Взаимодействие фтора с водородом уравнение

2.3.1. Химические свойства водорода и галогенов.

Химические свойства водорода

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H₂).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н₂ является окислителем.

с неметаллами

Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!

Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.

При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H₂ даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal₂.

Галоген

Физические свойства

F₂Светло-желтый газ с резким раздражающим запахомCl₂Желто-зеленый газ с резким удушливым запахомBr₂Красно-бурая жидкость с резким зловонным запахомI₂Твердое вещество с резким запахом, образующее черно-фиолетовые кристаллы

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:

Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:

Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:

При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:

При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.

Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:

Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:

Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

HCl + HClO» width=»225″ height=»28″/>

HBr + HBrO» width=»225″ height=»28″/>

Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

5NaI + NaIO3 + 3H2O» width=»341″ height=»62″/>

Химические свойства фтора

Большая энергия связей между атомом фтора и атомами других элементов является следствием большой электроотрицательности фтора и маленьким размером его атома. Благодаря малой энергии связи молекула фтора легко диссоциирует на атомы и энергия активации реакций со фтором обычно не велика, поэтому процессы с участием фтора протекают очень быстро.

Для фтора характерно:

1. Отсутствие положительных степеней окисления в соединениях с другими элементами.

2. Чрезвычайно низкая энергия активации реакций.

3. Большое выделение энергии при переходе молекулы фтора в анионы F – .

4. Стремление максимально использовать валентные электроны партнеров. Именно в соединениях со фтором реализуются высшие степени окисления многих элементов: BiF₅, SF₆, IF₇, OsF₇, CuF₃ и др.

Итак, фтор – сильнейший окислитель. По образному выражению академика А. Е. Ферсмана его можно назвать “всесъедающим”.

Щелочные металлы, свинец, железо и большинство порошков других металлов загораются в атмосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (алюминий, железо, никель, медь, цинк, марганец, магний) фтор на холоде не действует из-за образования поверхностной пленки фторидов, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия. Поэтому сплавы этих металлов или никеля используют для хранения фтора. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в т.ч. с золотом и платиной.

Со многими неметаллами (водород, йод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействует на холоде; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени.

С серой, фосфором и сурьмой фтор взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха (-190 °C):

С водородом фтор взаимодействует уже при температуре -252 °C

Криптон взаимодействует с фтором под действием электрического разряда, а ксенон горит в атмосфере фтора ярким пламенем.

С кислородом фтор реагирует при низких тепературах в электрических разрядах с образованием эндотермических фторидов кислорода. O₂ + F₂ = O₂F₂, -190 °C, электрич. разряд.

При нагревании с фтором реагирует хлор с образованием ClF и ClF₃. Бром и йод при взаимодействии с фтором образуют следующие соединения: BrF, BrF₃, BrF₅, IF, IF₃, IF₅, IF₇.

При нагревании фтор вступает в реакцию и с азотом:

Непосредственно фтор не реагирует только с углеродом (в виде алмаза), гелием, неоном и аргоном.

В реакциях с фтором в роли восстановителей выступают такие вещества как азотная и серная кислоты:

Под действием фтора разлагается вода:

0 °C: H₂O_(тв) + F₂ = HF + HOF (фтороксигенат водорода)

В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде ваты), асбест, кварц:

Катализатором этой реакции является вода. С совершенно сухим кварцем или стеклом фтор не взаимодействует.

Соединения фтора

Фтороводород, плавиковая кислота (HF)

Способы получения фтороводорода

• Из простых веществ:

• Действие концентрированной H₂SO₄ на фториды металлов:

Физические свойства и строение фтороводорода

Фтороводород HF — бесцветная легкоподвижная и легкоиспаряющаяся жидкость с резким, удушающим запахом.

По сравнению с другими галогенводородами HF имеет аномально высокие Т_пл. (

83°С) и Т_кип. (19,5°С), т.к. молекулы HF объединяются водородными связями в прочные ассоциаты (HF)_n :

Плавиковая кислота

Фтороводород неограничено растворяется в воде с образованием раствора слабой кислоты (К_дисс = 6,8-10 -4 ). Плавиковая кислота растворяет кварц, стекло и все силикаты, по причине чего и получила такое название.

Химические свойства фтороводорода

Общие свойства кислот

Проявляет все свойства кислот.

• Взаимодействие с металлами:

Металлы легко окисляются плавиковой кислотой, однако некоторые металлы образуют на поверхности малорастворимую защитную пленку фторидов, поэтому в кислоте не растворяются (например, Pb).

На платину и золото плавиковая кислота не действует.

Эффективным растворителем металлов является смесь HF и HNО₃:

• Взаимодействие с неметаллами:

HF и смесь HF + HNО₃ взаимодействуют с кремнием:

• медленно растворяет оксид кремния SiО₂ :

Фторноватистая кислота (фтороксигенат(0) водорода) HOF

HOF — бесцветные жидкость и газ (выше 0ºС). Соединение весьма летучее и термически неустойчивое. Кислотных свойств не проявляет, солей не образует. Однако ковалентные производные формального замещения водорода называют гипофторитами.

Получение фторноватистой кислоты

• Получают при фторировании льда при температуре −40 C:

Химические свойства фторноватистой кислоты

• Разлагается при температуре 19 °С:

Разложение часто сопровождается взрывом

HOF + 2NaOH = NaF + NaHO₂ + H₂O