2

СОДЕРЖАНИЕ

• 1. Общая характеристика галогеноводородов 3
• 2. Хлороводород HCl 4
• 3. Бромоводород НВr 5
• 4. Сероводород H₂S 6
• 5. Аммиак NH₃ 9
• Список литературы 12

1. Общая характеристика галогеноводородов

Галогеноводороды -- общее название соединений, образованных водорода и галогенов:

Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления -1.

Могут выступать в качестве восстановителей, причем восстановительная способность возрастает от HF к HI.

HF + H2SO4 ? реакция не идет

HCl + H2SO4 ? реакция не идет

2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O

Растворы галогенов - сильные кислоты, в которых ион H+ выступает в качестве окислителя. Галогеноводородные кислоты реагируют с металлами, потенциал которых < 0, но так как ионы I (в меньшей степени Br) хорошие комплексообразующие HI может реагировать даже с серебром (+0,8)

2Ag + 4HI = 2H[AgI2] + H2

2. Хлороводород HCl

Хлороводород (HCl) -- бесцветный, термически устойчивый газ с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде (до 500 объемов газа на один объем воды) с образованием хлороводородной или соляной кислоты.

Температура плавления: ?115 °C (158 K), температура кипения: ?85 °C (188 K), молекулярная масса -- 70,9 а. е. м

В лабораторных условиях соляную кислоту получают, воздействуя концентрированной серной кислотой на хлорид натрия (поваренную соль) при слабом нагревании:

NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + HCl

В промышленности соляную кислоту обычно получают прямым синтезом из простых элементов:

H2 + Cl2 = 2HCl

Соли соляной кислоты называются хлоридами, они чрезвычайно распространены и имеют широчайшее применение (галит, сильвин).

В смеси с азотной кислотой образует царскую водку.

3. Бромоводород НВr

Бромоводород НВr -- соединение брома с водородом. Бесцветный газ, сильно дымит на воздухе. Образуется при взаимодействии паров брома с водородом при высокой температуре. Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных.

Бромистый водород, HBr, соединение брома с водородом; бесцветный газ с резким запахом и кислым вкусом. tkип - 68,7?C, tпл - 87,9?С. При 10⁰C в 1 объёме воды растворяется около. 350 объёмов бромоводорода. Водный раствор бромоводорода называется бромистоводородной кислотой.

Это бесцветная (иногда желтоватая из-за присутствия следов брома) жидкость с резким запахом. При концентрации 47,6% HBr образуется азеотропная смесь, кипящая при 124,3⁰С.

Бромистоводородная кислота - одна из самых сильных минеральных кислот. В промышленности бромоводород получают взаимодействием паров брома с водородом при высокой температуре.

Температуру реакции можно понизить катализатором - активированным углем или платинированным асбестом. В лаборатории бромоводород можно получить обработкой бромидов 50%-ной серной кислотой (более концентрированная кислота частично окисляет HBr до Br2) и др. способами.

Бромоводород применяют для получения бромидов, органических бромпроизводных и для других целей.

4. Сероводород H₂S

Сернистый водород, сероводород, H₂S, простейшее соединение серы с водородом. Бесцветный газ, при большом разбавлении пахнет тухлыми яйцами.

Впервые подробно изучен К. Шееле в 1777. Содержится в вулканических газах, в некоторых минеральных водах (в СССР - в Кемери, Пятигорске, Мацесте и др.), в Чёрном море на глубинах свыше 150 м. Постоянно образуется при гниении органических остатков животного происхождения.

При 60,38⁰С превращается в бесцветную жидкость, кристаллизующуюся при -85,6⁰С. Твёрдый С. в. существует в трёх модификациях с точками перехода -170⁰С и -147⁰С. Молекула С. в. полярна, ионизационный потенциал 10,5 в. 1 объём воды растворяет в обычных условиях около 3 объёмов С. в. с образованием слабой сероводородной кислоты. При нагревании его растворимость понижается. Охлаждением насыщенного водного раствора С. в. можно получить кристаллогидрат H2S?6H2O. С. в. загорается на воздухе около 300 ?С и сгорает голубым пламенем:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2 (при избытке кислорода),

2H2S + O2 = 2H2O + 2S (при недостатке кислорода).

Смеси его с воздухом взрывоопасны в пределах от 4 до 45% С. в. (по объёму). Водный раствор С. в. (сероводородная вода, сероводородная кислота) при стоянии на воздухе постепенно мутнеет вследствие выделения серы. С. в. реагирует с большинством металлов и их окислами в присутствии влаги или при нагревании, образуя соответствующие сульфиды. С. в. - сильный восстановитель: галогены восстанавливаются им до соответствующих водородных соединений, H2SO4 - до SO2 и S:

H2SO4 + H2S = 2H2O +SO2+S.

С. в. образуется при нагревании серы в токе водорода: H2+S U H2S. Равновесие этой реакции до 350⁰С смещено вправо, а при повышении температуры сдвигается влево. Термическая диссоциация С. в. начинается с 400⁰С и становится практически полной около 1700⁰С.

В лаборатории С. в. получают действием разбавленных кислот на FeS:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

С. в. в промышленных масштабах получают при очистке природных, нефтяных и коксовых газов. С. в. - один из важнейших реактивов, применяемых в химическом анализе. В промышленности применяется главным образом для получения серы; в меньших масштабах - для производства серной кислоты и в органическом синтезе. При бальнеотерапии используется как лечебное средство.

С. в. весьма ядовит. Предельно допустимая концентрация в воздухе производственных помещений 0,01 мг/л.

Отравления С. в. возможны при добыче и переработке многосернистых нефтей, изготовлении сернистых красителей, в производстве вискозного волокна, на кожевенных, сахарных заводах, при очистке и ремонте канализационной сети. Острые отравления возникают при концентрациях 0,2-0,3 мг/л, хронические - 0,02 мг/л; концентрация выше 1 мг/л смертельна. Токсичность С. в. проявляется в его раздражающем действии на слизистые оболочки глаз и верхних дыхательных путей, угнетении тканевых дыхательных ферментов и др. При лёгких острых отравлениях развивается конъюнктивит, отёк роговицы, катар верхних дыхательных путей. При отравлениях средней тяжести присоединяются симптомы поражения центральной нервной системы. В тяжёлых случаях возможны токсический отек лёгких, кома, а при молниеносных формах - паралич дыхания и сердечной деятельности. При хронических интоксикациях развиваются функциональные нарушения нервной системы, упадок питания, малокровие, бронхит, дрожание пальцев и век, боли в мышцах и по ходу нервных стволов. Профилактика отравлений: борьба с загрязнением С. в. воздуха рабочей зоны, предварительный и периодический медицинские осмотры, использование средств индивидуальной защиты органов дыхания.

5. Аммиак NH₃

Аммиак, NH₃, простейшее химическое соединение азота с водородом. Один из важнейших продуктов химической промышленности; синтез А. из азота воздуха и водорода - основной метод получения т. н. связанного азота. В природе А. образуется при разложении азотсодержащих органических веществ. Название "А." - сокращенное от греч. hals ammoniakos или лат. sal ammoniacus; так назывался нашатырь (аммония хлорид), который получали в оазисе Аммониум (ныне Сива) в Ливийской пустыне.

Физические и химические свойства. А. - бесцветный газ с резким удушливым запахом и едким вкусом. Плотность газообразного А. при 0⁰С и 101,3 кн/м² (760 мм рт. ст.) 0,7714 кг/м³, t_кип -33,35?С, t_пл -77,70⁰С, t_кpит 132,4⁰С, давление критическое 11,28 Мн/м² (115,0 кгс/см²), плотность критическая 235 кг/м³, теплота испарения 23,37 кдж/моль (5,581 ккал/моль). Сухая смесь А. с воздухом способна взрываться; границы взрывчатости при комнатной температуре лежат в пределах 15,5-28% А., с повышением температуры границы расширяются. А. хорошо растворим в воде (при 0⁰С объём воды поглощает около 1200 объёмов А., при 20⁰С - около 700 объёмов А.). При 20⁰С и 0,87 Мн/м² (8,9 кгс/см²) А. легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий А. сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий А. практически не проводит электрический ток. Жидкий А. - хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый А. - бесцветные кубические кристаллы.

Молекула А. имеет форму правильной тригонометрической пирамиды с атомом N в вершине; углы между связями H-N-H 108⁰, межатомные расстояния H-N-H 1,015 , H-H 1,64 .

Интересным свойством молекул А. является их способность к структурной инверсии, т. е. к "выворачиванию наизнанку" путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Инверсия связана с излучением строго определённой частоты, на основе чего была создана аппаратура для очень точного определения времени (молекулярные генераторы). Такие "молекулярные часы" позволили, в частности, установить, что продолжительность земных суток ежегодно возрастает на 0,43 мсек. Дипольный момент молекулы А. равен 1,43D. Благодаря отсутствию неспаренных электронов А. диамагнитен.

А. - весьма реакционноспособное соединение. За счёт наличия неподелённой электронной пары у атома N особенно характерны и легко осуществимы для А. реакции присоединения. Наиболее важна реакция присоединения протона к молекуле А., ведущая к образованию иона аммония NH⁺₄, который в соединениях с анионами кислот ведёт себя подобно ионам щелочных металлов. Такие реакции происходят при растворении А. в воде с образованием слабого основания - аммония гидроокиси NH₄OH, а также при непосредственном взаимодействии А. с кислотами. Распространённый тип реакций присоединения - образование аммиакатов при действии газообразного или жидкого А. на соли. Для А. характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с жидким и газообразным А., образуя в зависимости от условий нитриды (Na₃N) или амиды (NaNH₂). А. реагирует также с серой, галогенами, углем, CO₂ и др. К окислителям в обычных условиях А. довольно устойчив, однако, будучи подожжён, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и свободный азот. Каталитическим окислением А. получают окись азота, превращаемую затем в азотную кислоту.

Получение и применение. В лабораторных условиях А. может быть получен вытеснением его сильными щелочами из аммониевых солей по схеме: 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O. Старейший промышленный способ получения А. - выделение его из отходящих газов при коксовании угля. Основной современный способ промышленного получения А. - синтез из элементов - азота и водорода, предложенный в 1908 немецким химиком Ф. Габером.

Наиболее распространённым и экономичным методом получения технологического газа для синтеза А. является конверсия углеводородных газов. Исходным сырьём в этом процессе служит природный газ, а также попутные нефтяные газы, газы нефтепереработки, остаточные газы производства ацетилена. Сущность конверсионного метода получения азото-водородной смеси состоит в разложении при высокой температуре метана и его гомологов на водород и окись углерода с помощью окислителей - водяного пара и кислорода. К конвертированному газу при этом добавляют атмосферный воздух или воздух, обогащенный кислородом. Синтез А. из простых веществ протекает с выделением тепла и уменьшением объёма. Наиболее благоприятными, с точки зрения равновесия, условиями образования А. являются возможно более низкая температура и возможно более высокое давление. Без катализаторов реакция синтеза А. вообще не происходит. В промышленности для синтеза А. используют исключительно железные катализаторы, получаемые восстановлением сплавленных окислов железа Fe₃O₄ с активаторами (Al₂O₃, K₂O, CaO, SiO₂, а иногда и MgO). Важный этап процесса синтеза - очистка газовой смеси от каталитических ядов (к ним относятся вещества, содержащие S, O₂, Se, P, As, пары воды, CO и др.).

А. используется для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины, синильной кислоты, соды по аммиачному методу. Так как жидкий А. имеет большую теплоту испарения, то. он служит рабочим веществом холодильных машин. Жидкий А. и его водные растворы применяют как жидкие удобрения. Большие количества А. идут на аммонизацию суперфосфата и туковых смесей.

Список литературы

1. Бельский В.К. Технология связанного азота, М., 1966.

2. Верховская И. Н. Бром в животном организме и механизм его действия. М., 1962.

3. Водород и его соединения, пер. с англ., т. 1-2, М., 1953-56

4. Вредные вещества в промышленности. Под ред. Н. В, Лазарева. - Л., 1971

5. Некрасов Б. В. Основы общей химии, 3 изд., [т.] 1, М., 1973;

6. Номенклатура органических соединений. М., 1955.

7. Потапов В. М. Справочник химика. Л., 1968

8. Рысс И. Г. Химия водорода и его соединений, М., 1956

9. Якименко Л. М., Производство хлора и хлорпродуктов. М., 1974