Как называется изотоп водорода 2h

Изотопы водорода: свойства, характеристика и применение

Любой химический элемент имеет разновидности природного или искусственного происхождения, называемые изотопами. Различие между ними заключается в неодинаковом количестве нейтронов в ядрах и, следовательно, в атомном весе, а также в степени стабильности. Что касается количества протонов, то оно одинаково, благодаря чему элемент, собственно, и остается самим собой. В этой статье мы обратимся к изотопам водорода – самого легкого и распространенного элемента во Вселенной. Нам предстоит рассмотреть их свойства, роль в природе и область практического применения.

Сколько разновидностей имеет водород

Ответ на этот вопрос зависит от того, какие изотопы водорода имеются в виду.

Для этого элемента установлено три природных изотопных формы: протий – легкий водород, тяжелый дейтерий и сверхтяжелый тритий. Все они обнаружены в естественном виде.

Таким образом, всего на сегодняшний день у водорода известно семь изотопных разновидностей. На трех из них, имеющих практическое значение, мы и сосредоточим свое внимание.

Легкий водород

Это наиболее просто устроенный атом. Изотоп водорода протий с атомной массой 1,0078 а. е. м. обладает ядром, в состав которого входит только одна частица – протон. Поскольку он стабилен (теоретически время жизни протона оценивается не менее чем в 2,9×10 29 лет), то стабилен и атом протия. При записи ядерных реакций он обозначается как 1 H₁ (нижний индекс – это атомный номер, то есть число протонов, верхний – общее число нуклонов в ядре), иногда просто p – «протон».

Легкий изотоп – это почти 99,99 % всего водорода; лишь чуть более одной сотой процента приходится на остальные формы. Именно протий вносит решающий вклад в распространенность водорода в природе: во Вселенной в целом – около 75 % массы барионного вещества и приблизительно 90 % атомов; на Земле – 1 % массы и целых 17 % атомов всех элементов, входящих в состав нашей планеты. Вообще, протий (точнее сказать, протон как один из главных компонентов Вселенной) смело можно назвать важнейшим элементом. Он обеспечивает возможность термоядерного синтеза в недрах звезд, в том числе и Солнца, и за счет него образуются прочие элементы. Кроме того, легкий водород играет важную роль в построении и функционировании живого вещества.

В молекулярной форме водород вступает в химические взаимодействия при высоких температурах, поскольку для расщепления его достаточно прочной молекулы нужно много энергии. Атомарный водород характеризуется очень высокой химической активностью.

Дейтерий

Тяжелый изотоп водорода имеет более сложно устроенное ядро, состоящее из протона и нейтрона. Соответственно атомная масса дейтерия вдвое больше – 2,0141. Принятое обозначение – 2 H₁ или D. Эта изотопная форма также стабильна, так как в процессах сильного взаимодействия в ядре протон и нейтрон постоянно превращаются друг в друга, и последний не успевает претерпеть распад.

На Земле водород содержит от 0,011% до 0,016% дейтерия. Концентрация его различна в зависимости от среды: в морской воде этого изотопа больше, а в составе, например, природного газа – существенно меньше. На других телах Солнечной системы отношение дейтерия к легкому водороду может быть иным: так, лед некоторых комет содержит большее количество тяжелого изотопа.

Дейтерий плавится при 18,6 К (легкий водород – при 14 К), а кипит при 23,6 К (соответствующая точка протия – 20,3 К). Тяжелый водород проявляет, в общем, те же химические свойства, что и протий, образуя все характерные для этого элемента типы соединений, однако ему присущи и некоторые особенности, связанные с серьезной разницей в атомной массе – ведь дейтерий тяжелее в 2 раза. Следует заметить, что по этой причине изотопным формам водорода свойственны наибольшие химические различия из всех элементов. В целом для дейтерия характерны более низкие (в 5 – 10 раз) скорости протекания реакций.

Роль дейтерия в природе

Ядра тяжелого водорода принимают участие в промежуточных стадиях термоядерного цикла. Солнце светит благодаря этому процессу, на одном из этапов которого образующийся изотоп водорода дейтерий, сливаясь с протоном, рождает гелий-3.

Вода, в состав которой входит, кроме протия, один атом дейтерия, называется полутяжелой и имеет формулу HDO. В молекуле тяжелой воды D₂O дейтерий полностью заменяет легкий водород.

Тяжелая вода характеризуется замедленным течением химических реакций, вследствие чего в больших концентрациях она вредна для живых организмов, особенно высших, таких как млекопитающие и в том числе человек. Если в составе воды четверть водорода замещена дейтерием, длительное употребление ее чревато развитием бесплодия, анемии и других заболеваний. При замещении 50% водорода млекопитающие погибают через неделю употребления такой воды. Что касается кратковременных повышений концентрации тяжелого водорода в воде, она практически безвредна.

Как получают тяжелый водород

Удобнее всего получать этот изотоп в составе воды. Есть несколько способов обогащения воды дейтерием:

Тритий

Сверхтяжелый изотоп водорода, в ядре которого наличествуют протон и два нейтрона, имеет атомную массу 3,016 – примерно втрое больше, чем у протия. Тритий обозначается символом Т либо 3 H₁. Он плавится и кипит при еще более высоких температурах: 20,6 К и 25 К соответственно.

Это радиоактивный нестабильный изотоп с периодом полураспада 12,32 года. Образуется он при бомбардировке ядер атмосферных газов, например, азота, частицами космических лучей. Распад изотопа происходит с испусканием электрона (так называемый бета-распад), при этом один нейтрон в ядре претерпевает превращение в протон, а химический элемент повышает атомный номер на единицу, становясь гелием-3. В природе тритий присутствует в следовых количествах – его очень мало.

Сверхтяжелый водород образуется в тяжеловодных ядерных реакторах при захвате дейтерием медленных (тепловых) нейтронов. Часть его доступна для извлечения и служит источником трития. Кроме того, его получают как продукт распада лития при облучении последнего тепловыми нейтронами.

Тритий характеризуется малой энергией распада и представляет некоторую радиационную опасность только в случаях, когда попадает внутрь организма с воздухом или пищей. Для защиты кожных покровов от бета-излучения достаточно резиновых перчаток.

Применение изотопов водорода

Легкий водород используется во множестве отраслей: в химической промышленности, где с его помощью ведется производство аммиака, метанола, соляной кислоты и других веществ, в нефтепереработке и металлургии, где он необходим для восстановления тугоплавких металлов из оксидов. Также он применяется на некоторых стадиях производственного цикла (в производстве твердых жиров) в пищевой и косметической промышленности. Водород служит одним из видов ракетного топлива и используется в лабораторной практике в науке и на производстве.

Дейтерий незаменим в ядерной энергетике как прекрасный замедлитель нейтронов. Он применяется в этом качестве, а также как теплоноситель в тяжеловодных реакторах, позволяющих использовать природный уран, что снижает затраты на обогащение. Он также, наряду с тритием, является компонентом рабочей смеси в термоядерном оружии.

Химические свойства тяжелого водорода позволяют использовать его в производстве медицинских препаратов в целях замедления выведения их из организма. И, наконец, дейтерий (как и тритий) имеет перспективы в качестве топлива в термоядерной энергетике.

Итак, мы видим, что все изотопы водорода так или иначе «находятся при деле» как в традиционных, так и в высокотехнологичных, имеющих прицел на будущее отраслях техники, технологии и научных исследований.

Источник

Изотопы водорода

Известно несколько изотопов водорода: дейтерий ( 2 H) с одним протоном и одним нейтроном в ядре, тритий ( 3 H) с одним протоном и двумя нейтронами в ядре и очень неустойчивые тяжелые изотопы 4 H, 5 H, 6 H и 7 H. Ядра протия и дейтерия стабильны, а ядра трития подвергаются бета-распаду:

Предполагают, что эта реакция является главным источником изотопа гелия-3 в атмосфере.

Время жизни атомов остальных изотопов составляет ничтожные доли секунды.

Таблица изотопов водорода:

Содержание изотопов водорода в природе:

Массовая доля (в %) в природной смеси:

1 H – 99,9849 2 H – 0,0139 3 H – 0,0012

Нормальный изотопный состав природных соединений водорода соответствует отношению D : H=1 : 6800

3·10-18 % (мольные доли). Очевидно, он образуется в результате ядерных реакций, вызванных действием космических лучей.

Получение изотопов водорода

В настоящее время дейтерий получают ректификацией жидкого водорода и пот так называемому двухтемпературному сероводородному методу, в основе которого лежит реакция изотопного обмена:

Константа равновесия которой при 30 и 120 °C равна соответственно 2,31 и 1,86.

Тритий синтезируют, действуя на 6 Li₃ нейтронами, получаемыми в ядерном реакторе:

Для водорода, как ни для какого другого элемента, относительное различие изотопных масс достигает значительной величины. Поэтому, несмотря на одинаковую электронную структуру, все изотопы заметно различаются не только физическими, но и химическими свойствами. Вследствие резкого преобладания протия влияние тяжелых изотопов сказывается незначительно и может быть зафиксировано лишь в очень точных экспериментах. Поэтому можно считать, что свойства природного водорода соответствуют свойствам чистого протия.

Небольшие различия свойств, называемые изотопным эффектом, обусловлены различием масс изотопных атомов, которое в первую очередь сказывается на частоте колебаний атомов в молекулах и твердых телах. Так, колебательная энергия молекул T₂ и D₂ меньше, чем H₂. А это, в свою очередь, сказывается на термодинамических свойствах: теплоемкости, температуре плавления и кипения, энтальпии плавления и испарения, давлении насыщенного пара и т.д. Так, D₂ по сравнению с обычным водородом обладает меньшей теплоемкостью, теплопроводностью и скоростью диффузии. Таким образом, для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность, а, следовательно, неравноценность активных комплексов при химических реакциях, в результате чего имеет место различие в скоростях протекания реакций, т.е. наблюдается кинетический изотопный эффект. Он выражается отношением констант скоростей химических реакций для различных изотопных соединений. Например, отношение констант скоростей синтеза HBr и DBr равно 5. Такие значительные отличия физических и химических свойств изотопов одного и того же элемента уникальны и не имеют аналогов в периодической системе. Все это в какой-то мере оправдывает применение для каждого изотопа водорода собственного названия (особенно для протия и дейтерия).

Заметно с H₂O различаются также энтальпия растворения солей, константы диссоциации кислот и другие характеристики растворов. Реакции в D2O идут медленнее, поэтому она является биологическим ядом.

Источник

Изотопы водорода

Изото́пы водорода — разновидности атомов (и ядер) химического элемента водорода, имеющие разное содержание нейтронов в ядре. На данный момент известны 7 изотопов водорода.

Таблица изотопов водорода

Примечания

Полезное

Смотреть что такое «Изотопы водорода» в других словарях:

ИЗОТОПЫ ВОДОРОДА В ГЕОЛОГИИ — водород состоит из двух изотопов Н, или протия, и Н2, или дейтерия (Д), отношение которых в нормальном водороде Н/Д = 6000. Различие в массах изотопов водорода велико, и в ходе неорг. и орг. процессов происходит существенное фракционирование его… … Геологическая энциклопедия

изотопы — ов; мн. (ед. изотоп, а; м.). [от греч. isos равный и topos место] Спец. Разновидности одного и того же химического элемента, различающиеся массой атомов. Радиоактивные изотопы. Изотопы урана. ◁ Изотопный, ая, ое. И. индикатор. * * * изотопы (от… … Энциклопедический словарь

Изотопы гелия — разновидности атомов (и ядер) химического элемента гелия, имеющие разное содержание нейтронов в ядре. Всего известно на данный момент времени 8 изотопов, но только два из них стабильны. Природный гелий состоит из двух стабильных изотопов: 4He… … Википедия

ИЗОТОПЫ — ИЗОТОПЫ, хим. элементы, расположенные в одной и той же клетке периодической системы и следовательно обладающие одинаковым атомным номером или порядко вым числом. При этом И. не должны, вообще говоря, обладать одинаковым атомным весом. Различные… … Большая медицинская энциклопедия

ИЗОТОПЫ — разновидности данного хим. элемента, различающиеся по массе ядер. Обладая одинаковыми зарядами ядер Z, но различаясь числом нейтронов, И. имеют одинаковое строение электронных оболочек, т. е. очень близкие хим. св ва, и занимают одно и то же… … Физическая энциклопедия

Изотопы кислорода — В конце жизни массивной звезды, H оболочке и He оболочке Изотопы кислорода разновидности атомов (и ядер) … Википедия

ИЗОТОПЫ — (от изо. и греч. topos место), нуклиды одного хим. элемента, т. е. разновидности атомов определенного элемента, имеющие одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым числом протонов и разл. числом нейтронов,… … Химическая энциклопедия

ИЗОТОПЫ — (от греч. ísos — одинаковый и tópos — место), разновидности одного химического элемента, занимающие одно и то же место в периодической системе элементов Д. И. Менделеева, то есть имеющие одинаковый заряд ядра, но отличающиеся массами… … Ветеринарный энциклопедический словарь

Атом водорода — Атом водорода физическая система, состоящая из атомного ядра, несущего элементарный положительный электрический заряд, и электрона, несущего элементарный отрицательный электрический заряд. В состав атомного ядра может входить протон или… … Википедия

Источник

Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Для водорода как ни для какого другого элемента, относительное различие изотопных масс достигает значительной величины. Поэтому, хотя все изотопы хар-ся одинаковой электронной структурой, они заметно различаются не только физическими, но и химическими свойствами. Вследствие резкого преобладания протия влияние тяжелых изотопов сказывается незначительно и может быть зафиксировано лишь в очень точных экспериментах. Поэтому без большой погрешности можно считать, что свойства природного водорода соответствуют свойствам системы состоящей из чистого протия.

Небольшие различия свойств, именуемые изотопным эффектом, обусловлены различием масс изотопных атомов, которое в первую очередь сказывается на частоте колебаний изотопов в молекулах и твердых телах. Так, колебательная Е молекул трития и дейтерия меньше, чем протия. А это, в свою очередь, сказывается на термодинамических свойствах: теплоемкости, температуре плавления и кипения, энтальпии плавления и испарения, давлении насыщенного пара и т.д. Так, D по сравнению с обычным водородом обладает меньшей теплоемкостью, теплопроводностью и скоростью диффузии.

Т.о., для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность. Последняя ведет к неравноценности активных комплексов при химических реакциях, в результате чего имеет место различие в скоростях протекания реакций, т.е. наблюдается кинетический изотопный эффект. Он выражается отношением констант скоростей химических реакций для различных изотопных соединений. ПР: отношение констант скоростей синтеза бромидов протия и дейтерия = 5. Такие значительные отличия физических и химических свойств изотопов одного и того же элемента уникальны и не имеют аналогов в ПС. Все это в какой-то мере оправдывает применение для каждого изотопа водорода собственного названия (особенно для протия и дейтерия).

Изотопы водорода – D, Т – нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).

Вопрос № 4. Способы получения молекулярного водорода в лаборатории и пром-ти. Применение водорода. Принцип работы высокотемпературных водород-кислородных горелок. Водород как перспективное горючее.

Конверсионный метод получения водорода основан на каталитических реакциях взаимодействия водяного пара с метаном (главный компонент природного газа), а затем с монооксидом углерода (продукт реакции):

Эндотермичность процесса конверсии метана можно частично восполнить энергией, выделяющейся при неполном его окислении. Для проведения такого процесса природный газ смешивается с водяным паром и кислородом, а реакция протекает по схеме:

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. При этом в газообразном состоянии остается только водород, а все остальные компоненты исходной газовой смеси конденсируются. Электролиз воды обеспечивает получение наиболее чистого водорода:

К: Н + + 1е → Н Н + Н = Н₂

В лаб. условиях водород обычно получают действием цинка на соляную или серную кислоту (проводится в аппарате Киппа): Zn + HCl → ZnСl₂ + H₂, СаН₂ +2Н₂О = 2Н₂ + Са(ОН)₂

Основная часть водорода используется для синтеза аммиака N₂ + 3H₂ = 2NH₃ и получения метанола

СО + 2Н₂ → СН₃ОН кат ZnO. Кроме того, водород используется для гидрирования в нефтепереработке, при получении маргарина, для получения металлов (W, Mo), в криогенной технике, на электростанциях для охлаждения генераторов эл тока.

Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив. В настоящее время проблема использования водорода приобрела особое значение. Энергетический кризис, проблема защиты окружающей среды от непрерывного и угрожающего загрязнения нефтью и продуктами сгорания органических топлив — все это стимулирует резкое возрастание интереса к водороду как «экологически чистому» горючему. Водород — основа химической технологии и энергетики будущего.

Вопрос № 6. Кислород. Положение в ПС. Строение атома. Валентность и С.О. Хар–р химических связей в соед–ях. Основные типы хим. соед. Нахождение в природе, изотопный состав. История открытия кислорода и его изотопов. Роль кислорода как самого распространенного эл-та в биологических и минеральных процессах на Земле.

Кислород находится в 6 группе глав п/гр 2-го периода.

В соединениях с неМе – оксиды неМе связь преимущественно ковалентная, поэтому большинство из них – газы, легко летучие жидкости или легкоплавкие тв в-ва. Оксид хрома и марганца.

В соединениях с Ме – оксиды Ме связь преимущественно ионная. Оксид натрия и кальция.

Несолеобразующие: оксиды осмия углерода и азота 2, оксид рубидия.

Супероксиды или пероксиды.

Амфотерные оксиды бериллий, алюминий, цинк.

Нахождение в природе. Известно более 1400 минералов, содержащих кислород: кварц и его модификации, полевые шпаты, слюды, известняки. Огромное кол-во кислорода находится в воде 90%. В свободном состоянии кислород находится в атмосфере 20,95% по объему и 23,15% по массе. Самый распространенный элемент на земле 47,2% от массы земной коры (литосфера 40%). Содержится в белках, жирах и углеводах, из к-ых состоят живые организмы 65%.

Природный кислород содержит три изотопа: 16/18 (99,76%), 17/8 (0,04%) и 18/8 (0,02%).

История открытия кислорода и его изотопов. Молекулярный кислород впервые был получен швед уч К.Шееле примерно в 1770 при прокаливании селитры: 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂. В 1774 анг химик Дж. Пристли получил кислород при нагревании оксида ртути.

На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).

Роль кислорода.Кислород воздуха расходуется в процессах горения, гниения, ржавения, дыхания и непрерывно регенерируется в процессе фотосинтеза.

Вопрос № 15. Галогены. Положение в ПС. Строение атомов. Изотопный состав, формы нахождения в природе. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и ЭО. Валентность и С.О атомов.

Галогены находятся в 7 гр главной п/гр.

Нахождение в природе.

а) Фтор – довольно распространенный эл – т, и его содержание на Земле составляет

Минералы: Ca F₂ –плавиковый шпат (флюорит)

В ор – ме чел: в основном зубах и костях

Изотопы: 19 F (природ), с мас числами 16-21 (искусств)

б) CI – встреч. в виде хлоридов

Минералы: NaCI – каменная соль

NaCI KCI –сильвинит

Изотопы: 35 CI и 37 CI + радиактив. изотопы.

в) Br и J – распространены в морской воде и нефтяных буровых водах

Изотопы: 79 Br и 82 Br; 127 J + искусств.

г) At –практически не встречается. Ничтожные кол-ва астата обнаружены в продуктах естеств. радиактив распада урана и тория.

Вопрос № 16. Основные типы соединений галогенов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей С.О атомов. Хаар-р хим связей в соед-ях Признаки металличности йода. Особенности фтора История открытия.

Основные типы соединений

М – лы всех Hal состоят из 2 – х атомов: F₂, Br₂, CI₂, J₂ – хим связь ковал неполяр.

Hal образуют кислородосодержащие к – ты

+3: HCIO₂ хлористая (хлорит)

+5: HCIO₃, HBrO₃, HJO₃ галогенноватая (галогеннат)

С увелич СО возраст устойчивость и сила к – т и уменьшается их ок – ая способность.

Особенности фтора.

— наибольший потенциал ионизации и ЭО

— огранич. возможности валентности и ст. ок-я., т. о., м. б. только ок-лем.

— хим. связь в м – ле фтора менее прочна, но более жестка.

— невысокая прочность => высок. хим актив – ть.

— невысокое сродство к эл-ну.

2р – орбитали в атоме F сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной эл – нами некайносимметричной 2S орбитали. Последняя будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атом фтора эл – н, уменьшая эл-ое сродство и увеличивая ионизацион. потенциалы => эф – т обратного экранирования.

История открытия эл-тов.

F был впервые обнаружен в плавиковой кислоте 1810. Попытки выделить фтор долгое время оставались безуспешными и свободный F удалось получить в 1886 г.

CI был впервые получен (действием Mn O₂ на соляную к-ту) в 1774 г., но установление его элементар. природы поледовало лишь в 1810 г.

J был открыт в 1811г.

At был получен искусственно в 1940 г, но существование предусматривалось уже Д. И. Менделеевым.

Вопрос № 17. Строение м-л галогенов По МВС и ММО. Физ св-ва простых в-в. Изменение температур плавления и кипения в ряду фтор – астат. Изменение окраски галогенно. Растворение галогенов в полярных и неполярных растворителях. Отношение к воде, р-рам щелочей и р-рам, содержащим галогенид ионы.

Фтор реагирует с водой и щелочами: 2 F₂ + 2 H₂O = 4 HF + O₂, 2 F₂ + 2 NaOH = 2 NaF + H₂O + F₂O.

Хлор – желто-зеленый ядовитый газ с резким раздрожающим запахом. Растворяясь в воде дает смесь двух кислот: Cl₂ + H₂O = HCl + HClO. Если реакцию проводят на свету, то хлоноватистая кислота разлагается: HClO = HCl + O и тогда суммарный процесс растворения хлора в воде выглядит так:

2 Cl₂ + 2 H₂O = 4 HCl + O₂.Реакции взаимодействия хлора при растворении его в щелочах на холоде:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O, или при нагревании (1000 С): 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O.

Вопрос № 18. Хим св-ва простых в-в галогено. Изменение энергии связи в м-лах галогенов по группе и реакционная способность галогенов. Отношение к металлам и неМе. Токсичность галогенов. Меры предосторожности при работе с ними. Получение и применение.

Хим св-ва.

F₂ вытесняет все последующие соединения в ряду галогенов

Энергия ионизации в ряду F – At уменьшается Þ уменьшение химической активности, в связи с уменьшением их окислительных св-в.

Энергия простой связи А – А уменьшается в ряду Сl – Br – F – I (242, 193, 158, 151 к/Дж/моль)

Фтор применяют для получения различных фтороуглеродов, к-ые входят в состав смазок и пластмасс. Фторопласт – обладает высокой химич и термич стойкостью. Хлор применяется для получения хлорорганических соединении полимеров, для отбелки текстильных материалов и бумаги, для дизинфекции. Бром используется для изготовления фоточувствительных материалов, красителей и лекарств, йод нашел применение в производстве чистых Ме и полупроводниковых материалов, как антисептик и для иодирования поваренной соли [0,02% KI (масс)]. Все галогены токсичны, ПДК (мг/м 3 ): фтор – 0,15; хлор – 1; вром – 0,5; йод – 1. При обработке сточных и питьевых вод и отбелке тканей и бумаги хром образуются хлорорганические соединения, некоторые из них очень токсичны и даже канцерогенны.

Получение:

В пром-ти: электролизом кон р-ра хлорида натрия.

Фтор получают электролизом расплава смеси КF и HF, йод и бром – окисление бромидов и иодидов хлором.

Работа с фторидным водородом и др фторидами требует соблюдения мер предосторожности, т.к. все соед-я фтора ядовиты. Сам фтористый водород, помимо резкого раздражения слизистых оболочек, вызывает также разрушение ногтей и зубов. Кроме того, он способствует осаждению кальция в тканях. Ср-вом 1-ой помощи при острых отравлениях фторидами служит 2%-ый р-р хлорида кальция.

ПДК хлора в воздухе производственных помещений = 0,001 мг/л.

Пребывание в атмосфере, содержащей 0,01% хлора и выше, быстро ведет к тяжелому заболеванию. Признаком острого отравления является появления мучительного кашля.

При ожоге кожи жидким бромом рекомендуется промыть пострадавшее место разбавленным р-ром аммиака.

Вопрос № 24. Химические св-ва галогеноводородов. Восстановительные и кислотные св-ва. Особенности фтороводородной к-ты. Общие принципы получения галогеноводородов. Промышленное получение соляной кислоты. Применеие соляной и плавиковой кислот.

Химические св-ва.1. Реагирует с металлами: Mg + 2HBr = MgBr₂ + H₂, Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂,

Соляная кислота реагирует с оксидами металлов: CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O HBr + KOH = KBr + H₂O. Также с щелочами и основаниями. Она вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями.

Хлористый водород и соляная кислота обладают заметными восстановительными свойствами и под

действием сильных окислителей, могут окисляться давая газообразный хлор:

В отличие от других галогеноводородных кислот HF представляет собой кислоту средней силы. Молекула HF в жидкостях сильно ассоциирована за счет водородных связей. SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O.

Получение. Непосредственным синтезом: H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Концентрированная серная кислота малолетуча и способна вытеснять HCl из солей:

Промышленное получение НCl: сульфатный с-б NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄ синтетический с-б:

H₂ + Cl₂ = 2HCl. Получающийся хлороводород поглощается водой в спец поглотительных башнях. Газ и вода движутся в противоположных направлениях для более полного растворения газа в воде.

Соляная к-та применяется для получения ее солей, при травлении Ме, в пищевой прм-ти и медицине.

Плавиковая к-та применяется для удаления песка с Ме-го лития и для травления стекла.

Вопрос № 25. Межгалогенные соединения. Бинарные МГС, их физ и хим св-ва, получение. Сравнительная устойчивость фторидов и хлоридов. Применение. Полигалогенные анионы [XX2n]- и катионы [XX2n]+, их св-ва, получение. Полииодидные ионы.

ClF – бесцветный газ с сильным своеобразным запахом, относительно устойчив, полярен, слабо экзотермическое соединение. Образуется при нагревании сухих Cl₂ и F₂. Имеет кислотный хар-р: ClF +HOH = HClO + HF; MeF + ClF = Me[ClF₂].

С1F₅ – пентафторид. Молекула имеет форму тетрагональной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания к-ой располагается атом хлора. Пентафторид хлора —малодиссоциирующая жидкость, устойчив до 200 «С. Его получают фторированием С1F₃ (при 350 °С

Бинарные соединения брома (I) и иода (I) являются кислотными соединениями. Об этом, в частности, свидетельствует их отношение к воде. IС1+НОН =НIO + НС1 и взаимодействие с однотипными

СsI + АtI = Cs[АtI₂] – дииодостат

Иодиды щем Ме очень склонны в р-рах присоединять м-лы галогенов с образованием полииодидов. Одну из таких р-ций можно рассмотреть как взаимодействие основного иодида щелочного Ме с кислотным иодидом йода (I): KI + II = K[II₂]

Строение рассматриваемых линейных ионов можно объяснить образованием трехцентровых молекулярных орбиталей при комбинации трех атомных р-орбиталей.

Молекулы тригалогенидов по структуре имеют Т-образное строение. Тригалогениды брома и иода (кроме жидкого ВгFз) — твердые легкоплавкие вещества. Это кислотные соединения с некоторыми признаками амфотерности. Их гидролиз сопровождается диспропорционированием, например:

В жидком состоянии галогениды Вг(Ш) и 1(111) частично ионизированы, например:

Указанная особенность тригалогенидов определяет их использование в качестве неводных растворителей для проведения соответствующих синтезов.

Фториды брома (V) и иода (V), бесцветные жидкости. По кислотно-основным свойствам они являются

кислотными. Более или менее энергично взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

BrF₅ + 3H₂O = HBrO₃ + 5HF. С основными соединениями они дают соли: KF + IF₅ = K[IF₆].

Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Для водорода как ни для какого другого элемента, относительное различие изотопных масс достигает значительной величины. Поэтому, хотя все изотопы хар-ся одинаковой электронной структурой, они заметно различаются не только физическими, но и химическими свойствами. Вследствие резкого преобладания протия влияние тяжелых изотопов сказывается незначительно и может быть зафиксировано лишь в очень точных экспериментах. Поэтому без большой погрешности можно считать, что свойства природного водорода соответствуют свойствам системы состоящей из чистого протия.

Небольшие различия свойств, именуемые изотопным эффектом, обусловлены различием масс изотопных атомов, которое в первую очередь сказывается на частоте колебаний изотопов в молекулах и твердых телах. Так, колебательная Е молекул трития и дейтерия меньше, чем протия. А это, в свою очередь, сказывается на термодинамических свойствах: теплоемкости, температуре плавления и кипения, энтальпии плавления и испарения, давлении насыщенного пара и т.д. Так, D по сравнению с обычным водородом обладает меньшей теплоемкостью, теплопроводностью и скоростью диффузии.

Т.о., для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность. Последняя ведет к неравноценности активных комплексов при химических реакциях, в результате чего имеет место различие в скоростях протекания реакций, т.е. наблюдается кинетический изотопный эффект. Он выражается отношением констант скоростей химических реакций для различных изотопных соединений. ПР: отношение констант скоростей синтеза бромидов протия и дейтерия = 5. Такие значительные отличия физических и химических свойств изотопов одного и того же элемента уникальны и не имеют аналогов в ПС. Все это в какой-то мере оправдывает применение для каждого изотопа водорода собственного названия (особенно для протия и дейтерия).

Изотопы водорода – D, Т – нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).

Источник