Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH ₃, НCl, органические вещества).

ВодаН ₂O.Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН ₂] (sр ³-гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °C.

В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (H ₂S и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9 %, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды). Твердая вода (лед) легко возгоняется.

Природная вода по изотопному составу водорода в основном ¹Н ₂O с примесью ¹Н ²НО и ²Н ₂O, по изотопному составу кислорода в основном Н ₂ ¹⁶O с примесью Н ₂ ¹⁸O и Н ₂ ¹⁷O. В малой степени подвергается диссоциации до Н ⁺, или, точнее, до Н ₃O ⁺, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н ₃O ⁺имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н) ₃] (sр ³-гибридизация). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ.

Для химических целей природную воду очищают перегонкой ( дистиллированная вода),для промышленных целей умягчают, устраняя «временную» и «постоянную» жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н ⁺-форме и щелочной ОН ^-– форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н ⁺и ОН ^-переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).

Уравнения важнейших реакций:

Примеры гидролиза бинарных соединений:

6H ₂O + Al ₂S ₃= 2Al(ОН) ₃V + 3H ₂S^

2H ₂O + SF ₄= SO ₂^ + 4HF^ (40–60 °C)

6H ₂O + Mg ₃N ₂= 3Mg(OH) ₂V + 2NH ₃^ (кипячение)

2H ₂O + CaC ₂= Ca(OH) ₂V + C ₂H ₂^

Вода – окислитель за счет H ^I:

Электролиз воды:

Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.

а) в нейтральномрастворе (электролит Na ₂SO ₄)

катод2H ₂O + 2е ^-= H ₂^ + 2OH

анод2Н ₂O – 4е ^-= O ₂^ + 4H ⁺

раствор ОН ^-+ Н ⁺= Н ₂O

б) в кисломрастворе (электролит H ₂SO ₄)

катод2Н ⁺+ 2е ^- =Н ₂^

анод2Н ₂O – 4е ^-= O ₂^ + 4Н ⁺

в) в щелочномрастворе (электролит NaOH)

катод2Н ₂O + 2е ^-= Н ₂^ + 2OН ^-

анод4OН ^-– 4е ^-= O ₂^ + 2Н ₂O

Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO ₄в голубой медный купорос CuSO ₄5Н ₂O.

Известна изотопная разновидность воды — тяжелая водаD ₂O ( ²Н ₂O); в природных водах массовое отношение D ₂O: Н ₂O = 1: 6000.

Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Гидрид кальцияСаН ₂.Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са ²⁺(Н ^-) ₂. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН ₂дает 1000 л Н ₂), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.

Уравнения важнейших реакций:

СаН ₂= Н ₂+ Са (особо чистый) (выше 1000 °C)

СаН ₂+ 2Н ₂O = Са(ОН) ₂+ 2Н ₂^

СаН ₂+ 2НCl (разб.) = СаCl ₂+ 2Н ₂^

СаН ₂+ O ₂= Н ₂O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)

ЗСаН ₂+ N ₂= ЗН ₂+ Ca ₃N ₂ (выше 1000 °C)

ЗСаН ₂+ 2КClO ₃= 2КCl + ЗСаО + ЗН ₂O (450–550 °C)

СаН ₂+ H ₂S = CaS + 2Н ₂ (500–600 °C)

Получение: обработка нагретого кальция водородом.

7.2. Галогены

7.2.1. Хлор. Хлороводород

Хлор– элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ ₁₀Ne]3s ²3p ⁵, характерные степени окисления 0, -I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl ^-I. Шкала степеней окисления хлора:

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.