Hidrojen içeren kimyasal bir bileşik. Doğada hidrojen (yerkabuğunda %0,9)

hidrojen - özel eleman, Mendeleev'in periyodik sisteminde aynı anda iki hücreyi işgal ediyor. Zıt özelliklere sahip iki element grubunda yer alır ve bu özelliği onu benzersiz kılar. Hidrojen basit bir maddedir ve ayrılmaz parça birçok karmaşık bağlantılar, organojenik ve biyojenik bir elementtir. Ana özellikleri ve özellikleri ile kendinizi ayrıntılı olarak tanımaya değer.

Mendeleev'in periyodik sistemindeki hidrojen

Hidrojenin ana özellikleri şu şekilde belirtilmiştir:

  • elementin seri numarası 1'dir (aynı sayıda proton ve elektron vardır);
  • atomik kütle 1,00795'tir;
  • hidrojenin her biri özel özelliklere sahip üç izotopu vardır;
  • sadece bir elektronun içeriğinden dolayı, hidrojen indirgeyici ve oksitleyici özellikler sergileyebilir ve bir elektronun bağışlanmasından sonra hidrojen, donör-alıcı mekanizmasına göre kimyasal bağların oluşumunda yer alan serbest bir yörüngeye sahiptir;
  • hidrojen, düşük yoğunluğa sahip hafif bir elementtir;
  • hidrojen güçlü bir indirgeyici ajandır, ana alt grubun birinci grubundaki alkali metal grubunu açar;
  • hidrojen metaller ve diğer güçlü indirgeyici ajanlarla reaksiyona girdiğinde elektronlarını kabul eder ve oksitleyici bir ajan haline gelir. Bu tür bileşiklere hidritler denir. İle belirtilen işaret hidrojen şartlı olarak benzerliklere sahip olduğu halojen grubuna aittir (yukarıda parantez içinde florin verildiği tabloda).

Basit bir madde olarak hidrojen

Hidrojen, molekülü ikiden oluşan bir gazdır. Bu madde 1766 yılında İngiliz bilim adamı Henry Cavendish tarafından keşfedilmiştir. Hidrojenin oksijenle etkileşime girdiğinde patlayan bir gaz olduğunu kanıtladı. Kimyagerler hidrojeni inceledikten sonra, bu maddenin insanoğlunun bildiği en hafif madde olduğunu keşfettiler.

Başka bir bilim adamı olan Lavoisier, elemente Latince'de "suyu doğurmak" anlamına gelen "hidrojenyum" adını verdi. 1781'de Henry Cavendish, suyun oksijen ve hidrojenin bir bileşimi olduğunu kanıtladı. Başka bir deyişle, su, hidrojenin oksijenle reaksiyonunun ürünüdür. Hidrojenin yanıcı özellikleri eski bilim adamları tarafından bile biliniyordu: ilgili kayıtlar 16. yüzyılda yaşayan Paracelsus tarafından bırakılmıştı.

Moleküler hidrojen, doğada yaygın olarak bulunan, iki atomdan oluşan ve yanan bir kıymık ortaya çıktığında doğal olarak oluşan gaz halinde bir bileşiktir. Bir hidrojen molekülü, nükleer reaksiyonlara katılabildikleri için helyum çekirdeğine dönüşen atomlara dönüşebilir. Bu tür süreçler uzayda ve Güneş'te düzenli olarak meydana gelir.

Hidrojen ve fiziksel özellikleri

Hidrojen aşağıdaki fiziksel parametrelere sahiptir:

  • -252,76 °C'de kaynar;
  • -259.14 °C'de erir; *belirtilen sıcaklık limitleri dahilinde, hidrojen kokusuz, renksiz bir sıvıdır;
  • hidrojen suda az çözünür;
  • hidrojen teorik olarak özel koşullar altında (düşük sıcaklıklar ve yüksek basınç) metalik bir duruma dönüşebilir;
  • saf hidrojen, patlayıcı ve yanıcı bir maddedir;
  • hidrojen metallerin kalınlığı boyunca yayılabilir, bu nedenle içlerinde iyi çözünür;
  • hidrojen havadan 14,5 kat daha hafiftir;
  • de yüksek basınç kar benzeri katı hidrojen kristalleri elde edilebilir.

Hidrojenin kimyasal özellikleri


Laboratuvar yöntemleri:

  • seyreltik asitlerin etkileşimi aktif metaller ve orta aktiviteye sahip metaller;
  • metal hidritlerin hidrolizi;
  • alkali ve toprak alkali metallerin su ile reaksiyonu.

Hidrojen bileşikleri:

hidrojen halojenürler; metal olmayan uçucu hidrojen bileşikleri; hidritler; hidroksitler; hidrojen hidroksit (su); hidrojen peroksit; organik bileşikler (proteinler, yağlar, karbonhidratlar, vitaminler, lipitler, uçucu yağlar, hormonlar). Proteinlerin, yağların ve karbonhidratların özelliklerini inceleyen güvenli deneyleri görmek için tıklayın.

Ortaya çıkan hidrojeni toplamak için test tüpünü ters çevirmeniz gerekir. Hidrojen, havadan çok daha hafif olduğu için karbondioksit gibi toplanamaz. Hidrojen hızla buharlaşır ve hava ile karıştığında (veya büyük bir birikim halinde) patlar. Bu nedenle tüpü ters çevirmek gerekir. Doldurulduktan hemen sonra tüp lastik tıpa ile kapatılır.

Hidrojenin saflığını kontrol etmek için, test tüpünün boynuna yanan bir kibrit getirmeniz gerekir. Sağır ve sessiz bir patlama meydana gelirse, gaz temizdir ve hava kirliliği minimum düzeydedir. Pop sesi yüksek ve ıslık çalıyorsa, test tüpündeki gaz kirlidir, büyük oranda yabancı bileşen içerir.

Dikkat! Bu deneyleri kendiniz tekrarlamaya çalışmayın!

Hidrojen(lat. Hidrojenyum), H, bir kimyasal element, Mendeleev'in periyodik sistemindeki seri numarasına göre ilk; atom kütlesi 1.0079. Sıradan koşullar altında Hidrojen bir gazdır; rengi, kokusu ve tadı yoktur.

Hidrojenin doğada dağılımı. Hidrojen doğada yaygın olarak dağılmıştır, yer kabuğundaki (litosfer ve hidrosfer) içeriği kütlece %1 ve atom sayısı olarak %16'dır. Hidrojen, Dünya'daki en yaygın maddenin bir parçasıdır - su (kütlece% 11.19 Hidrojen), kömürleri, petrolü, doğal gazları, killeri ve ayrıca hayvan ve bitki organizmalarını oluşturan bileşiklerde (yani, bileşiminde) proteinler, nükleik asitler, yağlar, karbonhidratlar vb.). Hidrojen serbest halde son derece nadirdir; volkanik ve diğer doğal gazlarda küçük miktarlarda bulunur. Atmosferde önemsiz miktarlarda serbest Hidrojen (atom sayısına göre %0,0001) mevcuttur. Dünya'ya yakın uzayda, bir proton akışı şeklindeki Hidrojen, Dünya'nın dahili ("proton") radyasyon kuşağını oluşturur. Hidrojen uzayda en bol bulunan elementtir. Plazma biçiminde, Güneş'in ve çoğu yıldızın kütlesinin yaklaşık yarısını, yıldızlararası ortamdaki gazların ve gazlı bulutsuların büyük kısmını oluşturur. Hidrojen, birçok gezegenin atmosferinde ve kuyruklu yıldızlarda serbest H 2 , metan CH 4 , amonyak NH 3 , su H 2 O, CH, NH, OH, SiH, PH, vb. gibi radikaller şeklinde bulunur. Hidrojen, Güneş'in parçacıksal radyasyonuna bir proton akışı şeklinde girer ve kozmik ışınlar.

İzotoplar, atom ve hidrojen molekülü. Sıradan Hidrojen, 2 kararlı izotop karışımından oluşur: hafif Hidrojen veya protium (1 H) ve ağır Hidrojen veya döteryum (2 H veya D). Doğal hidrojen bileşiklerinde, 2 H'nin 1 atomu başına ortalama 6800 1 H atomu vardır. Kütle sayısı 3 olan bir radyoaktif izotop, yumuşak β-radyasyonu ile süper ağır Hidrojen veya trityum (3 H veya T) olarak adlandırılır. ve yarı ömür T ½ = 12.262 yıl. Doğada trityum, örneğin kozmik ışın nötronlarının etkisi altında atmosferik nitrojenden oluşur; atmosferde ihmal edilebilir düzeydedir (toplam hidrojen atomu sayısının %4.10-15'i). Son derece kararsız bir izotop 4 H elde edildi.1 H, 2 H, 3 H ve 4 H izotoplarının kütle numaraları sırasıyla 1, 2, 3 ve 4, protium atomunun çekirdeğinin yalnızca bir proton, döteryum içerdiğini gösterir. - bir proton ve bir nötron, trityum - bir proton ve 2 nötron, 4 H - bir proton ve 3 nötron. Hidrojen izotoplarının kütlelerindeki büyük fark, diğer elementlerin izotoplarına göre fiziksel ve kimyasal özelliklerinde daha belirgin bir farklılığa neden olur.

Hidrojen atomu, diğer tüm elementlerin atomları arasında en basit yapıya sahiptir: bir çekirdek ve bir elektrondan oluşur. Çekirdeğe sahip bir elektronun bağlanma enerjisi (iyonlaşma potansiyeli) 13.595 eV'dir. Nötr atom Hidrojen ayrıca ikinci bir elektron bağlayarak negatif bir H iyonu oluşturabilir - bu durumda, ikinci elektronun nötr bir atomla (elektron ilgisi) bağlanma enerjisi 0,78 eV'dir. Kuantum mekaniği Hidrojen atomunun tüm olası enerji seviyelerini hesaplamayı ve sonuç olarak atomik spektrumunun tam bir yorumunu vermeyi mümkün kılar. Hidrojen atomu, diğer daha karmaşık atomların enerji seviyelerinin kuantum mekaniksel hesaplamalarında model atom olarak kullanılır.


Hidrojen molekülü H 2, bir kovalent ile bağlı iki atomdan oluşur Kimyasal bağ. Ayrışma enerjisi (yani, atomlara ayrışma) 4.776 eV'dir. Çekirdeklerin denge konumunda atomlar arası mesafe 0.7414Å'dur. -de yüksek sıcaklıklar moleküler Hidrojen atomlara ayrışır (ayrışma derecesi 2000°C'de 0,0013, 5000°C'de 0,95). Atomik Hidrojen ayrıca çeşitli biçimlerde oluşturulmuş kimyasal reaksiyonlar(örneğin, Zn'nin etkisiyle hidroklorik asit). Bununla birlikte, atom halindeki Hidrojenin varlığı sadece sürer. Kısa bir zaman, atomlar H2 moleküllerine yeniden birleşir.

Hidrojenin fiziksel özellikleri. Hidrojen bilinen tüm maddelerin en hafifidir (havadan 14,4 kat daha hafiftir), yoğunluğu 0°C'de ve 1 atm'de 0,0899 g/l'dir. Hidrojen sırasıyla -252.8°C ve -259.1°C'de kaynar (sıvılaşır) ve erir (katılaşır) (yalnızca helyum daha fazla hidrojene sahiptir). Düşük sıcaklık erime ve kaynama). Hidrojenin kritik sıcaklığı çok düşüktür (-240°C), dolayısıyla sıvılaşması büyük zorluklarla ilişkilidir; kritik basınç 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), kritik yoğunluk 0,0312 g/cm3. Hidrojen tüm gazlar arasında en yüksek termal iletkenliğe sahiptir, 0°С ve 1 atm'de 0,174 W/(m·K), yani 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Özısı Hidrojen 0°C ve 1 atm C p 14.208 kJ/(kg K), yani 3.394 cal/(g°C). Hidrojen suda az çözünür (20 ° C ve 1 atm'de 0.0182 ml / g), ancak birçok metalde (Ni, Pt, Pa ve diğerleri), özellikle paladyumda (1 hacim Pd başına 850 hacim) iyi çözünür. Hidrojenin metallerdeki çözünürlüğü, bunların içinden yayılma kabiliyeti ile ilgilidir; Bir karbon alaşımından (örneğin çelik) difüzyona bazen Hidrojenin karbon ile etkileşimi nedeniyle (dekarbonizasyon olarak adlandırılan) alaşımın yok edilmesi eşlik eder. Sıvı Hidrojen çok hafif (-253°C'de yoğunluk 0,0708 g/cm3) ve akışkandır (-253°C'de viskozite 13,8 santipoz).

Kimyasal özellikler Hidrojen. Çoğu bileşikte, Hidrojen, sodyum ve diğerleri gibi bir değer (daha doğrusu oksidasyon durumu) +1 sergiler. alkali metaller; genellikle bu metallerin bir analoğu olarak kabul edilir, Mendeleev sisteminin grup I başlığıdır. Bununla birlikte, metal hidritlerde, Hidrojen iyonu negatif yüklüdür (yükseltgenme durumu -1), yani Na + H - hidrit, Na + Cl - klorür gibi inşa edilmiştir. Bu ve diğer bazı gerçekler (hidrojen ve halojenlerin fiziksel özelliklerinin yakınlığı, halojenlerin organik bileşiklerde hidrojeni değiştirme yeteneği), hidrojenin periyodik sistemin VII. grubuna da dahil edilmesini sağlar. Normal koşullar altında, moleküler Hidrojen nispeten aktif değildir ve yalnızca en aktif ametallerle (flor ile ve ayrıca ışıkta klor ile) doğrudan birleşir. Ancak ısıtıldığında birçok elementle reaksiyona girer. Atomik Hidrojen, moleküler hidrojene kıyasla daha yüksek bir kimyasal aktiviteye sahiptir. Hidrojen oksijenle birleşerek su oluşturur:

H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O

285.937 kJ/mol yani 68.3174 kcal/mol ısı salınımı ile (25°C ve 1 atm'de). Sıradan sıcaklıklarda, reaksiyon son derece yavaş, 550 ° C'nin üzerinde - bir patlama ile ilerler. Bir hidrojen-oksijen karışımının patlama limitleri (hacimce) %4 ila %94 H2 ve bir hidrojen-hava karışımı - %4 ila %74 H2'dir (2 hacim H2 ve 1 hacim O karışımı) 2 patlayıcı gaz olarak adlandırılır). Hidrojen, oksijeni oksitlerinden uzaklaştırdığı için birçok metali indirgemek için kullanılır:

CuO + H2 \u003d Cu + H20,

Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O, vb.

Halojenlerle Hidrojen, hidrojen halojenürler oluşturur, örneğin:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl.

Hidrojen flor ile patlar (karanlıkta ve -252°C'de bile), klor ve bromla sadece aydınlatıldığında veya ısıtıldığında ve iyotla sadece ısıtıldığında reaksiyona girer. Hidrojen, amonyak oluşturmak için nitrojen ile reaksiyona girer:

ZN2 + N2 \u003d 2NH3

sadece bir katalizör üzerinde ve yüksek sıcaklık ve basınçlarda. Isıtıldığında, Hidrojen kükürt ile şiddetli reaksiyona girer:

H2 + S \u003d H2S (hidrojen sülfit),

selenyum ve tellür ile çok daha zor. Hidrojen, yalnızca yüksek sıcaklıklarda katalizör olmadan saf karbon ile reaksiyona girebilir:

2H2 + C (amorf) = CH4 (metan).

Hidrojen, bazı metallerle (alkali, toprak alkali ve diğerleri) doğrudan reaksiyona girerek hidritler oluşturur:

H2 + 2Li = 2LiH.

Önemli pratik değer Hidrojenin sıcaklığa, basınca ve katalizöre bağlı olarak çeşitli organik bileşiklerin, örneğin HCHO, CH3OH ve diğerleri oluştuğu karbon monoksit (II) ile reaksiyonlarına sahiptir. Doymamış hidrokarbonlar, doymuş hale gelmek için Hidrojen ile reaksiyona girer, örneğin:

C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.

Hidrojenin ve bileşiklerinin kimyadaki rolü son derece büyüktür. hidrojen koşulları asit özellikleri sözde protonik asitler. Hidrojen, bazı elementlerle, birçok organik ve inorganik bileşiğin özellikleri üzerinde belirleyici bir etkiye sahip olan sözde bir hidrojen bağı oluşturma eğilimindedir.

Hidrojen elde etmek. için ana hammadde türleri endüstriyel üretim Hidrojen - doğal yanıcı gazlar, kok fırını gazı ve petrol arıtma gazları. Hidrojen de sudan elektrolizle (ucuz elektriğin olduğu yerlerde) elde edilir. Hidrojen üretimi için en önemli yöntemler doğal gaz başlıca metan olmak üzere hidrokarbonların su buharı ile katalitik etkileşimi (dönüşüm):

CH4 + H20 \u003d CO + ZH2,

ve hidrokarbonların oksijenle tamamlanmamış oksidasyonu:

CH 4 + 1/2 O2 \u003d CO + 2H2

Ortaya çıkan karbon monoksit (II) de dönüşüme tabi tutulur:

CO + H2O \u003d CO2 + H2.

Doğal gazdan üretilen hidrojen en ucuzudur.

Hidrojen, kok fırını gazından ve rafineri gazlarından, gaz karışımının hidrojenden daha kolay sıvılaştırılan geri kalan bileşenlerinin derin soğutma ile uzaklaştırılmasıyla izole edilir. Suyun elektrolizi, doğru akımla gerçekleştirilir ve onu bir KOH veya NaOH çözeltisinden geçirir (çelik ekipmanın korozyonunu önlemek için asitler kullanılmaz). Hidrojen, laboratuvarlarda suyun elektrolizi ve ayrıca çinko ile hidroklorik asit arasındaki reaksiyonla üretilir. Bununla birlikte, daha çok silindirlerde hazır hidrojen kullanırlar.

Hidrojenin uygulanması. Hidrojen 18. yüzyılın sonlarında endüstriyel ölçekte doldurulmaya başlandı. balonlar. Şu anda, hidrojen yaygın olarak kullanılmaktadır. kimyasal endüstri, esas olarak amonyak üretimi için. Büyük bir hidrojen tüketicisi de metil ve diğer alkollerin, sentetik benzinin ve hidrojen ve karbon monoksitten (II) sentez yoluyla elde edilen diğer ürünlerin üretimidir. Hidrojen, katı ve ağır sıvı yakıtların, yağların ve diğerlerinin hidrojenasyonunda, HCI sentezinde, petrol ürünlerinin hidro-işlenmesinde, metallerin oksijen-hidrojen alevi (2800 ° C'ye kadar sıcaklık) ile kaynaklanmasında ve kesilmesinde kullanılır. atomik hidrojen kaynağında (4000 °C'ye kadar) . Büyük ölçüde önemli uygulama Nükleer enerji mühendisliğinde hidrojen izotopları, döteryum ve trityum bulundu.

fenoller

Yapı
 Organik bileşiklerin moleküllerindeki hidroksil grubu aromatik çekirdeğe doğrudan bağlı olabileceği gibi ondan bir veya daha fazla karbon atomu ile ayrılabilir. Buna bağlı olarak, atom gruplarının karşılıklı etkisi nedeniyle maddelerin özelliklerinin birbirinden önemli ölçüde farklı olması beklenebilir (Butlerov'un teorisinin hükümlerinden birini hatırlayın). Aslında, doğrudan bir hidroksil grubuna bağlı aromatik bir fenil C6H5 radikali içeren organik bileşikler, alkollerden farklı özel özellikler sergiler. Bu tür bileşiklere fenoller denir.

fenoller - Molekülleri bir veya daha fazla hidroksil grubuyla ilişkili bir fenil radikali içeren organik maddeler.
Alkoller gibi, fenoller de atomikliğe göre, yani hidroksil gruplarının sayısına göre sınıflandırılır.Monatomik fenoller molekülde bir hidroksil grubu içerir:

Diğer çok atomlu fenoller benzen halkasında üç veya daha fazla hidroksil grubu içeren.
Bu sınıfın en basit temsilcisi olan fenol C6H50H'nin yapısını ve özelliklerini daha ayrıntılı olarak tanıyalım. Bu maddenin adı, tüm sınıfın adının temelini oluşturdu - fenoller.

Fiziksel özellikler
 Keskin karakteristik bir kokuya sahip, katı renksiz kristal madde, tpl = 43 °C, tº bp = °C. Zehirli. Fenol, oda sıcaklığında suda az çözünür. Sulu bir fenol çözeltisine karbolik asit denir. Cilt ile temasında yanıklara neden olur, bu nedenle fenol dikkatle kullanılmalıdır.
Fenol molekülünün yapısı
Fenol molekülünde hidroksil, benzen aromatik çekirdeğinin karbon atomuna doğrudan bağlıdır.
Fenol molekülünü oluşturan atom gruplarının yapısını hatırlayalım.
Aromatik halka, altı karbon atomunun elektron orbitallerinin sp2 hibridizasyonu nedeniyle düzenli bir altıgen oluşturan altı karbon atomundan oluşur. Bu atomlar z-bağları ile bağlanır. St-bağlarının oluşumuna katılmayan her bir karbon atomunun p-elektronları, farklı taraflar z-bağı düzlemleri, tek bir altı elektronun iki parçasını oluşturur P- tüm benzen halkasını (aromatik çekirdek) kaplayan bir bulut. C6H6 benzen molekülünde, aromatik çekirdek kesinlikle simetriktir, tek bir elektronik P-bulut, molekül düzleminin altındaki ve üzerindeki karbon atomu halkasını eşit şekilde kaplar (Şekil 24). Hidroksil radikalinin oksijen ve hidrojen atomları arasındaki kovalent bağ güçlü bir şekilde polardır, ortak elektron bulutu O-N bağlantıları kısmi negatif yükün olduğu oksijen atomuna ve kısmi pozitif yükün hidrojen atomuna doğru kaydırılır. Ayrıca hidroksil grubundaki oksijen atomunun sadece kendisine ait iki ortaklanmamış elektron çifti vardır.

Bir fenol molekülünde, hidroksil radikali aromatik çekirdekle etkileşime girerken, oksijen atomunun yalnız elektron çiftleri, benzen halkasının tek bir TC bulutu ile etkileşime girerek tek bir elektronik sistem oluşturur. Paylaşılmayan bu etkileşim elektron çiftleri ve r-bağı bulutlarına konjugasyon denir. Hidroksil grubunun oksijen atomunun yalnız elektron çiftinin hidroksil grubu ile konjugasyonu sonucunda elektronik sistem benzen halkası, oksijen atomu üzerindeki elektron yoğunluğu azalır. Bu düşüş, hidrojen atomunun pozitif yükünde bir artışa yol açan О–Н bağının daha büyük polarizasyonu ile telafi edilir. Bu nedenle fenol molekülündeki hidroksil grubunun hidrojeni "asidik" bir karaktere sahiptir.
Benzen halkasının elektronlarının ve hidroksil grubunun konjugasyonunun sadece özelliklerini değil, aynı zamanda benzen halkasının reaktivitesini de etkilediğini varsaymak mantıklıdır.
Aslında, hatırladığınız gibi, oksijen atomunun yalnız çiftlerinin benzen halkasının n-bulutuyla konjugasyonu, içindeki elektron yoğunluğunun yeniden dağılımına yol açar. OH grubu ile ilişkili karbon atomunda azalır (oksijen atomunun elektron çiftlerinin etkisi etkiler) ve ona bitişik karbon atomlarında (yani, 2 ve 6 konumları veya orto konumları) artar. Açıkçası, benzen halkasının bu karbon atomlarındaki elektron yoğunluğundaki bir artış, üzerlerinde bir negatif yükün lokalizasyonuna (yoğunlaşmasına) yol açar. Bu yükün etkisi altında, aromatik çekirdekte elektron yoğunluğunun daha fazla yeniden dağılımı vardır - 3. ve 5. atomlardan (.meta-konumu) 4. (orto-konumuna) yer değiştirmesi. Bu süreçler şema ile ifade edilebilir:

Böylece, fenol molekülünde bir hidroksil radikalinin varlığı, benzen halkasının n-bulutunda bir değişikliğe, 2, 4 ve 6 karbon atomlarında (orto-, dara-konumları) elektron yoğunluğunun artmasına ve 3. ve 5. karbon atomlarında (meta pozisyonları) elektron yoğunluğunda azalma.
Elektron yoğunluğunun orto ve para konumlarındaki lokalizasyonu, diğer maddelerle etkileşime girdiklerinde elektrofilik parçacıklar tarafından saldırıya uğramalarını büyük olasılıkla sağlar.
Sonuç olarak fenol molekülünü oluşturan radikallerin etkisi karşılıklıdır ve karakteristik özelliklerini belirler.
Fenolün kimyasal özellikleri
Asit özellikleri
Daha önce de belirtildiği gibi, fenolün hidroksil grubunun hidrojen atomu asidik bir karaktere sahiptir. Fenolün asidik özellikleri su ve alkollerden daha belirgindir. Alkoller ve sudan farklı olarak, fenol sadece alkali metallerle değil aynı zamanda alkalilerle de reaksiyona girerek fenolatlar oluşturur.
Bununla birlikte, fenollerin asidik özellikleri, inorganik ve karboksilik asitlerden daha az belirgindir. Örneğin, fenolün asidik özellikleri, karbonik asidinkinden yaklaşık 3000 kat daha azdır. Bu nedenle, sulu bir sodyum fenolat çözeltisinden karbondioksit geçirilerek serbest fenol izole edilebilir:

Sulu bir sodyum fenolat çözeltisine hidroklorik veya sülfürik asit eklenmesi de fenol oluşumuna yol açar.
Fenole kalitatif reaksiyon
Fenol yoğun renkli oluşturmak için demir (III) klorür ile reaksiyona girer. mor karmaşık bağlantı.
Bu reaksiyon, çok küçük miktarlarda bile tespit edilmesini mümkün kılar. Benzen halkası üzerinde bir veya daha fazla hidroksil grubu içeren diğer fenoller de demir(III) klorür ile reaksiyona girdiklerinde parlak mavi-mor bir renk verirler.
Benzen halkası reaksiyonları
Bir hidroksil ikamesinin varlığı, benzen halkasındaki elektrofilik ikame reaksiyonlarının seyrini büyük ölçüde kolaylaştırır.
1. Fenolün brominasyonu. Benzenden farklı olarak fenol brominasyon, bir katalizör (demir(III) bromür) eklenmesini gerektirmez.
Ek olarak, fenol ile etkileşim seçici olarak (seçici olarak) ilerler: brom atomları, orada bulunan hidrojen atomlarının yerini alarak orto ve para pozisyonlarına gönderilir. İkamenin seçiciliği, yukarıda tartışılan fenol molekülünün elektronik yapısının özellikleri ile açıklanmaktadır. Böylece, fenol bromlu su ile reaksiyona girdiğinde, beyaz bir 2,4,6-tribromofenol çökeltisi oluşur.
Bu reaksiyon ve demir(III) klorür ile reaksiyon, fenolün kalitatif tespitine hizmet eder.

2. Fenol nitrasyonu da benzen nitrasyonundan daha kolaydır. Seyreltik nitrik asit ile reaksiyon, oda sıcaklığında ilerler. Sonuç olarak, nitrofenolün orto ve para izomerlerinin bir karışımı oluşur:

3. Fenolün aromatik halkasının bir katalizör varlığında hidrojenlenmesi kolaydır.
4. Fenolün aldehitlerle, özellikle formaldehitle polikondensasyonu, reaksiyon ürünlerinin - fenol-formaldehit reçineleri ve katı polimerler - oluşumuyla gerçekleşir.
Fenolün formaldehit ile etkileşimi şema ile açıklanabilir:

Muhtemelen "hareketli" hidrojen atomlarının dimer molekülünde korunduğunu fark etmişsinizdir, bu da reaksiyonun yeterli miktarda reaktifle daha da devam edebileceği anlamına gelir.
Polikondensasyon reaksiyonu, yani düşük moleküler ağırlıklı bir yan ürünün (su) salınmasıyla devam eden bir polimer elde etme reaksiyonu, büyük makromoleküllerin oluşumuyla (reaktiflerden biri tamamen tüketilene kadar) devam edebilir. Süreç, genel denklem ile açıklanabilir:

Doğrusal moleküllerin oluşumu normal sıcaklıkta gerçekleşir. Bu reaksiyonun ısıtıldığında gerçekleştirilmesi, elde edilen ürünün dallı bir yapıya sahip olmasına, katı ve suda çözünmez olmasına yol açar. Lineer yapılı bir fenol-formaldehit reçinesinin fazla aldehit ile ısıtılması sonucunda, katı plastik kütleler elde edilir. benzersiz özellikler. Fenol-formaldehit reçinelerine dayalı polimerler, vernik ve boyaların, ısıtmaya, soğutmaya, suya, alkalilere ve asitlere dayanıklı plastik ürünlerin üretiminde kullanılır, yüksek dielektrik özelliklere sahiptirler. Fenol-formaldehit reçinelerine dayalı polimerlerden en sorumlu ve önemli detaylar elektrikli cihazlar, güç ünitelerinin ve makine parçalarının kasaları, radyo cihazları için baskılı devre kartlarının polimer tabanı.

Fenol-formaldehit reçinelerine dayalı yapıştırıcılar, çok geniş bir sıcaklık aralığında en yüksek bağ kuvvetini koruyarak çeşitli doğadaki parçaları güvenilir bir şekilde bağlayabilir. Bu tür bir yapıştırıcı, aydınlatma lambalarının metal tabanını bir cam ampule sabitlemek için kullanılır. Şimdi fenol ve buna dayalı ürünlerin neden yaygın olarak kullanıldığını anladınız (Şema 8).

Hidrojen (Latince'den aydınger kağıdı: lat. Hydrogenium - hidro = "su", gen = "üreten"; hidrojenyum - "üreten su"; H sembolü ile gösterilir) - periyodik elementler sisteminin ilk elemanı. Doğada yaygın olarak dağıtılır. Hidrojen 1 H'nin en yaygın izotopunun katyonu (ve çekirdeği) protondur. 1H çekirdeğinin özellikleri, analizde NMR spektroskopisinin yaygın olarak kullanılmasını mümkün kılar. organik madde.

Üç hidrojen izotopunun kendi isimleri vardır: 1 H - protium (H), 2 H - döteryum (D) ve 3 H - trityum (radyoaktif) (T).

Basit madde hidrojen - H 2 - açık renksiz bir gazdır. Hava veya oksijen ile karışım halinde yanıcı ve patlayıcıdır. Toksik olmayan Etanol ve bir dizi metalde çözelim: demir, nikel, paladyum, platin.

Hikaye

Asitlerin ve metallerin etkileşimi sırasında yanıcı gaz salınımı 16. ve XVII yüzyıllar bir bilim olarak kimyanın oluşumunun şafağında. Mikhail Vasilyevich Lomonosov da doğrudan izolasyonuna işaret etti, ancak bunun flojiston olmadığını kesinlikle anladı. İngiliz fizikçi ve kimyager Henry Cavendish 1766'da bu gazı inceledi ve ona "yanıcı hava" adını verdi. Yandığında, "yanıcı hava" su üretti, ancak Cavendish'in flojiston teorisine bağlılığı, onun doğru sonuçlara varmasını engelledi. Fransız kimyager Antoine Lavoisier, mühendis J. Meunier ile birlikte 1783'te özel gazometreler kullanarak suyun sentezini ve ardından su buharını kızgın demirle ayrıştırarak analizini gerçekleştirdi. Böylece "yanıcı havanın" suyun bir parçası olduğunu ve ondan elde edilebileceğini tespit etti.

adın kökeni

Lavoisier hidrojene hidrogène adını verdi (diğer Yunanca ὕδωρ - su ve γεννάω - doğururum) - "suyu doğurmak". Rus adı "hidrojen", 1824'te kimyager M.F. Solovyov tarafından - M.V. Lomonosov'un "oksijen" e benzetilerek önerildi.

Yaygınlık

Evrende
Hidrojen evrende en bol bulunan elementtir. Tüm atomların yaklaşık %92'sini oluşturur (%8 helyum atomlarıdır, diğer tüm elementlerin toplam payı %0,1'den azdır). Bu nedenle, hidrojen yıldızların ve yıldızlararası gazın ana bileşenidir. Yıldız sıcaklıkları koşullarında (örneğin, Güneş'in yüzey sıcaklığı ~ 6000 °C'dir), hidrojen plazma şeklinde bulunur; yıldızlararası uzayda, bu element bireysel moleküller, atomlar ve iyonlar şeklinde bulunur ve boyut, yoğunluk ve sıcaklık bakımından önemli ölçüde farklılık gösteren moleküler bulutlar oluşturur.

Yer kabuğu ve canlı organizmalar
Hidrojenin yer kabuğundaki kütle oranı %1'dir - bu en yaygın onuncu elementtir. Bununla birlikte, doğadaki rolü kütle ile değil, diğer elementler arasındaki payı% 17 olan atom sayısı ile belirlenir (atomların oranı ~% 52 olan oksijenden sonra ikinci sırada). Bu nedenle, hidrojenin değeri kimyasal süreçler Dünya'da meydana gelen neredeyse oksijen büyüklüğündedir. Dünya üzerinde hem bağlı hem de serbest durumda bulunan oksijenin aksine, Dünya üzerindeki hemen hemen tüm hidrojen bileşikler biçimindedir; atmosferde basit bir madde formunda çok az miktarda hidrojen bulunur (hacimce %0,00005).
Hidrojen hemen hemen tüm organik maddelerin bir bileşenidir ve tüm canlı hücrelerde bulunur. Canlı hücrelerde, atom sayısına göre, hidrojen neredeyse% 50'dir.

Fiş

Basit maddeler elde etmenin endüstriyel yöntemleri, karşılık gelen elementin doğada bulunduğu forma, yani üretimi için hammaddenin ne olabileceğine bağlıdır. Böylece serbest halde bulunan oksijen elde edilir. fiziksel bir şekilde- sıvı havadan tahliye. Öte yandan hidrojen, hemen hemen tamamı bileşik halindedir, bu nedenle onu elde etmek için, kimyasal yöntemler. Özellikle ayrışma reaksiyonları kullanılabilir. Hidrojen üretmenin yollarından biri, suyun elektrik akımı ile ayrışmasının reaksiyonudur.
Hidrojen üretmenin ana endüstriyel yöntemi, doğal gazın bir parçası olan metan suyuyla reaksiyona girmesidir. Yüksek sıcaklıkta gerçekleştirilir:
CH 4 + 2H 2 O \u003d CO 2 + 4H 2 -165 kJ

Bazen endüstride kullanılan hidrojen üretmek için laboratuvar yöntemlerinden biri, suyun elektrik akımı ile ayrıştırılmasıdır. Hidrojen genellikle laboratuvarda çinkonun hidroklorik asitle reaksiyona sokulmasıyla üretilir.

TANIM

Hidrojen- ilk eleman periyodik sistem kimyasal elementler D.I. Mendeleev. Sembol N'dir.

Atom kütlesi - 1 a.m.u. Hidrojen molekülü iki atomludur - H 2.

Elektronik konfigürasyon hidrojen atomu - 1s 1. Hidrojen, s element ailesine aittir. Bileşiklerinde -1, 0, +1 oksidasyon durumları sergiler. Doğal hidrojen iki kararlı izotoptan oluşur - protium 1 H (%99,98) ve döteryum 2H (D) (%0,015) - ve bir radyoaktif trityum 3H (T) izotopu (eser miktarlar, yarı ömür - 12,5 yıl).

Hidrojenin kimyasal özellikleri

Normal koşullar altında moleküler hidrojen, moleküldeki yüksek bağ kuvveti ile açıklanan nispeten düşük bir reaktivite sergiler. Isıtıldığında hemen hemen her şeyle etkileşime girer. basit maddeler ana alt grupların elemanları tarafından oluşturulur (hariç soy gazlar, B, Si, P, Al). Kimyasal reaksiyonlarda, hem indirgeyici ajan (daha sık) hem de oksitleyici ajan (daha az sıklıkla) olarak hareket edebilir.

Hidrojen tezahürleri indirgeyici ajan özellikleri(H 2 0 -2e → 2H +) aşağıdaki reaksiyonlarda:

1. Basit maddelerle - metal olmayanlarla etkileşim reaksiyonları. hidrojen reaksiyona girer halojenli, ayrıca, normal koşullar altında, karanlıkta, bir patlama ile, klor ile - bir zincir mekanizması ile aydınlatma (veya UV ışıması) altında, sadece ısıtıldığında brom ve iyot ile flor ile etkileşimin reaksiyonu; oksijen(2:1 hacim oranında oksijen ve hidrojen karışımına "patlayıcı gaz" denir), gri, azot ve karbon:

H2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H2 + O2 \u003d 2H20 + Q (t);

H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300C);

3H2 + N2 ↔ 2NH3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H2 + C ↔ CH4 (t, p, kat).

2. Karmaşık maddelerle etkileşim reaksiyonları. hidrojen reaksiyona girer düşük aktif metallerin oksitleri ile ve sadece çinkonun sağındaki aktivite serisinde bulunan metalleri indirgeyebilir:

CuO + H2 \u003d Cu + H20 (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H2 \u003d W + 3H20 (t).

hidrojen reaksiyona girer metal olmayan oksitlerle:

H2 + CO2 ↔ CO + H20 (t);

2H2 + CO ↔ CH3OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr203).

Hidrojen, hidrojenasyon reaksiyonlarına girer. organik bileşikler sikloalkanlar, alkenler, arenler, aldehitler ve ketonlar vb. sınıfı. Tüm bu reaksiyonlar ısıtma altında, basınç altında gerçekleştirilir, katalizör olarak platin veya nikel kullanılır:

CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3 -CH3;

C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;

C3H6 + H2 ↔ C3H8;

CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;

CH3 -CO-CH3 + H2 ↔ CH3 -CH (OH) -CH3.

Hidrojen oksitleyici bir ajan olarak(H 2 + 2e → 2H -) alkali ve toprak alkali metallerle reaksiyona girer. Bu durumda, hidritler oluşur - hidrojenin -1 oksidasyon durumu sergilediği kristalli iyonik bileşikler.

2Na + H2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).

Hidrojenin fiziksel özellikleri

Hidrojen hafif renksiz bir gazdır, kokusuzdur, yoğunluğu n.o. - 0,09 g/l, havadan 14,5 kat daha hafif, t balya = -252,8C, t pl = - 259,2C. Hidrojen suda ve organik çözücülerde az çözünür, bazı metallerde yüksek oranda çözünür: nikel, paladyum, platin.

Modern kozmokimyaya göre, hidrojen evrende en bol bulunan elementtir. Uzayda hidrojenin ana varlığının şekli, bireysel atomlardır. Hidrojen, Dünya'da en çok bulunan 9. elementtir. Dünyadaki ana hidrojen miktarı bağlı durumdadır - su, petrol, doğal gaz, kömür vb. Basit bir madde biçiminde, hidrojen nadiren bulunur - volkanik gazların bileşiminde.

Hidrojen elde etmek

Hidrojen üretimi için laboratuvar ve endüstriyel yöntemler mevcuttur. Laboratuvar yöntemleri, metallerin asitlerle (1) etkileşimini ve ayrıca alüminyumun alkalilerin sulu çözeltileriyle (2) etkileşimini içerir. Arasında endüstriyel yollar alkalilerin ve tuzların (3) sulu çözeltilerinin elektrolizi ve metan dönüşümü (4) hidrojen üretiminde önemli bir rol oynar:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2(1);

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na +3 H2(2);

2NaCl + 2H20 = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Problem çözme örnekleri

ÖRNEK 1

Egzersiz yapmak 23.8 g metalik kalay, fazla miktarda hidroklorik asit ile etkileştiğinde, 12.8 g metalik bakır elde etmeye yetecek miktarda hidrojen açığa çıktı Elde edilen bileşikteki kalayın oksidasyon durumunu belirleyin.
Çözüm Kalay atomunun (...5s 2 5p 2) elektronik yapısına dayanarak, kalayın iki oksidasyon durumu - +2, +4 ile karakterize olduğu sonucuna varabiliriz. Buna dayanarak, olası reaksiyonların denklemlerini oluşturacağız:

Sn + 2HCl = H2 + SnCl2(1);

Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4(2);

CuO + H2 \u003d Cu + H20 (3).

Bakır madde miktarını bulun:

v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol.

Denklem 3'e göre, hidrojen maddesi miktarı:

v (H2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol.

Kalay kütlesini bilerek, onun madde miktarını buluruz:

v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol.

Kalay ve hidrojen maddelerinin miktarlarını denklem 1 ve 2'ye ve problemin durumuna göre karşılaştıralım:

v 1 (Sn): v 1 (H 2) = 1:1 (denklem 1);

v 2 (Sn): v 2 (H 2) = 1:2 (denklem 2);

v(Sn): v(H 2) = 0,2:0,2 = 1:1 (sorun durumu).

Bu nedenle kalay, denklem 1'e göre hidroklorik asit ile reaksiyona girer ve kalayın oksidasyon durumu +2'dir.
Cevap Kalayın oksidasyon durumu +2'dir.

ÖRNEK 2

Egzersiz yapmak 18.7 ml %14.6 hidroklorik asit (çözelti yoğunluğu 1.07 g/ml) başına 2.0 g çinkonun etkisiyle salınan gaz, 4.0 g bakır (II) oksit üzerinden ısıtılarak geçirildi. Ortaya çıkan katı karışımın kütlesi nedir?
Çözüm Çinko hidroklorik asit ile reaksiyona girdiğinde hidrojen açığa çıkar:

Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (1),

ısıtıldığında bakır (II) oksidi bakıra (2) indirgeyen:

CuO + H2 \u003d Cu + H20.

İlk reaksiyondaki maddelerin miktarını bulun:

m (p-ra Hcl) = 18.7. 1,07 = 20,0 gr;

m(HCI) = 20.0. 0,146 = 2,92 gr;

v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol;

v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol.

Çinko eksiktir, bu nedenle salınan hidrojen miktarı:

v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol.

İkinci reaksiyonda, hidrojen eksik çünkü:

v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol.

Reaksiyon sonucunda 0,031 mol CuO, 0,031 mol Cu'ya dönüşecek ve kütle kaybı şu şekilde olacaktır:

m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g.

Hidrojen geçtikten sonra CuO ile Cu'nun katı karışımının kütlesi şu şekilde olacaktır:

4,0-0,5 = 3,5 gr
Cevap CuO ile Cu'nun katı karışımının kütlesi 3,5 g'dır.

Hidrojen atomu, dış (ve yalnızca) elektronik seviye 1'in elektronik formülüne sahiptir. s bir . Bir yandan, dış elektronik seviyede bir elektronun varlığıyla, hidrojen atomu alkali metal atomlarına benzer. Bununla birlikte, tıpkı halojenler gibi, birinci elektronik seviyede 2'den fazla elektron bulunamayacağından, harici elektronik seviyeyi doldurmak için yalnızca bir elektrondan yoksundur. Bazen periyodik sistemin çeşitli versiyonlarında yapılan, hidrojenin periyodik tablonun hem birinci hem de sondan bir önceki (yedinci) grubuna aynı anda yerleştirilebileceği ortaya çıktı:

Basit bir madde olarak hidrojenin özellikleri açısından, yine de halojenlerle daha fazla ortak noktası vardır. Halojenler gibi hidrojen de metal değildir ve onlara benzer şekilde iki atomlu moleküller (H2) oluşturur.

Normal koşullar altında, hidrojen gaz halinde, aktif olmayan bir maddedir. Hidrojenin düşük aktivitesi, moleküldeki hidrojen atomları arasındaki bağın yüksek mukavemeti ile açıklanır; bu, onu kırmak için ya güçlü ısıtma ya da katalizörlerin ya da her ikisinin aynı anda kullanılmasını gerektirir.

Hidrojenin basit maddelerle etkileşimi

metallerle

Metallerden hidrojen yalnızca alkali ve toprak alkali ile reaksiyona girer! Alkali metaller, ana alt grubun metalleridir. I. grup(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ve alkali toprak için - berilyum ve magnezyum (Ca, Sr, Ba, Ra) hariç, II grubunun ana alt grubunun metalleri

Aktif metallerle etkileşime girdiğinde, hidrojen oksitleyici özellikler sergiler, yani. oksidasyon durumunu düşürür. Bu durumda, iyonik bir yapıya sahip alkali ve toprak alkali metallerin hidritleri oluşur. Reaksiyon ısıtıldığında devam eder:

Aktif metallerle etkileşimin, moleküler hidrojen H2'nin bir oksitleyici ajan olduğu tek durum olduğuna dikkat edilmelidir.

metal olmayanlar ile

Metal olmayanlardan hidrojen yalnızca karbon, nitrojen, oksijen, kükürt, selenyum ve halojenlerle reaksiyona girer!

Elmas, karbonun son derece atıl bir allotropik modifikasyonu olduğundan, karbon grafit veya amorf karbon olarak anlaşılmalıdır.

Metal olmayanlarla etkileşime girdiğinde, hidrojen yalnızca indirgeyici bir maddenin işlevini yerine getirebilir, yani yalnızca oksidasyon durumunu artırabilir:




Hidrojenin karmaşık maddelerle etkileşimi

metal oksitler ile

Hidrojen, alüminyuma (dahil) kadar metallerin aktivite serisindeki metal oksitlerle reaksiyona girmez, ancak ısıtıldığında alüminyumun sağındaki birçok metal oksidi indirgeyebilir:

metal olmayan oksitlerle

Metal olmayan oksitlerden hidrojen, nitrojen oksitleri, halojenler ve karbon ile ısıtıldığında reaksiyona girer. Hidrojenin metal olmayan oksitlerle olan tüm etkileşimlerinden, karbonmonoksit CO.

CO ve H2 karışımının kendi adı bile vardır - "sentez gazı", çünkü koşullara bağlı olarak metanol, formaldehit ve hatta sentetik hidrokarbonlar gibi talep edilen endüstriyel ürünler ondan elde edilebilir:

asitli

Hidrojen inorganik asitlerle reaksiyona girmez!

İtibaren organik asitler hidrojen sadece doymamışlarla ve ayrıca hidrojen tarafından indirgenebilen fonksiyonel grupları içeren asitlerle, özellikle aldehit, keto veya nitro grupları ile reaksiyona girer.

tuzlu

Sulu tuz çözeltileri durumunda, bunların hidrojen ile etkileşimi gerçekleşmez. Bununla birlikte, orta ve düşük aktiviteye sahip bazı metallerin katı tuzlarının üzerinden hidrojen geçirildiğinde, kısmen veya tamamen indirgenmeleri mümkündür, örneğin:

Halojenlerin kimyasal özellikleri

Halojenler denir kimyasal elementler VIIA grupları (F, Cl, Br, I, At) ve oluşturdukları basit maddeler. Bundan böyle, aksi belirtilmedikçe, halojenler basit maddeler olarak anlaşılacaktır.

Tüm halojenler, bu maddelerin düşük erime ve kaynama noktalarına yol açan moleküler bir yapıya sahiptir. Halojen molekülleri iki atomludur, yani formülleri şu şekilde yazılabilir: Genel görünüm Hal 2 gibi.

İyotun bu kadar spesifik bir fiziksel özelliğine, yeteneği olarak dikkat edilmelidir. yüceltme veya başka bir deyişle, yüceltme. yüceltme, katı haldeki bir maddenin ısıtıldığında erimediği, ancak sıvı fazı atlayarak hemen gaz haline geçtiği olguyu çağırırlar.

Herhangi bir halojen atomunun dış enerji seviyesinin elektronik yapısı, ns 2 np 5 şeklindedir; burada n, halojenin bulunduğu periyodik tablonun periyot sayısıdır. Gördüğünüz gibi, halojen atomlarının sekiz elektronlu dış kabuğunda sadece bir elektron eksik. Bundan, pratikte de doğrulanan, serbest halojenlerin ağırlıklı olarak oksitleyici özelliklerini varsaymak mantıklıdır. Bildiğiniz gibi, alt grupta aşağı doğru hareket ederken metal olmayanların elektronegatifliği azalır ve bu nedenle seride halojenlerin aktivitesi azalır:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halojenlerin basit maddelerle etkileşimi

Tüm halojenler yüksektir aktif maddeler ve en basit maddelerle reaksiyona girer. Bununla birlikte, son derece yüksek reaktivitesi nedeniyle florin, diğer halojenlerin reaksiyona giremediği basit maddelerle bile reaksiyona girebileceği belirtilmelidir. Bu tür basit maddeler arasında oksijen, karbon (elmas), nitrojen, platin, altın ve bazı soy gazlar (ksenon ve kripton) bulunur. Şunlar. aslında, flor sadece bazı soy gazlarla reaksiyona girmez.

Kalan halojenler, yani klor, brom ve iyot da aktif maddelerdir, ancak flordan daha az aktiftir. Elmas, platin, altın ve asal gazlar şeklindeki oksijen, nitrojen, karbon dışındaki hemen hemen tüm basit maddelerle reaksiyona girerler.

Halojenlerin metal olmayanlarla etkileşimi

hidrojen

Tüm halojenler oluşturmak için hidrojen ile reaksiyona girer. hidrojen halojenürlerİle birlikte Genel formül Hal. Aynı zamanda, florin hidrojen ile reaksiyonu karanlıkta bile kendiliğinden başlar ve aşağıdaki denkleme göre bir patlama ile ilerler:

Klor ile hidrojen reaksiyonu yoğun olarak başlatılabilir. ultraviyole ışınlama veya ısıtma. Ayrıca bir patlama ile sızıntılar:

Brom ve iyot, yalnızca ısıtıldığında hidrojen ile reaksiyona girer ve aynı zamanda iyot ile reaksiyon tersine çevrilebilir:

fosfor

Florin fosfor ile etkileşimi, fosforun en yüksek oksidasyon durumuna (+5) oksidasyonuna yol açar. Bu durumda, fosfor pentaflorür oluşumu gerçekleşir:

Klor ve brom fosfor ile etkileşime girdiğinde, reaktanların oranlarına bağlı olarak hem +3 oksidasyon durumunda hem de +5 oksidasyon durumunda fosfor halojenürler elde etmek mümkündür:

Flor, klor veya sıvı brom atmosferinde beyaz fosfor olması durumunda reaksiyon kendiliğinden başlar.

Fosforun iyot ile etkileşimi, diğer halojenlere göre önemli ölçüde daha düşük oksitleme kabiliyeti nedeniyle yalnızca fosfor triiyodür oluşumuna yol açabilir:

gri

Flor, kükürdü en yüksek oksidasyon durumu +6'ya okside ederek kükürt hekzaflorür oluşturur:

Klor ve brom, kükürt ile reaksiyona girerek, +1 ve +2 için son derece alışılmadık oksidasyon durumlarında kükürt içeren bileşikler oluşturur. Bu etkileşimler çok spesifiktir ve sınavı geçmek kimyada, bu etkileşimlerin denklemlerini yazma yeteneği gerekli değildir. Bu nedenle, aşağıdaki üç denklem daha çok rehberlik amacıyla verilmiştir:

Halojenlerin metallerle etkileşimi

Yukarıda bahsedildiği gibi flor, platin ve altın gibi aktif olmayanlar da dahil olmak üzere tüm metallerle reaksiyona girebilir:

Kalan halojenler, platin ve altın hariç tüm metallerle reaksiyona girer:




Halojenlerin karmaşık maddelerle reaksiyonları

Halojenlerle ikame reaksiyonları

Daha aktif halojenler, örn. periyodik tabloda daha üst sıralarda yer alan kimyasal elementler, oluşturdukları hidrohalik asitler ve metal halojenürlerden daha az aktif halojenleri uzaklaştırabilirler:

Benzer şekilde, brom ve iyot, kükürdü sülfür ve/veya hidrojen sülfür çözeltilerinden uzaklaştırır:

Klor daha güçlü bir oksitleyici ajandır ve sulu solüsyonunda hidrojen sülfürü kükürde değil sülfürik aside oksitler:

Halojenlerin su ile etkileşimi

Su, reaksiyon denklemine göre flor içinde mavi bir alevle yanar:

Brom ve klor, su ile flordan farklı reaksiyona girer. Flor oksitleyici bir madde olarak hareket ederse, o zaman klor ve brom suda orantısız hale gelir ve bir asit karışımı oluşturur. Bu durumda, reaksiyonlar tersine çevrilebilir:

İyotun su ile etkileşimi o kadar önemsiz bir dereceye kadar ilerler ki ihmal edilebilir ve reaksiyonun hiç ilerlemediği düşünülebilir.

Halojenlerin alkali çözeltilerle etkileşimi

ile etkileşim halinde flor sulu çözelti alkali yine oksitleyici bir madde görevi görür:

Sınavı geçmek için bu denklemi yazabilme becerisi gerekli değildir. Böyle bir etkileşim olasılığı ve florun bu reaksiyondaki oksitleyici rolü hakkındaki gerçeği bilmek yeterlidir.

Florin aksine, kalan halojenler alkali çözeltilerde orantısızdır, yani aynı anda oksidasyon durumlarını arttırır ve azaltırlar. Aynı zamanda klor ve brom durumunda sıcaklığa bağlı olarak iki farklı yönde akış mümkündür. Özellikle soğukta reaksiyonlar şu şekilde ilerler:

ve ısıtıldığında:

İyot, yalnızca ikinci seçeneğe göre, yani alkalilerle reaksiyona girer. iyodat oluşumu ile, çünkü hipoiyodit sadece ısıtıldığında değil, aynı zamanda normal sıcaklıklarda ve hatta soğukta da kararsızdır.

Paylaşmak: