Водород и галогены

Мы научились относить вещества к классам (тема 4.1). Теперь начнём изучать их свойства и первыми рассмотрим простые вещества — неметаллы. Атомы неметаллов имеют на внешнем слое от 4 до 7 электронов и стремятся принять недостающие (тема 2.2). Поэтому неметаллы в реакциях с металлами и водородом обычно выступают окислителями, то есть принимают электроны. Но с более электроотрицательными неметаллами, прежде всего с кислородом, многие из них отдают электроны, то есть являются восстановителями (подробнее — в теме 5.3).

Водород

Водород \(\ce{H2}\) — самый лёгкий газ: он в 14,5 раза легче воздуха. Это бесцветный газ без запаха, плохо растворимый в воде. Водород — самый распространённый элемент во Вселенной: из него в основном состоят Солнце и звёзды. На Земле он встречается главным образом в составе воды.

В лаборатории водород получают действием соляной или разбавленной серной кислоты на цинк, а в промышленности — из природного газа и разложением воды электрическим током:

\[ \ce{Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2 ^} \]

Водород горит в кислороде и на воздухе бледным пламенем, образуя воду. С хлором он реагирует на свету со взрывом, с серой и азотом — при нагревании. С активными металлами водород образует гидриды, и в этих реакциях он окислитель. Но главное его химическое применение — восстановление металлов из оксидов: при нагревании чёрный порошок оксида меди(II) в токе водорода превращается в красную медь.

\[ \ce{2H2 + O2 -> 2H2O}, \qquad \ce{H2 + Cl2 ->[h\nu] 2HCl}, \qquad \ce{H2 + S ->[t^\circ] H2S} \]

\[ \ce{N2 + 3H2 <=>[t^\circ, p, \text{кат.}] 2NH3}, \qquad \ce{2Na + H2 ->[t^\circ] 2NaH}, \qquad \ce{CuO + H2 ->[t^\circ] Cu + H2O} \]

Гремучий газ

Смесь двух объёмов водорода с одним объёмом кислорода называют гремучим газом: при поджигании она взрывается. Взрывоопасна и смесь водорода с воздухом. Поэтому перед тем как поджечь водород, его проверяют на чистоту: пробирку с газом подносят отверстием вниз к пламени. Глухой хлопок означает, что водород чистый, а резкий лающий звук — что в пробирке смесь с воздухом.

Галогены

Галогены — фтор, хлор, бром и иод — стоят в VIIA группе (тема 2.1). Их простые вещества состоят из двухатомных молекул: \(\ce{F2}\) — бледно-жёлтый газ, \(\ce{Cl2}\) — жёлто-зелёный газ с удушливым запахом, \(\ce{Br2}\) — красно-бурая тяжёлая жидкость, \(\ce{I2}\) — тёмно-фиолетовые кристаллы, которые при нагревании возгоняются. Все галогены ядовиты.

Атомам галогенов не хватает одного электрона до завершённого слоя, поэтому галогены — сильные окислители. Сверху вниз по группе радиус атома растёт, и окислительная активность падает (тема 2.3). Ряд активности галогенов: \(\ce{F2} > \ce{Cl2} > \ce{Br2} > \ce{I2}\). Более активный галоген вытесняет менее активный из растворов его солей:

\[ \ce{Cl2 + 2KBr -> 2KCl + Br2}, \qquad \ce{Cl2 + 2KI -> 2KCl + I2} \]

Выделившийся иод окрашивает раствор в бурый цвет, а с крахмалом даёт ярко-синее окрашивание.

Хлор

Хлор — самый важный для практики галоген. Он реагирует почти со всеми металлами, причём железо окисляется им до степени окисления +3. С водородом хлор образует хлороводород, на свету — со взрывом:

\[ \ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}, \qquad \ce{2Fe + 3Cl2 ->[t^\circ] 2FeCl3}, \qquad \ce{Cu + Cl2 ->[t^\circ] CuCl2} \]

Хлор растворяется в воде и частично реагирует с ней, образуя соляную и хлорноватистую кислоты. Такой раствор называют хлорная вода. Хлорноватистая кислота \(\ce{HClO}\) — сильный окислитель, она обесцвечивает красители и убивает микробы. Поэтому хлором обеззараживают водопроводную воду, а хлорсодержащими средствами отбеливают ткани.

\[ \ce{Cl2 + H2O <=> HCl + HClO} \]

В лаборатории хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на оксид марганца(IV), а в промышленности — электролизом раствора поваренной соли:

\[ \ce{MnO2 + 4HCl ->[t^\circ] MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O} \]