Ізотопи гідрогену

Гідроген має три ізотопи, тобто існує три види атомів, які мають однаковий заряд ядра (+1) і різну масу. Легкий ізотоп гідрогену ¹₁Н – протій містить в ядрі протон. Його вміст у природі серед інших ізотопів складає 99,98 %. Ізотоп ¹₂ D називають дейтерієм. До складу ядра важкого ізотопу дейтерію, крім протона, входить нейтрон. Частка дейтерію в природних ізотопах гідрогену складає 0,02%. Ізотоп ¹₁Т називають тритієм. До складу ядра тритію, окрім протона, входить два нейтрона. Він безперервно утворюється у верхніх шарах атмосфери при ядерних реакціях, під дією космічних променів. Радіоактивний ізотоп тритій має період напіврозкладу 12,4 року.

Одержання

У лабораторних умовах водень одержують різними шляхами:

1. Взаємодією металу (найчастіше цинку) з хлоридної кислотою чи розведеною сульфатною кислотою

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑

2. Взаємодією амфотерних металів з водними розчинами лугів

2AI + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃AI(OH)₆ + 3H₂↑

У промисловості водень одержують:

- як побічний продукт при виробництві хлору і гідроксидів лужних металів електролізом розчинів їх хлоридів;

- паровою конверсією метану чи легких вуглеводнів нафти над нікелем каталізатором при температурі 800 -850 ^оС.

СН₄ + Н₂О ↔ СО + 3Н₂

Фізичні властивості

За звичайних умов молекулярний водень – безбарвний газ, без запаху і смаку. З усіх відомих газів він найлегший: 1 14,32 рази легший за повітря.

Водень - газ, який важко скраплюється. Лише при температурі – 240 ^оС і під тиском водень перетворюється на безбарвну рідину. Гідроген добре розчиняється у багатьох металах: нікелі, платині, паладії та ін.

Хімічні властивості

За звичайних умов гідроген взаємодіє з активним неметалом – фтором і при освітленні – з хлором:

H₂ + F₂ = 2HF

H₂ + CI₂ 2HCI

Суміш водню з киснем при підпалюванні або опромінюванні ультрафіолетовими променями вибухає:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

Наведена суміш називають гримучим газом.

При нагріванні водень відновлює оксиди багатьох металів:

PbO + H₂ = Pb + H₂O

MoO₃ + 3H₂ = Mo + 3H₂O

Пропускання гідрогену над нагрітими металами приводить до утворення гідридів. Найлегше ця реакція перебігає з лужними та лужноземельними металами:

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ = CaH₂

Використання

Водень у великих кількостях використовують в хімічній промисловості для одержання амоніаку, хлориду гідрогену, метилового спирту та інших речовин. Реакцією гідрогенізації олій у харчовій промисловості одержують маргарин.

Як джерело водню використовують прості та комплексні гідриди. У зв’язку з цим, що при згоранні водню утворюється лише вода і атмосфера залишається чистою, водень вважають екологічно чистим паливом.

Воднево-кисневе полум’я має температуру близько 2800 ^оС. Його використовують для плавлення тугоплавких металів у автогенному зварюванні. Гідроген як відновник використовують у фармацевтичному і токсикологічному аналізі.

Галогени (f, Cl, Br, I). Загальна характеристика

До групи VIIAгрупи періодичної системи відносяться Флуор F, Хлор Cl, Бром Br, Йод І та Астат At, який не має стабільних ізотопів. Елементи назвали галогенами, що з грецької перекладається як «ті, що народжують солі». Таку назву вони отримали за властивість безпосередньо сполучатися з металами, утворюючи солі: флуориди, хлориди, броміди та йодиди.

Усі галогени існують у вигляді двоатомних молекул Е₂ (нульовий ступінь окиснення), мають молекулярну кристалічну решітку, за звичайних умов фтор і хлор – це гази, йод легко переходить у газоподібний стан (сублімація йоду). У нижчому ступені окиснення галогени легко утворюють солі. У хімічних сполуках усі галогени (крім Флоуру) виявляють весь набір непарних позитивних ступенів окиснення, наприклад ClO₂, Cl₂O₆, але ці сполуки термодинамічно нестійкі та нехарактерні.

Флуор.

Електронна конфігурація атома Флоуру 1s²2s²2p⁵.

Фтор достатньо поширений у природі. Його вмісту в земній корі складає 2,8 ∙ 10^-2%. Найважливіші мінерали Флоуру: флююрит CaF_2, кріоліт Na₃AlF₆ та флуорапатит Ca₃(PO₄)₂ ∙ CaF₂.

Фтор – газ світло-жовтого кольору з різким специфічним запахом, кипить при t – 187,7 ^oC, плавиться при t – 220,6 ^oC. Молекула фтору складається з двох атомів, сполучених σ р-р зв’язком.

У реакціях фтор виступає дуже активним окисником, окислюючи навіть таку інертну сполуку, як вода:

2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂.

З воднем фтор взаємодіє з вибухом навіть на холоді з утворенням флуориду гідрогену:

H₂ + F₂ = 2HF.

Флуориди гідрогену у промисловості одержують за реакцією витіснення його з CaF₂ концентрованого H₂SO₄:

CaF₂ + H₂SO_4(к) = CaSO₄ + 2HF↑.

Флоурид гідрогену при температурі вище 19,5 ^оС – безбарвний задушливий газ, а нижче цієї температури – безбарвна рідина.

Усі флуориди, крім флуоридів натрію, калію, рубідію, цезію та амонію малорозчинні у воді. Слід відмітити, що AgF, на відміну від інших галогені дів аргентуму, у воді розчиняється добре.

Флуориди неметалів та вищі флуориди металів одержують реакцією фторування простих речовин:

2Au + 3F₂ = 2AuF_3,

2Bi + 5F₂ = 2BiF₅,

P₄ + 10F₂ = 4PF₅.

Хлор.

Другий типовий елемент VIIA групи – Хлор. Він має менші неметалічні властивості, ніж Флуор. Це пояснюється збільшенням його атомного радіуса, зменшенням енергії іонізації та відносної електронегативності.

У природі Хлору міститься вдвічі більше, ніж Флуору. Зустрічається він головним чином у вигляді хлоридів, оскільки для галогенів найбільш стійкий мінімальний ступінь окиснення. Найважливіші хлоровмісні мінерали: NaCl – кам’яна сіл, NaCl ∙ KCl – сильвініт, KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O – карналіт. Велика кількість хлору міститься у морській воді.

Хлор – зеленувато-жовтий отруйний газ із різким задушливим запахом, у 2,5 раза важчий за повітря, скраплюється при 0 ^оС та під невеликим тиском (близько 400 кПа) у рідину жовтогарячого кольору.

У хімічному відношенні хлор дуже активний неметал. Він безпосередньо сполучається майже з усіма металами. Наприклад, нагрітий натрій згоряє в атмосфері хлору з утворенням хлориду:

2Na + Cl₂ = 2NaCl.

Якщо метал виявляє декілька ступенів окиснення, то він окиснюється хлором до максимального ступеня, наприклад:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Хлор взаємодіє також з багатьма неметалами. Так, водень горить у хлорі, утворюючи хлороводень:

H₂ + Cl₂ 2HCl.

Реакція перебігає бурхливо, але для її початку необхідно освітлювати реакційну суміш, що пов’язано з ланцюговим механізмом цієї реакції.