1. Положение неметаллов в таблице

Неме­тал­лы – это эле­мен­ты, об­ра­зу­ю­щие про­стые ве­ще­ства, ко­то­рые не об­ла­да­ют ти­пич­ны­ми ме­тал­ли­че­ски­ми свой­ства­ми.

Неме­тал­лы – это эле­мен­ты с вы­со­кой элек­тро­от­ри­ца­тель­но­стью (кроме инерт­ных газов), ко­то­рые рас­по­ла­га­ют­ся в верх­ней пра­вой части пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы, выше диа­го­на­ли Ве – Аt. См. Рис. 1.

Во­до­род

Во­до­род – это пер­вый эле­мент в Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­ме Д.И. Мен­де­ле­е­ва. Заряд его атом­но­го ядра – +1, стро­е­ние элек­трон­ной обо­лоч­ки вы­ра­жа­ет­ся фор­му­лой 1s¹. Мно­гие осо­бен­но­сти свойств во­до­ро­да свя­за­ны с тем, что в его атоме между элек­тро­ном внеш­не­го энер­ге­ти­че­ско­го уров­ня и ядром нет дру­гих элек­тро­нов.

В со­от­вет­ствии со стро­е­ни­ем элек­трон­ной обо­лоч­ки, атом во­до­ро­да, от­да­вая один элек­трон, про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +1 (об­ра­зу­ют­ся ионы Н⁺). Это поз­во­ля­ет го­во­рить о сход­стве во­до­ро­да со ще­лоч­ны­ми ме­тал­ла­ми. По­это­му во­до­род может быть от­не­сен к глав­ной под­груп­пе I груп­пы, ко­то­рую со­став­ля­ют ще­лоч­ные ме­тал­лы.

До за­вер­ше­ния внеш­не­го элек­трон­но­го слоя атому во­до­ро­да не хва­та­ет од­но­го элек­тро­на, что ха­рак­тер­но также для эле­мен­тов глав­ной под­груп­пы VII груп­пы – га­ло­ге­нов. Это обу­слов­ли­ва­ет воз­мож­ность по­ме­ще­ния во­до­ро­да в VII груп­пу Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы Д.И. Мен­де­ле­е­ва.

Во­до­род может про­яв­лять сте­пень окис­ле­ния +1, 0, -1. Сте­пень окис­ле­ния -1 про­яв­ля­ет­ся в гид­ри­дах. Это би­нар­ные со­еди­не­ния во­до­ро­да с менее элек­тро­от­ри­ца­тель­ны­ми ато­ма­ми.

На­при­мер, это гид­рид на­трия NaH, гид­рид каль­ция CaH₂, силан SiH₄, гер­ман GeH₄. Но на­мно­го чаще во­до­род про­яв­ля­ет сте­пень окис­ле­ния +1.

2. Строение, получение и химические свойства водорода

Ме­то­ды по­лу­че­ния во­до­ро­да

Про­мыш­лен­ные ме­то­ды по­лу­че­ния

1.  Па­ро­вая кон­вер­сия ме­та­на. Метан вхо­дит в со­став при­род­но­го газа. Об­ра­зу­е­мая смесь во­до­ро­да и уг­ле­кис­ло­го газа легко раз­де­ли­ма.

CH₄↑ +2H₂O  CO₂↑ + 4 H₂↑

2. Га­зи­фи­ка­ция угля. В дан­ном про­цес­се уголь на­гре­ва­ет­ся от 700⁰С до 1000⁰С. При этом об­ра­зу­ет­ся уголь с боль­шим со­дер­жа­ни­ем уг­ле­ро­да и га­зо­об­раз­ный во­до­род.

3. Элек­тро­лиз вод­ных рас­тво­ров солей.

Ла­бо­ра­тор­ные ме­то­ды по­лу­че­ния во­до­ро­да

1. Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ ↑

Все более ак­ту­аль­ная за­да­ча – это хра­не­ние во­до­ро­да.

Во­до­род можно по­лу­чать из воды. При его го­ре­нии вы­де­ля­ет­ся боль­шое ко­ли­че­ство теп­ло­ты, и это один из пер­спек­тив­ных ис­точ­ни­ков энер­гии. Это очень хо­ро­шее топ­ли­во для ав­то­мо­би­лей.

Один из спо­со­бов хра­не­ния во­до­ро­да – это пе­ре­ве­де­ние его в жид­кое со­сто­я­ние. Но, чтобы дер­жать его в жид­ком со­сто­я­нии, нужны очень вы­со­кие дав­ле­ния. А чтобы сдер­жи­вать боль­шое дав­ле­ние, нужны тол­сто­стен­ные со­су­ды, ко­то­рые очень тя­же­лые. По­это­му этот метод не очень хорош.

Вто­рой ва­ри­ант хра­не­ния этого газа – это сорб­ция во­до­ро­да на пла­ти­но­вых ме­тал­лах. Этот спо­соб невы­го­ден, так как пла­ти­но­вые ме­тал­лы – до­ро­гие.

Тре­тий ва­ри­ант – это об­ра­зо­ва­ние ком­плекс­ных гид­ри­дов – со­еди­не­ний, спо­соб­ных об­ра­ти­мо свя­зы­вать и вы­де­лять во­до­род.

При­род­ные изо­то­пы во­до­ро­да

Во­до­род встре­ча­ет­ся в виде трёх изо­то­пов, ко­то­рые имеют ин­ди­ви­ду­аль­ные на­зва­ния:

 ¹H — про­тий (Н), ²Н — дей­те­рий (D), ³Н — три­тий (T – ра­дио­ак­тив­ный). Про­тий и дей­те­рий яв­ля­ют­ся ста­биль­ны­ми изо­то­па­ми с мас­со­вы­ми чис­ла­ми 1 и 2. Со­дер­жа­ние их в при­ро­де со­от­вет­ствен­но со­став­ля­ет 99,9% и 0,01%. Это со­от­но­ше­ние может незна­чи­тель­но ме­нять­ся в за­ви­си­мо­сти от ис­точ­ни­ка и спо­со­ба по­лу­че­ния во­до­ро­да.  Изо­топ во­до­ро­да ³Н (три­тий) неста­би­лен. Его пе­ри­од по­лу­рас­па­да со­став­ля­ет 12,32 лет.

 Три­тий со­дер­жит­ся в при­ро­де в очень малых ко­ли­че­ствах. При­род­ный во­до­род со­сто­ит из мо­ле­кул H₂ и HD (дей­те­ро­во­до­род) в со­от­но­ше­нии 3200:1. Со­дер­жа­ние чи­сто­го дей­те­рий­но­го во­до­ро­да D₂ ещё мень­ше. От­но­ше­ние кон­цен­тра­ций HD и D₂ при­мер­но 6400:1.

3. Галогены как простые вещества

Га­ло­ге­ны (от греч. ἁλός — соль и γένος — рож­де­ние, про­ис­хож­де­ние) – хи­ми­че­ские эле­мен­ты VII-й груп­пы глав­ной под­груп­пы Пе­ри­о­ди­че­ской таб­ли­цы хи­ми­че­ских эле­мен­тов Д.И. Мен­де­ле­е­ва. К га­ло­ге­нам от­но­сят­ся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At, а также (фор­маль­но) ис­кус­ствен­ный эле­мент унун­сеп­тий Uus.

Все га­ло­ге­ны — энер­гич­ные окис­ли­те­ли, по­это­му встре­ча­ют­ся в при­ро­де толь­ко в виде со­еди­не­ний.

С уве­ли­че­ни­ем по­ряд­ко­во­го но­ме­ра хи­ми­че­ская ак­тив­ность га­ло­ге­нов умень­ша­ет­ся, хи­ми­че­ская ак­тив­ность га­ло­ге­нид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ умень­ша­ет­ся. Элек­трон­ная кон­фи­гу­ра­ция ва­лент­но­го слоя дан­ных эле­мен­тов – …ns²np⁵. Для по­лу­че­ния элек­трон­ной кон­фи­гу­ра­ции бла­го­род­но­го газа им не хва­та­ет од­но­го элек­тро­на, ко­то­рый они по­лу­ча­ют от дру­гих эле­мен­тов ns²np⁵ ns²np⁶.

и су­ще­ству­ют в форме ани­о­на Hal^-

Все га­ло­ге­ны, кроме фтора, могут об­ра­зо­вы­вать со­еди­не­ния, в ко­то­рых они об­ла­да­ют по­ло­жи­тель­ны­ми сте­пе­ня­ми окис­ле­ния. На­при­мер, кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты хлора. См. табл. 1.

Табл. 1. Кис­ло­род­со­дер­жа­щие кис­ло­ты хлора

Га­ло­ге­ны в при­ро­де

Га­ло­ге­ны в сво­бод­ном виде в при­ро­де не встре­ча­ют­ся из-за своей хи­ми­че­ской ак­тив­но­сти. Они вхо­дят в со­став мно­гих ми­не­ра­лов. См. табл. 2.

Ми­не­ра­лы фтора	Ми­не­ра­лы хлора.

Табл. 2.

Га­ло­ге­ны – про­стые ве­ще­ства

Рис. 2. Бром – крас­но-бу­рая жид­кость

Мо­ле­ку­лы га­ло­ге­нов со­сто­ят из двух ато­мов, с ко­ва­лент­ной непо­ляр­ной свя­зью между ними. Га­ло­ге­нам не при­су­ща ал­ло­тро­пия. Кри­стал­ли­че­ская ре­шет­ка про­стых ве­ществ га­ло­ге­нов – мо­ле­ку­ляр­ная. Фтор – это зе­ле­но­ва­то-жел­тый газ. Хлор – тоже газ жел­то­го цвета. Бром – крас­но-бу­рая жид­кость. Йод – чер­но-фи­о­ле­то­вые кри­стал­лы с ха­рак­тер­ным ме­тал­ли­че­ским блес­ком. Рис. 2, 3, 4. Тем­пе­ра­ту­ра ки­пе­ния и плав­ле­ния га­ло­ге­нов уве­ли­чи­ва­ет­ся по груп­пе свер­ху вниз. Все эти ве­ще­ства об­ла­да­ют рез­ким, ха­рак­тер­ным за­па­хом. Все они вред­ны для ор­га­низ­ма.

Рис. 3-4. Йод и фтор 

4. Получение и химические свойства галогенов

Хи­ми­че­ские свой­ства га­ло­ге­нов

1. Ре­а­ги­ру­ют с ме­тал­ла­ми

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl₂ = 2FeCl₃(кр) + 804 кДж,

Ак­тив­ность га­ло­ге­нов умень­ша­ет­ся с уве­ли­че­ни­ем атом­но­го ра­ди­у­са. Это можно на­блю­дать  при вза­и­мо­дей­ствии их с же­ле­зом.

2. Вза­и­мо­дей­ству­ют с неме­тал­ла­ми (кроме  N₂, O₂, бла­го­род­ных газов). Сво­бод­ный хлор очень ре­ак­ци­он­но­спо­со­бен, хотя его ак­тив­ность и мень­ше, чем у фтора. Он непо­сред­ствен­но ре­а­ги­ру­ет со всеми про­сты­ми ве­ще­ства­ми, за ис­клю­че­ни­ем кис­ло­ро­да, азота и бла­го­род­ных газов.

Н₂ + Cl₂ = 2HCl(г)+185 кДж.

Га­ло­ге­но­во­до­ро­ды – это ти­пич­ные кис­ло­ты-неокис­ли­те­ли. Но так как в их со­став вхо­дят атомы га­ло­ге­нов в низ­ших сте­пе­нях окис­ле­ния, то эти кис­ло­ты спо­соб­ны окис­лять­ся.

3. Вза­и­мо­дей­ствие с фос­фо­ром

2P + 5F₂ → 2PF₅

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

2P + 3Br₂ → 2PBr₃

2P + 5Br₂ → 2PBr₅

По мере по­вы­ше­ния тем­пе­ра­ту­ры глу­би­на окис­ле­ния воз­рас­та­ет.

4. Вза­и­мо­дей­ствие с гра­фи­том

С + 2F₂CF₄  ре­а­ги­ру­ет толь­ко с F₂. Осталь­ные га­ло­ге­ны не ре­а­ги­ру­ют с про­сты­ми ве­ще­ства­ми, об­ра­зо­ван­ны­ми уг­ле­ро­дом.

5. Со слож­ны­ми ве­ще­ства­ми

5.1. С водой

3F₂ + ЗН₂О = OF₂↑ + 4HF + Н₂О₂.

2F₂ + 2Н₂О = 4HF + O₂

Cl₂ + Н₂О ↔HCl + HClO (Хлор­ная вода)

Br₂ + Н₂О ↔ HBr + HBrO (Бром­ная вода)

I₂ + Н₂О ↔HI + HIO

5.2.   Ре­а­ги­ру­ют со ще­ло­ча­ми

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н₂О (на хо­ло­де),

3Cl₂ + 6КОН = 5KCl + KClO₃ + 3Н₂О (при на­гре­ва­нии).

6. Га­ло­ге­ны спо­соб­ны вы­тес­нять друг друга из солей га­ло­ге­ни­дов и га­ло­ге­но­во­до­ро­дов. Более ак­тив­ный га­ло­ген вы­тес­ня­ет менее ак­тив­ный. Хи­ми­че­ская ак­тив­ность га­ло­ге­нов по­сле­до­ва­тель­но умень­ша­ет­ся от фтора к аста­ту. Каж­дый га­ло­ген в ряду F–At может вы­тес­нять по­сле­ду­ю­щий из его со­еди­не­ний с во­до­ро­дом или ме­тал­ла­ми, то есть каж­дый га­ло­ген в виде про­сто­го ве­ще­ства спо­со­бен окис­лять га­ло­ге­нид-ион лю­бо­го из по­сле­ду­ю­щих га­ло­ге­нов. Астат ещё менее ре­ак­ци­он­но­спо­со­бен, чем йод.

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

Ка­че­ствен­ная ре­ак­ция на га­ло­ге­ни­ды

Ка­че­ствен­ная ре­ак­ция – это ре­ак­ция, ко­то­рая поз­во­ля­ет до­ка­зать при­сут­ствие в пробе того или иного ве­ще­ства или иона.

При рас­тво­ре­нии рас­тво­ри­мых га­ло­ге­ни­дов с рас­тво­ром нит­ра­та се­реб­ра вы­па­да­ют осад­ки – нерас­тво­ри­мые га­ло­ге­ни­ды се­реб­ра. Рис. 5.

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓ (белый оса­док)

NaBr + AgNO₃ = NaNO₃ + AgBr↓ (жел­то­ва­тый оса­док)

NaI + AgNO₃ = NaNO₃ + AgI↓ (жел­тый оса­док)                                                             

Рис. 5 Нерас­тво­ри­мые га­ло­ге­ни­ды се­реб­ра

Га­ло­ге­ни­ды можно опре­де­лить также по окрас­ке пла­ме­ни. Если взять пробу и вне­сти её в пламя го­рел­ки, то га­ло­ге­ни­ды  меди окра­ши­ва­ют пламя в зе­ле­ный или сине-зе­ле­ный цвет.

5. Происхождение названий галогенов

Йод – крах­маль­ная проба. Она за­клю­ча­ет­ся в об­ра­зо­ва­нии ком­плек­сов между мо­ле­ку­лой йода и одной из форм крах­ма­ла. Эти ком­плек­сы окра­ше­ны в ин­тен­сив­ный синий цвет. Рис. 6.

Рис. 6 Йод – крах­маль­ная проба

Это опыт можно про­де­лать дома, кап­нув йодом на крах­мал­со­дер­жа­щие про­дук­ты.

По­лу­че­ние хлора

По­лу­че­ние хлора в ла­бо­ра­то­рии

В ла­бо­ра­то­рии хлор по­лу­ча­ют из пер­ман­га­на­та калия и кон­цен­три­ро­ван­ной со­ля­ной кис­ло­ты. В колбу Вюрца по­ме­ща­ют кри­стал­лы пер­ман­га­на­та калия. За­кры­ва­ют колбу проб­кой с ка­пель­ной во­рон­кой. В во­рон­ку на­ли­ва­ет­ся со­ля­ная кис­ло­та. Со­ля­ная кис­ло­та при­ли­ва­ет­ся из ка­пель­ной во­рон­ки. Сразу же на­чи­на­ет­ся энер­гич­ное вы­де­ле­ние хлора. Через га­зо­от­вод­ную труб­ку хлор по­сте­пен­но за­пол­ня­ет ци­линдр, вы­тес­няя из него воз­дух. Рис. 7.

Рис. 7. По­лу­че­ние хлора в ла­бо­ра­то­рии

2KMnO₄ + 16HCI = 2KCI + 2MnCI₂ + 5CI₂ + 8H₂O

Мно­гие со­еди­не­ния га­ло­ге­нов на­хо­дят при­ме­не­ние в нашей жизни. Хлор­ная из­весть ис­поль­зу­ет­ся как дез­ин­фи­ци­ру­ю­щее и от­бе­ли­ва­ю­щее сред­ство. Бер­то­ле­то­ва соль ис­поль­зу­ет­ся при по­лу­че­нии спи­чек. Йод при­ме­ня­ет­ся для очист­ки неко­то­рых ме­тал­лов и как сред­ство для дез­ин­фек­ции ран.

Под­ве­де­ние итога

Была рас­смот­ре­на тема «Во­до­род. Га­ло­ге­ны». Вы по­зна­ко­ми­лись с важ­ной груп­пой хи­ми­че­ских ве­ществ – неме­тал­ла­ми. По­дроб­но рас­смот­ре­ли во­до­род и по­зна­ко­ми­лись со спо­со­ба­ми его по­лу­че­ния. Узна­ли ве­ще­ства га­ло­ге­но­вой груп­пы. Вы узна­ли, где рас­по­ло­же­ны эти ве­ще­ства в пе­ри­о­ди­че­ской таб­ли­це, ка­ки­ми осо­бен­но­стя­ми они об­ла­да­ют, их мо­ле­ку­ляр­ное стро­е­ние и хи­ми­че­ские свой­ства: с ка­ки­ми ве­ще­ства­ми и как они вза­и­мо­дей­ству­ют.