йода:

• Окисляется другими неметаллами:

• Окисляется даже слабыми окислителями:

• Присоединяется к кратным связям органических соединений (реакция электрофильного присоединения):

HI + CH₃ – CH = CH₂ → CH₃ – CHI – CH₃

• Образуют полииоды, присоединяя элементарный иод:

Кислородные кислоты и окислы иода

Иодноватистая кислота (HIO)

Иодноватистая кислота HIO — существует только в очень разбавленных растворах, окрашена в зеленоватый цвет. Очень неустойчива.

Получение йодноватистой кислоты

Образуется при взаимодействии иода с водой. Реакция обратима, а равновесие сильно сдвинуто в сторону исходных веществ:

Химические свойства йодноватистой кислоты

• Проявляет амфотерные свойства – слабая кислота и слабое основание. Диссоциирует и как кислота, и как основание:

• Разлагается при комнатной температуре с течением времени:

• Разлагается щелочами:

3HIO + 3NaOH = 2NaI + NaIO₃ + 3H₂O

Соли иодноватистой кислоты называют гипоиодитами.

Иодноватая кислота (HIO₃)

Йодноватая кислота HIO₃— белое кристаллическое вещество со стеклянным блеском и горьковато-кислым вкусом. При обычной температуре устойчива. Сильная одноосновная кислота, имеющая склонность к полимеризации в концентрированных растворах

Получение иодноватой кислоты

Получают в водных растворах при окислении иода хлором, пероксидом водорода либо дымящей азотной кислотой:

Химические свойства йодноватой кислоты

• хорошо растворима в воде:

• При медленном нагревании до 110ºС она частично плавится, частично образует ангидроиодноватую кислоту HI₃O₈.

При нагревании HIO₃ выше 230°C образует порошок иодноватого ангидрида I₂O₅, при растворении в воде, которого вновь образуется иодноватая кислота:

• Нейтрализуется щелочами:

• Проявляет окислительные свойства:

• При электролизе йодноватой кислоты образуется йодная кислота:

Соли иодноватой кислоты — иодаты

• Они довольно устойчивы и разлагаются при температуре выше 400 °C.

• Обладают сильными окислительными свойствами в кислой среде:

• При электролизе раствора иодаты распадаются на водород и периодаты:

Иодная кислота (HIO₄)

Иодная кислота HIO₄ — белое гигроскопичное кристаллическое вещество. В водном растворе Н₅IO₆ является слабой кислотой. В растворах образует гидраты состава mHIO₄•nН₂О, например, H₃IO₅, H₄I₂O₉, H₅IO₆ и т. д Их устойчивость зависит от концентрации раствора. Проявляет сильные окислительные свойства

Получение йодной кислоты

• При воздействии хлорной кислоты на иод в присутствии катализатора:

• Электролизом раствора иодноватой кислоты:

Химические свойства йодной кислоты

• При растворении в воде образует гидраты:

• НIO₄ разлагается при нагревании выше 122ºС:

• Щелочами нейтрализуется не полностью:

• Сильные окислительные свойства:

Cоли йодной кислоты — периодаты

Йодная кислота может образовать соли, содержащие ионы, IO₆ 5− , IO₅ 3− , IO₄ — и I₂O₉ 4− — соответственно орто-, мезо-, мета- и дипериодаты.

Получение периодатов

Периодаты можно получить при окислении иодатов сильными окислителями в щелочной среде:

Химические свойства периодатов

• Периодаты — сильные окислители, при нагревании выше 300ºС разлагаются с выделением кислорода:

• Разлагаются концентрированными кислотами:

• Разлагаются концентрированными щелочами:

• Проявляют окислительные свойства:

Оксиды йода

Пентаоксид (пятиокись) иода, йодноватый ангидрид (I₂O₅)

Иодноватый ангидрид I₂O₅ – белое, гигроскопичное вещество. На свету темнеет из-за частичного разложения.

Получение пентаоксида йода

Получают при медленном нагревании йодноватой или йодной кислоты

Химические свойства пентаоксида йода

• На свету разлагается:

• Как кислотный оксид реагирует с водой, со щелочами:

• Легко фторируется:

• Восстанавливается монооксидом углерода:

Please wait.

We are checking your browser. gomolog.ru

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 6dfd25824f280c31 • Your IP : 85.95.188.35 • Performance & security by Cloudflare

Химия (стр. 2 )

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах: 1 2 3

дельта c(I2) dc(I2)

t при дельта t стремиться к 0 dt

истинная скорость по продукту реакции (йодоводороду):

дельта c(НI) dc(НI)

дельта t при дельта t стремиться к 0 dt

Графически, истинную скорость можно определить как тангенс угла наклона альфа касательной к кривой, изображающей зависимость скорости реакции от времени, при данном времени (рис. 3.3). Главные факторы, определяющие скорость реакций, — это природа реагентов, наличие катализаторов, концентрации реагентов, температура.

Очень важным фактором является химическая природа реагентов. Именно из-за химического разнообразия веществ одни реакции идут медленно, а другие — очень быстро. Зависимости скоростей от природы реагентов — это специальная, очень обширная область физической химии и химической физики. Они не могут быть рассмотрены в этом учебнике. Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагентов, температуры и наличия катализатора рассматривается в последующих разделах этой главы.

В большинстве химических реакций превращение реагентов в продукты происходит не непосредственно, а через ряд промежуточных стадий, которые называют элементарными стадиями.

Механизмом химической реакции называют полную последовательность всех ее элементарных стадий.

Например, уравнение реакции синтеза йодоводорода

Н2 + I2 = 2НI отражает лишь стехиометрию реакции, но не ее механизм. Экспериментальными исследованиями доказано, что она протекает в четыре стадии. Из них первая — это быстрая стадия диссоциации молекулы йода на свободные атомы. Вторая стадия — взаимодействие молекулы водорода с атомом йода — также является быстрой. На этой стадии образуется промежуточное соединение Н2I. Третья, медленная стадия проходит с образованием активированного комплекса. Активированный комплекс — неустойчивое соединение нескольких частиц (молекул, атомов), которое возникает в какой-либо элементарной стадии в результате столкновения и взаимодействия этих частиц. (Менее прочные, чем в обычных стабильных молекулах, химические связи в активированном комплексе обозначены не сплошной чертой, а штрихами.) Четвертая стадия — распад неустойчивого активированного комплекса приводит к образованию продуктов данной элементарной стадии.

Чаще всего в элементарной стадии принимают участие две частицы (молекулы, атомы, ионы, радикалы), возможны стадии, состоящие в превращении одной частицы (например, распад или переход из одной изомерной формы в другую). Вероятность одновременного столкновения трех частиц мала, поэтому элементарные стадии с участием трех частиц редки, а с участием четырех и более частиц не известны. Для любой элементарной стадии справедлив закон действующих масс, установленный в 1864—1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге.

Скорость элементарной стадии химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции для этой элементарной стадии.

Для элементарной стадии, где реагентами, являются произвольные вещества А и В и которая описывается химическим уравнением со стехиометрическими коэффициентами а и Ь

Закон действующих масс можно описать следующим образом:

Коэффициент пропорциональности k называют константой скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции, если концентрации всех реагирующих веществ равна 1 моль/л, и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и присутствия катализатора. Очень редки простые одностадийные реакции, механизм которых описывается их стехиометрическим уравнением. Для расчета скорости таких реакций можно использовать уравнение закона действующих масс, в которое входят стехиометрические коэффициенты реакции. Например, скорость одностадийной реакции

Может быть рассчитана по уравнению:

Большинство химических реакций протекает в несколько элементарных стадий. Если одна из стадий протекает намного медленнее, чем другие, то она будет лимитирующей, определяющей скорость всей реакции в целом. В этом случае скорость суммарной реакции будет описываться уравнением закона действующих масс для лимитирующей стадии. Для реакции образования йодоводорода лимитирующей является медленная третья стадия

Для нее закон действующих масс записывается так:

3.3. Зависимость скорости реакции от температуры

Скорость химической реакции с ростом температуры всегда увеличивается. При небольшом изменении температуры достаточно точным является правило Вант-Гоффа

Повышение температуры на каждые 100С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза:

где vT — скорость реакция при исходной температуре Т;kT — константа скорости реакции при исходной температуре Т;

vT + дельта T — скорость реакции при повышенной температуре Т + дельта Т; kT + дельта T — константа скорости реакции при повышенной температуре Т + дельта Т; y — температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения от 2 до 4.

В широком интервале температур применимо уравнение Аррениуса:

где k — константа скорости реакции; А и Е — постоянные, е — основание натурального логарифма; R — универсальная газовая постоянная; Т — абсолютная температура.

Уравнение Аррениуса позволяет вычислить константу скорости реальных газовых реакций. Чтобы произошло взаимодействие частиц (молекул, атомов, радикалов), они должны столкнуться. За 1 с каждая молекула газа испытывает при нормальных условиях десятки миллионов столкновений. Казалось бы, все реакции в газах должны происходить мгновенно. На самом деле это не так, скорость реальных реакций в 1010 – 1029 раз меньше той, которую они должны были бы иметь, если бы все столкновения частиц приводили к их химическому взаимодействию.

Для химического взаимодействия необходимо не любое столкновение, а только геометрически удачное. Множитель А в уравнении Аррениуса характеризует число столкновений, в которых молекулы имеют нужную для взаимодействия взаимную ориентацию. Что такое геометрически удачное столкновение, можно представить себе, если рассмотреть еще раз третью стадию реакции синтеза йодоводорода (см. раздел 3.2). Удар свободного атома йода по тому атому водорода частицы Н2I, который не связан с атомом йода, геометрически удачен. В результате него образуется активированный комплекс.

Удары атома йода по другим атомам частицы Н2I не приводят к образованию активированного комплекса. Если происходит столкновение свободного атома йода, входящего в состав частицы Н2I, то последняя разрушается.

Однако не все геометрически удачные столкновения приводят к химическому взаимодействию столкнувшихся частиц. Даже при благоприятной взаимной ориентации они испытывают химическое превращение только в том случае, если кинетическая энергия столкновения достаточно велика. Чтобы столкнувшиеся молекулы могли образовывать активированный комплекс, кинетическая энергия столкновения должна равняться энергии активации или превышать ее.

Энергия активации — минимальная энергия реагентов, достаточная для того, чтобы они вступили в химическую реакцию.

Активированный комплекс представляет собой неустойчивое образование с максимальной потенциальной энергией, в котором ослаблены и удлинены химические связи, разрываемые в ходе данной реакции. Ослабление и удлинение связей требует затраты энергии. Эти затраты покрываются за счет кинетической энергии столкновения молекул реагентов, которая превращается в потенциальную энергию растяжения связей в активированном комплексе. Ход реакции можно иллюстрировать энергетической схемой, которую часто называют диаграммой преодоления энергетического барьера (рис. 3.4) Высота этого барьера Е — энергия активации. Множитель в уравнении Аррениуса равен доле столкновений, энергия которых при данной температуре превышает энергию активации.

Итак, для осуществления химического превращения молекулы должны столкнуться, имея нужную ориентацию и обладая достаточной кинетической энергией.

Катализ играет огромную роль в биохимии и химическом производстве.

Катализ — это изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения реакции остаются такими же, как и после реакции.

Катализатор — нерасходуемый реагент, увеличивающий скорость реакции. В отличие от катализаторов ингибиторы — вещества, препятствующие протеканию реакции, они расходуются в ходе реакции. Катализ бывает гомогенным и гетерогенным. При гомогенном катализе катализатор вместе с реагентами образует раствор. Гетерогенный катализ происходит на поверхности твердого катализатора, а реагирующие вещества входят в состав газовой смеси или жидкого раствора. Любые каталитические реакции обладают общими для них особенностями.

• Катализатор не оказывает влияния на глубину протекания реакции, т. е. на ее равновесие и константу равновесия (см. гл. 4). Он лишь ускоряет реакцию.

• Катализаторы по своему действию селективны, т. е. избирательны. Они ускоряют только одну или две-три из большого числа возможных реакций. Например, из этилового спирта можно получить следующие продукты: уксусный альдегид, этилуксусный эфир, бутадиен, ацетон, ацетилен, но каждая из реакций превращения этилового спирта проходит только в присутствии «своего» специфического катализатора.

• Ускоряющая роль катализатора объясняется тем, что активированный комплекс, образованный с участием катализатора, имеет более низкую энергию активизации, чем активированный комплекс, возникающий в отсутствие катализатора (рис. 3.5).

• Скорость реакции в присутствии катализатора пропорциональна концентрации (гомогенный катализ) или поверхности (гетерогенный катализ) катализатора.

Почти все биохимические реакции в клетках животных и растений проходят с участием ферментов.

Ферменты — белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

Другое название ферментов — энзимы. В природе известны десятки тысяч ферментов. Строение многих из них сходно для растительных и животных клеток, для высших и простейших организмов. От прочих катализаторов они отличаются весьма сложным молекулярным строением, эффективностью, специфичностью и чувствительностью к внешним условиям.
Молекула фермента обычно представляет собой клубок из больших белковых цепей — глобулу. На поверхности глобулы или в особом углублении располагается сравнительно небольшой по размерам участок — активный центр, который выполняет две функции: распознавание и катализ. Распознавание субстрата — вещества, на которое способен воздействовать данный фермент, — осуществляется за счет точного соответствия между формами и размерами молекулы субстрата и активного центра, как у ключа в замке. Благодаря такому соответствию многие ферменты проявляют высокую специфичность — способность катализировать превращение только одного вещества. Подошедшая из раствора к глобуле фермента молекула субстрата связывается и ориентируется ферментом таким образом, чтобы активный центр мог осуществлять превращение субстрата. Эффективность, т. е. большая ускоряющая способность фермента объясняется тем, что фермент и субстрат образуют активированный комплекс с небольшой энергией активации. Благодаря этому скорости ферментативных реакций в 1О9—1О12 раз выше чем у обычных, неферментативных превращений. Часто для осуществления каталитического действия активного центра бывают необходимы коферменты – небольшие небелковые молекулы или катионы металлов калия, магния, марганца, меди, железа и никеля. Коферменты входят в состав образующегося в активном центре активированного комплекса с субстратом.

Действие ферментов в существенной степени зависит от состава раствора, в том числе от кислотности среды. Для каждого фермента существует оптимальная температура, при которой он в наибольшей степени проявляет свою каталитическую активность (рис.3.6). Вплоть до достижения этой температуры скорости ферментативных реакций возрастают в соответствии с уравнением Аррениуса. Причем числовое значение температурного коэффициента y для таких реакций может быть значительно большим, чем предсказываемое правилом Вант-Гоффа. Для большинства ферментов оптимальная температура находится в пределах от 40 до 50 °С. При более высоких температурах ферменты теряют свою активность, вследствие тепловой денатурации их белковая часть свертывается подобно тому, как свертывается при варке белок куриного яйца.

3.5. Значение химической кинетики.

Использование законов химической кинетики позволяет управлять скоростями реакций и повышать производительность химических аппаратов. Например, каталитические процессы составляют основу производства азотных удобрений, высокооктанового топлива для двигателей внутреннего сгорания, пестицидов, огромного числа других химических продуктов сельскохозяйственного и иного назначения. Более 80% химических реакций в химической промышленности проводят с использованием катализаторов. Химическая кинетика объясняет механизмы огромного множества химических реакций, происходящих в живой клетке. Без согласования скоростей различных контролируемых ферментами биохимических реакций невозможна нормальная жизнедеятельность любой клетки. Поэтому методы генной инженерной и молекулярной биологии — это прежде всего методы управления скоростями биохимических реакций.

Некоторые кинетические закономерности проявляются в сельском хозяйстве. Например, ускорение роста растений с повышением температуры связано с тем, что с увеличением температуры возрастают скорости почти всех реакций. Разные культуры быстро развиваются при неодинаковых оптимальных температурах. В этом проявляется «настроенность» ферментативных систем растений на определенные температуры. Сельскохозяйственные продукты хранят при пониженных температурах, так как охлаждение замедляет нежелательные ферментативные процессы. Многие вещества, применяемые для протравливания семян или для консервирования, резко снижают жизнедеятельность микроорганизмов или совсем убивают их, выводя из строя их ферменты. Точно так же, вводя ингибиторы, можно воспрепятствовать действию микроорганизмов почвы, превращающих азотные удобрения в газообразный азот.

Модуль 4. Периодический закон, периодическая система химических элементов

4.1. Периодический закон, периодическая система химических элементов .

Периодическая система-это математическая интерпретация периодического закона.

Периодическая таблица — это графическое изображение периодической системы.

Свойства химических элементов, а также свойства простых и сложных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атомных ядер.

Период-Это горизонтальный ряд элементов начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом, в котором у всех элементов одинаковое значение главного квантового числа внешнего энергетического уровня.

МАЛЫЕ-(1,2,3) образованные s и p элементами.

БОЛЬШИЕ-(4,5,6) образованные s, p,d, f элементами (содержат вставки из d, f элементов)

Группы (8) делятся на:

ГЛАВНЫЕ- образованы элементами и больших и малых периодов (s и p элементы )

ПОБОЧНЫЕ- образованы элементами только больших периодов ( d и f элементы )

Радиус атома в периоде с лева на право уменьшается, так как количество постоянно, а заряд ядра растет, и ядро все сильнее притягивает к себе эти уровни.

Энергия в периоде с лева на право увеличивается, так как уменьшается радиус и присоединить электроны все легче.

В периоде при увеличении заряда ядра с лева на право возрастает количество электронов на внешнем энергетическом уровне, металлические свойства ослабевают.

Для элементов объединенных в одну группу:

1)Высшая валентность элементов в соединении с кислородом соответствует номеру группы.

Элементы побочных подгрупп могут проявлять и другую высшую валентность .

2)В главных подгруппах с верху в низ с увеличением относительных атомных масс усиливаются металлические свойства, а неметаллические свойства ослабевают.

4.2. Классификация реакций:

1.По признаку изменения числа исходных и конечных веществ:

1. Реакции соединения – это реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество.

2. Реакции разложения – это такие реакции, в результате которых из одного веществ образуется несколько новых веществ.

3. Реакция замещения – это такие реакции между простым и сложным веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества.

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4. Реакции обмена – это такие реакции, в результате которых два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества.

HCl + KOH = KCl + H2O

2. По признаку выделения или поглощения теплоты:

1. Экзотермические – это реакции, протекающие с выделением теплоты.

H2 + Cl = 2HCl — Q

2. Эндотермические – это реакции, протекающие с поглощением теплоты из окружающей среды.

4.3. Теория окислительно — восстановительных реакций.

Все химические реакции можно разделить на два типа.

1.Реакции протекающие без изменения степени окисления СаСО3=СаО+СО

2.Реакции протекающие с изменением степени окисления 2К +Сl2=2KCl+ 2

Окислительно- восстановительные реакции— это реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.(-это реакции при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул и ионов к другим)

1. окисление— процесс отдачи электронов

H2- 2e = 2H при окислении степень окисления повышается.

2. восстановление – процесс присоединения электронов

Cl2 +2e =2Cl при восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы отдающие электроны называются восстановителями. Во

время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы присоединяющие

электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

4. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов,

присоединяемых окислителем. (В периодической системе à восстановительные

свойства понижаются (Na — восстановитель; Cl- окислитель) сверху в низ возрастают

восстановительные свойства О2- окислитель; S — слабые окислительные свойства)

4.4. Составление уравнений окислительно — восстановительных реакций.

1. Метод электронного баланса основан на сравнении степени окислителя атомов в

исходных и конечных веществах.

Cu + Hg(NO3)2=Cu (NO3)2+Hg

Cu – 2e à Cu 2 1 следовательно коэффициенты равны одному.

Hg + 2e à Hg 2 1

В ионной форме Cu+Hg +2NO3=Cu +2NO3=Hg

Сокращенное ионное уравнение Cu+Hg =Cu +Hg

2. Метод полуреакций основан на состоянии ионных уравнений для процессов окисления

и восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. Составим

уравнение реакций пропускания H2S через раствор мутнеет, следовательно образуется

сера. H2S – 2e = S + 2H и малиновый ион MnO4 переходит в безцветный ион Mn

MnO4 + 8H à Mn +4H2O

Чтобы стрелку заменить на знак равенства нужно уровнять:

MnO4+8H +5e = Mn +4H2O

MnO4+8H +5e = Mn +4H2O 2

5H2S+2MnO4 +16H =5S+10H +2Mn +8H2O следовательно,

5H2S+2MnO4 +6H =5S+2Mn +8H2O

Модуль 5. Химия элементов

Водород — важнейший биогенный элемент, его физические и химические свойства уникальны. Особую роль в формировании климата Земли, в разрушении первичных минералов и возникновении вторичных, в миграции биогенных элементов, в обмене веществ у растений и животных играет самое распространенное соединение водорода — вода. Поэтому водороду и его соединениям посвящена отдельная глава. Водород в природе. Водород — самый распространенный элемёнт Вселенной. Масса многих космических объектов (газовых облаков, звезд, в том числе Солнца) больше чем наполовину состоит из водорода.

Распространенность же водорода на Земле, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, составляет только 0,88% (по массе). Но атомная масса водорода очень мала, и это кажущееся небольшим содержание означает, что из каждых 100 атомов на Земле 17 являются атомами водорода.

В свободном состоянии вблизи поверхности Земли водород встречается крайне редко. В смеси с другими газами он выделяется при извержении вулканов, в небольших количествах присутствует в продуктах разложения органических остатков и в виде включений в калийных рудах.

Большая часть водорода в обычных условиях находится в виде соединений: это свободная вода, кристаллизационная вода минералов, метал и углеводороды нефти, разнообразные гидроксиды, образующие многие минералы, органические вещества биомассы растений и животных, органическое вещество почвы.

Своеобразие химических свойств водорода. В основном, невозбужденном, состоянии электронная конфигурация атома водорода изображается электронно-структурной формулой:

Ядром атома водорода является субатомная частица — протон, а электронная оболочка образована одним-единственным электроном. Между ядром и валентным электроном нет ослабляющих их взаимодействие (экранирующих) электронных оболочек, радиус атома Н невелик, поэтому для отрыва электрона от атома водорода нужна значительная затрата энергии. Энергия ионизации водорода равна 1310 кДж/моль. Она намного больше первых энергий ионизации атомов щелочных металлов (для лития 529 кДж/моль) и близка к первым энергиям ионизации атомов галогенов (для фтора 1682 кДж/моль, для хлора 1255 кДж/моль).

Теряя электрон, атом водорода превращается в катион водорода Н+, который имеет вакантную 1s-орбиталь:

Катион Водорода представляет собой не что иное, как субатомную частицу — протон. Малые размеры протона и его сильное электростатическое поле являются причинами того, что катион Н+ очень активно взаимодействует с электронными облаками окружающих его атомов. Поэтому в веществе катион Н+ свободном виде не существует, он всегда связан с другими атомами или молекулами.

Для достройки наружного электронного слоя до конфигурации благородного газа гелия (1s2) атому водорода не хватает од ого электрона. При присоединении этого электрона образуется отрицательно заряженный гидрид-ион Н-: Выделяющаяся при этом энергия сродства к электрону не слишком велика (67,4 кДж/моль).

Таким образом, энергия ионизации атома Н велика, а сродство к электрону мало. Поэтому электроотрицательность водорода имеет значение 2,2, среднее между электроотрицательностями галогенов и щелочных металлов (см. табл. 10.2). Сочетание этих свойств атома водорода порождает особенности его связей и химического поведения его соединений.

Для водорода наиболее характерны ковалентные соединения е обобществленной электронной парой и сигма-связью. Преимущественно ковалентные сигма-связи водород образует со всеми р-элементами, в том числе важнейшими биогенными элементами. Эти связи характеризуются значительной прочностью и заметной полярностью, которая может быть различной по значению и даже знаку в зависимости от электроотрицательности элемента, образующего связь с водородом:

В целом можно сказать, что водород образует связи следующих типов: почти неполярные ковалентные (Si—Н, С—Н, Р—Н), полярные с положительным зарядом атома водорода (F—Н, О—Н, N—Н), ионные с участием аниона Н, водородные связи, мостиковые трехцентровые связи (например, в В2Н6, см. рис. 11.20).

Изотопы водорода. В природе наряду с описанным уже атомом Н, ядро которого представляет собой протон, встречаются стабильный изотоп 2Н и радиоактивный изотоп 3Н (табл. 14.1). В атомном ядре изотопа 2Н наряду с протоном имеется еще одна субатомная частица — нейтрон. Масса ядра этого изотопа водорода в два раза больше массы ядра обычного атома водорода. Такой большой разницы в массах ядер изотопов нет больше ни у одного элемента периодической системы. Учитывая такую значительную разницу в атомных массах, изотопам водорода присвоили собственные наименования и химические символы: легкий изотоп 1Н называется протий, в два раза более тяжелый 2Н — дейтерий, его химический символ D. Радиоактивный изотоп водорода 3Н — тритий, его химический символ Т.

Изотопы водорода образуют двухатомные молекулы: Н2, НD, D2, DТ, НТ и Т2. Вещества, состоящие из молекул изотопов водорода, в нормальных условиях практически не отличаются от обычного водорода по химическим свойствам, но имеют несколько иные физические и химические свойства при низких температурах. Например, температуры кипения имеют для них следующие значения:

Важнейшие соединения дейтерия — это тяжелая вода D2O и дейтерид лития 6LiD. Тяжелая вода применяется как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах. Дейтерид лития — основной компонент заряда водородных бомб. Дейтерий и тритий используют в качестве меченых атомов в научных исследованиях в химии, биологии, физиологии растений и животных, агрохимии и медицине.

Водород — бесцветный газ без вкуса и запаха. Ввиду малой молекулярной массы это самый легкий, самый подвижный и самый теплопроводный из газов. Вследствие полной насыщенности связи Н—Н взаимодействие между молекулами Н2 осуществляется только за счет слабых дисперсионных сил Ван-дер-Ваальса. По этой причине водород имеет очень низкие температуры кипения: —253 °С (20 К) и плавления —259 °С (14 К). Получение. В лабораторных условиях молекулярный водород чаще всего получают растворением металлического цинка в хлороводородной или разбавленной серной кислоте:

Иногда для этого используют взаимодействие алюминия с гидроксидом натрия или другими сильными основаниями:

В промышленности водород в больших количествах получают из природного газа, состоящего в основном из метана. При взаимодействии СН4 с водяным паром при высокой температуре (-800 °С) в присутствии катализатора идет реакция

Необходимую для протекания этой реакции теплоту можно получить в результате сжигания части метана:

Чистый водород получают электролизом водного раствора гидроксида калия. При этом на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород. Химические свойства. Молекула водорода довольно прочна (энергия разрыва связи Н—Н равна 436 кДж/моль). Этим объясняется небольшая реакционная способность молекулярного водорода. При обычных условиях он самопроизвольно взаимодействует только с фтором:

Реакции с другими неметаллами происходят либо при повышенных температурах, либо в присутствии катализаторов, либо при активировании реакционной смеси излучением. Например, при нагревании водород реагирует с хлором, бромом и йодом, образуя соответственно хлороводород НСl, бромоводород НВг и йодоводород НI. Протекающая обратимо реакция синтеза йодоводорода подробно рассмотрена в гл. З и 4. При высоких температурах водород взаимодействует также с кислородом, серой, селеном и теллуром с образованием соответственно воды Н2O, сероводорода Н2S, селеноводорода Н2Sе и теллуроводорода Н2Те. Реакция с кислородом протекает практически необратимо с выделением большого количества теплоты:

Газовая смесь, состоящая из двух объемов водорода и одного объема кислорода, взрывается при поджигании, поэтому ее называют гремучим газом. Безопасное сжигание водорода в кислороде, осуществляемое в сварочных горелках, используют для газовой сварки металлов. При 1200 оС начинается взаимодействие водорода с углеродом (графит), в результате которого образуется смесь углеводородов.

В присутствии катализатора при высоких температуре и давлении водород взаимодействует с азотом с образованием аммиака:

Эта реакция играет огромную роль в производстве азотных удобрений. При слабом освещении водород даже без нагревания при комнатной температуре реагирует с хлором:

В темноте при комнатной температуре эта реакция не происходит, при сильном освещении она протекает мгновенно и сопровождается взрывом. Молекулярный водород может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства:

однако преобладают у него свойства восстановителя. Водород служит восстановителем, в частности, в приведенных выше четырех реакциях с более электроотрицательными, чем водород, элементами. Он восстанавливает также многие металлы из их оксидов и галогенидов. В промышленности восстановлением из оксидов получают такие ценные металлы, как Мо и вольфрам W:

В образующихся в результате этих реакций соединениях водород имеет степень окисления +1. Однако следует помнить, что все эти соединения ковалентные и эффективный заряд водорода в них намного меньше единицы. Окислительные свойства водород проявляет только в реакциях с электроположительными металлами, в результате которых образуются ионные гидриды:

5.3. Бинарные соединения

Типы соединений водорода. В табл. 14.2 приведены химические формулы бинарных соединений водорода с элементами А-подгрупп периодической системы. Если воспользоваться числовыми значениями электроотрицательностей (см. табл. 10.2), то можно заметить, что известны соединения водорода как с более электроотрицательными, чем водород, так и с менее электроотрицательными элементами. Соединения водорода с металлами и менее электроотрицательными, чем водород, неметаллами называют гидридами.

Учитывая сходства в физических и химических свойствах, соединения водорода с элементами А-подгрупп можно разделить на три типа:

1) кристаллические ионные гидриды с ионными связями между гидрид-ионами Н — и катионами щелочных и щелочно-земельных металлов;

2) газообразные и жидкие молекулярные соединения с ковалентными связями между атомами водорода и элементов подгрупп ТVА—VIIА, а также бора;

3) твердые высокомолекулярные гидриды, занимающие по свойствам и типу химической связи промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями водорода.

Гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов, а также соединения с водородом наиболее электроотрицательных элементов можно синтезировать непосредственно из простых веществ. Как видно из табл. 14.2, для всех этих веществ энергии Гиббса образования отрицательны. Соединения, формулы которых выделены полужирным шрифтом, получают кос — венным путем, например, простейший из гидридов бора — диборан — можно получить при взаимодействии фторида бора с гидридом лития в неводной среде:

Большинство бинарных соединений водорода не обладает высокой температурной устойчивостью и разлагается при нагревании. Самые термически устойчивые соединения водорода — это НF, Н2O и НСl, так как именно связи Н—F, Н—О и Н—С1 отличаются наибольшей прочностью.
С ростом температуры значения изменения энтропии дельта S для всех реакций образования гидридов становятся отрицательными и в соответствии с формулой

энтропийный вклад вызывает увеличение дельта G образования всех соединений водорода. В результате константа равновесия реакции

с повышением температуры уменьшается, т. е. равновесие смещается влево. При 1700 °С и атмосферном давлении доля молекул воды, распавшихся на Н2 и О2, приближается к 0,01%. Все остальные бинарные соединения водорода разлагаются при гораздо более низких температурах.
Можно выделить следующие общие химические свойства бинарных соединений водорода.
Все бинарные соединения водорода с элементами подгрупп IА—VIА реагируют с галогенами:

и (за исключением воды) с кислородом:

Соединения водорода с элементами подгрупп IА—IIIА взаимодействуют с водой с выделением газообразного водорода: