Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH₃, НCl, органические вещества).

Вода Н₂O. Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН₂] (sр³-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 (H₂S 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 ¹Н₂O с примесью ¹Н²НО и ²Н₂O, по изотопному составу кислорода в основном Н₂¹⁶O с примесью Н₂¹⁸O и Н₂¹⁷O. В малой степени подвергается диссоциации до Н⁺, или, точнее, до Н₃O⁺, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н₃O⁺ имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н)₃] (sр³-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:

6H₂O + Al₂S₃ = 2Al(ОН)₃↓ + 3H₂S↑

2H₂O + SF₄ = SO₂↑ + 4HF↑ (40–60 °C)

6H₂O + Mg₃N₂ = 3Mg(OH)₂↓ + 2NH₃↑ (кипячение)

2H₂O + CaC₂ = Ca(OH)₂↓ + C₂H₂↑

Вода – окислитель за счет H^I:

Электролиз воды:

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

а) в нейтральном растворе (электролит Na₂SO₄)

катод 2H₂O + 2е^- = H₂↑ + 2OH

анод 2Н₂O – 4е^- = O₂↑ + 4H⁺

раствор ОН^- + Н⁺ = Н₂O

б) в кислом растворе (электролит H₂SO₄)

катод 2Н⁺ + 2е^- = Н₂↑

анод 2Н₂O – 4е^- = O₂↑ + 4Н⁺

в) в щелочном растворе (электролит NaOH)

катод 2Н₂O + 2е^- = Н₂↑ + 2OН^-

анод 4OН^- – 4е^- = O₂↑ + 2Н₂O

Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO₄ в голубой медный купорос CuSO₄ 5Н₂O.

Известна изотопная разновидность воды — тяжелая вода D₂O (²Н₂O); в природных водах массовое отношение D₂O: Н₂O = 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 кальция СаН₂. Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са²⁺(Н^-)₂. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН₂ дает 1000 л Н₂), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.

Уравнения важнейших реакций:

СаН₂ = Н₂ + Са (особо чистый) (выше 1000 °C)

СаН₂ + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + 2Н₂↑

СаН₂ + 2НCl (разб.) = СаCl₂ + 2Н₂↑

СаН₂ + O₂ = Н₂O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)

ЗСаН₂ + N₂ = ЗН₂ + Ca₃N₂ (выше 1000 °C)

ЗСаН₂ + 2КClO₃ = 2КCl + ЗСаО + ЗН₂O (450–550 °C)

СаН₂ + H₂S = CaS + 2Н₂ (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]3s²3p⁵, 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.