Tačka topljenja vodonika. Hemijska svojstva vodonika: karakteristike i primjena

Vodonik je u drugoj polovini 18. veka otkrio engleski naučnik iz oblasti fizike i hemije G. Cavendish. Uspio je izolirati supstancu u čistom stanju, počeo je proučavati i opisao njena svojstva.

Takva je istorija otkrića vodonika. Tokom eksperimenata, istraživač je utvrdio da se radi o zapaljivom gasu čije sagorevanje na vazduhu daje vodu. To je dovelo do definicije kvalitetan sastav vode.

Šta je vodonik

Vodonik, kao jednostavnu supstancu, prvi je proglasio francuski hemičar A. Lavoisier 1784. godine, pošto je utvrdio da njegov molekul sadrži atome istog tipa.

Naziv hemijskog elementa na latinskom zvuči kao hidrogenijum (čitaj "hidrogenijum"), što znači "rađanje vode". Naziv se odnosi na reakciju sagorijevanja koja proizvodi vodu.

Karakterizacija vodonika

Oznakom vodonika N. Mendeljejev je ovom hemijskom elementu dodelio prvi serijski broj, stavljajući ga u glavnu podgrupu prve grupe i prvog perioda i uslovno u glavnu podgrupu sedme grupe.

atomska težina ( atomska masa) vodonika je 1,00797. Molekularna težina H 2 je 2 a. e. Molarna masa brojčano jednak tome.

Predstavljaju ga tri izotopa sa posebnim imenom: najčešći protij (H), teški deuterijum (D) i radioaktivni tricijum (T).

To je prvi element koji se može potpuno razdvojiti na izotope. na jednostavan način. Zasnovan je na velikoj razlici mase izotopa. Proces je prvi put sproveden 1933. To se objašnjava činjenicom da je tek 1932. otkriven izotop s masom 2.

Fizička svojstva

IN normalnim uslovima jednostavna tvar vodonik u obliku dvoatomskih molekula je plin, bez boje, koji nema okus i miris. Slabo rastvorljiv u vodi i drugim rastvaračima.

Temperatura kristalizacije - 259,2 o C, tačka ključanja - 252,8 o C. Prečnik molekula vodonika je toliko mali da imaju sposobnost da polako difunduju kroz brojne materijale (gumu, staklo, metale). Ovo svojstvo se koristi kada je potrebno očistiti vodonik od plinovitih nečistoća. Na br. y. vodonik ima gustinu od 0,09 kg/m3.

Da li je moguće pretvoriti vodonik u metal po analogiji sa elementima koji se nalaze u prvoj grupi? Naučnici su otkrili da vodonik, u uslovima kada se pritisak približi 2 miliona atmosfera, počinje da apsorbuje infracrvene zrake, što ukazuje na polarizaciju molekula supstance. Možda i više visoki pritisci, vodonik će postati metal.

ovo je zanimljivo: postoji pretpostavka da je na džinovskim planetama, Jupiteru i Saturnu, vodonik u obliku metala. Pretpostavlja se da je metalni čvrsti vodonik takođe prisutan u sastavu Zemljinog jezgra, zbog ultravisokog pritiska koji stvara Zemljin omotač.

Hemijska svojstva

I jednostavne i složene tvari ulaze u kemijsku interakciju s vodonikom. Ali nisku aktivnost vodonika potrebno je povećati stvaranjem odgovarajućih uslova - podizanjem temperature, upotrebom katalizatora itd.

Kada se zagreju, jednostavne supstance kao što su kiseonik (O 2), hlor (Cl 2), azot (N 2), sumpor (S) reaguju sa vodonikom.

Ako zapalite čisti vodonik na kraju plinske cijevi u zraku, gorit će ravnomjerno, ali jedva primjetno. Međutim, ako se cijev za izlaz plina stavi u atmosferu čistog kisika, tada će se izgaranje nastaviti sa stvaranjem kapi vode na zidovima posude, kao rezultat reakcije:

Sagorijevanje vode je praćeno oslobađanjem velike količine topline. Ovo je egzotermna reakcija spoja u kojoj se vodik oksidira kisikom kako bi se formirao oksid H 2 O. To je također redoks reakcija u kojoj se vodik oksidira, a kisik reducira.

Slično, reakcija sa Cl 2 se dešava sa stvaranjem hlorovodonika.

Interakcija azota sa vodonikom zahteva visoku temperaturu i visok pritisak, kao i prisustvo katalizatora. Rezultat je amonijak.

Kao rezultat reakcije sa sumporom nastaje sumporovodik, čije prepoznavanje olakšava karakterističan miris pokvarenih jaja.

Oksidacijsko stanje vodika u ovim reakcijama je +1, au dolje opisanim hidridima je 1.

Pri reakciji s nekim metalima nastaju hidridi, na primjer, natrijev hidrid - NaH. Neka od ovih složenih jedinjenja se koriste kao gorivo za rakete, kao i u fuzionoj snazi.

Vodonik reaguje i sa supstancama iz kategorije kompleksa. Na primjer, sa bakar (II) oksidom, formula CuO. Za izvođenje reakcije, bakreni vodonik se propušta preko zagrijanog praškastog bakrenog (II) oksida. U toku interakcije, reagens mijenja boju i postaje crveno-braon, a kapljice vode se talože na hladnim stijenkama epruvete.

Tokom reakcije, vodonik se oksidira u vodu, a bakar se reducira iz oksida u jednostavnu supstancu (Cu).

Područja upotrebe

Vodonik ima veliki značaj za ljude i nalazi primenu u raznim oblastima:

1. U hemijskoj industriji to je sirovina, u drugim industrijama gorivo. Ne bez vodonika i preduzeća petrohemije i prerade nafte.
2. U elektroenergetskoj industriji ova jednostavna tvar djeluje kao rashladno sredstvo.
3. U crnoj i obojenoj metalurgiji vodik igra ulogu redukcijskog sredstva.
4. Uz ovu pomoć stvara se inertno okruženje prilikom pakiranja proizvoda.
5. Farmaceutska industrija koristi vodonik kao reagens u proizvodnji vodikovog peroksida.
6. Meteorološke sonde su punjene ovim lakim gasom.
7. Ovaj element je također poznat kao sredstvo za redukciju goriva za raketne motore.

Naučnici jednoglasno predviđaju da će vodonično gorivo biti lider u energetskom sektoru.

Prijem u industriji

U industriji se vodonik proizvodi elektrolizom, koja se podvrgava hloridima ili hidroksidima alkalnih metala otopljenih u vodi. Također je moguće dobiti vodonik na ovaj način direktno iz vode.

U tu svrhu koristi se konverzija koksa ili metana parom. Razlaganje metana na povišenoj temperaturi također proizvodi vodonik. Ukapljivanje koksnog gasa frakcionom metodom se takođe koristi za industrijska proizvodnja vodonik.

Dobivanje u laboratoriji

U laboratoriji se za proizvodnju vodika koristi Kipp aparat.

Kao reagensi djeluju hlorovodonična ili sumporna kiselina i cink. Kao rezultat reakcije nastaje vodonik.

Pronalaženje vodonika u prirodi

Vodonik je najčešći element u svemiru. Većina zvijezda, uključujući Sunce i druga kosmička tijela, je vodonik.

IN zemljine kore iznosi samo 0,15%. Prisutan je u mnogim mineralima, u svim organskim materijama, kao iu vodi koja pokriva 3/4 površine naše planete.

U gornjim slojevima atmosfere mogu se naći tragovi vodonika čista forma. Takođe se nalazi u brojnim zapaljivim prirodnim gasovima.

Gasni vodonik je najtanji, a tečni vodonik je najgušća supstanca na našoj planeti. Uz pomoć vodonika možete promijeniti ton glasa, ako ga udišete, i govoriti dok izdišete.

Najmoćnija hidrogenska bomba zasnovana je na cijepanju najlakšeg atoma.

Vodonik(lat. Hydrogenium), H, hemijski element, prvi po serijskom broju u Mendeljejevljevom periodičnom sistemu; atomska masa 1,0079. At normalnim uslovima Vodonik je gas; nema boju, miris i ukus.

Rasprostranjenost vodonika u prirodi. Vodonik je široko rasprostranjen u prirodi, njegov sadržaj u zemljinoj kori (litosferi i hidrosferi) iznosi 1% po masi, a 16% po broju atoma. Vodik je deo najzastupljenije supstance na Zemlji - vode (11,19% vodonika po masi), u jedinjenjima koja čine ugalj, naftu, prirodne gasove, glinu, kao i životinjske i biljne organizme (odnosno u sastavu proteini, nukleinske kiseline, masti, ugljeni hidrati itd.). Vodik je izuzetno rijedak u slobodnom stanju; nalazi se u malim količinama u vulkanskim i drugim prirodnim plinovima. Zanemarljive količine slobodnog vodonika (0,0001% po broju atoma) su prisutne u atmosferi. U svemiru blizu Zemlje, vodonik u obliku struje protona formira unutrašnji ("protonski") radijacijski pojas Zemlje. Vodonik je najzastupljeniji element u svemiru. U obliku plazme, čini oko polovinu mase Sunca i većine zvijezda, najveći dio plinova međuzvjezdanog medija i plinovitih maglina. Vodonik je prisutan u atmosferi brojnih planeta i u kometama u obliku slobodnog H 2 , metana CH 4 , amonijaka NH 3 , vode H 2 O, radikala kao što su CH, NH, OH, SiH, PH itd. Vodik ulazi u obliku protonskog fluksa u korpuskularno zračenje Sunca i kosmičkih zraka.

Izotopi, atom i molekula vodika. Obični vodonik se sastoji od mješavine 2 stabilna izotopa: lakog vodonika, ili protijuma (1 H), i teškog vodonika, ili deuterijuma (2 H, ili D). U prirodnim vodikovim jedinjenjima ima u prosjeku 6800 atoma 1 H po 1 atomu 2 H. Radioaktivni izotop s masenim brojem 3 naziva se superteški vodik, ili tricij (3 H, ili T), sa mekim β-zračenjem i poluživot T ½ = 12,262 godine. U prirodi, tricij nastaje, na primjer, iz atmosferskog dušika pod djelovanjem neutrona kosmičkih zraka; u atmosferi je zanemarljiv (4 10 -15% od ukupan broj atomi vodonika). Dobijen je izuzetno nestabilan izotop 4 H. Maseni brojevi izotopa 1 H, 2 H, 3 H i 4 H, odnosno 1, 2, 3 i 4, ukazuju da jezgro atoma protijuma sadrži samo jedan proton, deuterijum - jedan proton i jedan neutron, tricijum - jedan proton i 2 neutrona, 4 H - jedan proton i 3 neutrona. Velika razlika u masama izotopa vodika uzrokuje uočljiviju razliku u njihovim fizičkim i hemijskim svojstvima nego u slučaju izotopa drugih elemenata.

Atom vodika ima najjednostavniju strukturu među atomima svih ostalih elemenata: sastoji se od jezgre i jednog elektrona. Energija vezivanja elektrona sa jezgrom (jonizacioni potencijal) je 13,595 eV. Neutralni atom Vodik također može vezati drugi elektron, formirajući negativni ion H - u ovom slučaju, energija vezivanja drugog elektrona sa neutralnim atomom (afinitet elektrona) je 0,78 eV. Kvantna mehanika omogućava da se izračunaju svi mogući energetski nivoi atoma vodika i, posljedično, da se da potpuna interpretacija njegovog atomskog spektra. Atom vodonika se koristi kao model atoma u kvantnim mehaničkim proračunima energetskih nivoa drugih, složenijih atoma.

Molekul vodonika H 2 sastoji se od dva atoma povezana kovalentnom hemijskom vezom. Energija disocijacije (tj. raspadanja na atome) je 4,776 eV. Međuatomska udaljenost na ravnotežnom položaju jezgara je 0,7414Å. Na visokim temperaturama, molekularni vodonik disocira na atome (stepen disocijacije na 2000°C je 0,0013; na 5000°C je 0,95). Atomski vodik također nastaje u različitim kemijskim reakcijama (na primjer, djelovanjem Zn na hlorovodoničnu kiselinu). Međutim, postojanje vodika u atomskom stanju traje samo kratko vrijeme, atomi se rekombinuju u H 2 molekule.

Fizička svojstva vodonika. Vodonik je najlakša od svih poznatih supstanci (14,4 puta lakša od vazduha), gustine 0,0899 g/l na 0°C i 1 atm. Vodonik ključa (ukapljuje) i topi se (učvršćuje) na -252,8°C i -259,1°C, respektivno (samo helijum ima niže tačke topljenja i ključanja). Kritična temperatura Vodonika je vrlo malo (-240°C), pa je njegovo ukapljivanje povezano s velikim poteškoćama; kritični pritisak 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), kritična gustina 0,0312 g / cm 3. Vodonik ima najveću toplotnu provodljivost od svih gasova, jednaku 0,174 W/(m·K) na 0°C i 1 atm, odnosno 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°S). Specifični toplotni kapacitet vodonika na 0°C i 1 atm C je 14,208 kJ/(kg K), odnosno 3,394 cal/(g°C). Vodik je slabo rastvorljiv u vodi (0,0182 ml / g na 20 ° C i 1 atm), ali dobro - u mnogim metalima (Ni, Pt, Pa i drugi), posebno u paladiju (850 zapremina na 1 zapreminu Pd). Rastvorljivost vodonika u metalima povezana je sa njegovom sposobnošću da difundira kroz njih; difuzija kroz leguru ugljika (na primjer, čelik) ponekad je praćena uništenjem legure zbog interakcije vodika s ugljikom (tzv. dekarbonizacija). Tečni vodonik je vrlo lagan (gustina na -253°C 0,0708 g/cm3) i fluidan (viskozitet na -253°C 13,8 centipoise).

Hemijska svojstva Vodonik. U većini jedinjenja, vodonik pokazuje valenciju (tačnije, oksidaciono stanje) od +1, kao natrijum i drugi alkalni metali; obično se smatra analogom ovih metala, naslovna grupa I Mendeljejevskog sistema. Međutim, u metalnim hidridima, vodikov ion je negativno nabijen (oksidacijsko stanje -1), odnosno Na + H - hidrid je građen kao Na + Cl - hlorid. Ova i neke druge činjenice (blizina fizičkih svojstava vodonika i halogena, sposobnost halogena da zamjene vodonik u organskim jedinjenjima) daju osnovu da se vodonik uvrsti i u VII grupu periodnog sistema. U normalnim uslovima, molekularni vodonik je relativno neaktivan, kombinujući se direktno samo sa najaktivnijim nemetalima (sa fluorom, a na svetlosti i sa hlorom). Međutim, kada se zagrije, reagira s mnogim elementima. Atomski vodonik ima povećanu hemijsku aktivnost u odnosu na molekularni vodonik. Vodik se spaja sa kiseonikom i formira vodu:

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

s oslobađanjem od 285,937 kJ / mol, odnosno 68,3174 kcal / mol topline (na 25 ° C i 1 atm). Na uobičajenim temperaturama, reakcija se odvija izuzetno sporo, iznad 550 ° C - uz eksploziju. Granice eksplozivnosti smeše vodonik-kiseonik su (po zapremini) od 4 do 94% H 2, a smeše vodonika i vazduha - od 4 do 74% H 2 (mešavina 2 zapremine H 2 i 1 zapremine O 2 naziva se eksplozivni gas). Vodik se koristi za redukciju mnogih metala, jer oduzima kisik njihovim oksidima:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O,

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

Sa halogenima Vodik stvara vodonik halogenide, na primjer:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.

Vodonik eksplodira sa fluorom (čak i u mraku i na -252°C), sa hlorom i bromom reaguje samo kada se osvetli ili zagreje, a sa jodom samo kada se zagreje. Vodik reaguje sa azotom i nastaje amonijak:

ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3

samo na katalizatoru i na povišenim temperaturama i pritiscima. Kada se zagrije, vodik snažno reagira sa sumporom:

H 2 + S \u003d H 2 S (vodonik sulfid),

mnogo teže sa selenom i telurom. Vodik može reagirati s čistim ugljikom bez katalizatora samo na visokim temperaturama:

2H 2 + C (amorfni) = CH 4 (metan).

Vodik direktno reaguje sa nekim metalima (alkalijski, zemnoalkalni i drugi), formirajući hidride:

H 2 + 2Li = 2LiH.

Od velike su praktične važnosti reakcije vodonika sa ugljičnim monoksidom (II), u kojima, ovisno o temperaturi, tlaku i katalizatoru, nastaju različiti organski spojevi, na primjer HCHO, CH 3 OH i drugi. Nezasićeni ugljikovodici reagiraju s vodikom kako bi postali zasićeni, na primjer:

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

Uloga vodonika i njegovih spojeva u hemiji je izuzetno velika. Vodik određuje kisela svojstva takozvanih protonskih kiselina. Vodik ima tendenciju da sa nekim elementima formira takozvanu vodikovu vezu, koja ima odlučujući uticaj na svojstva mnogih organskih i neorganskih jedinjenja.

Dobivanje vodonika. Glavne vrste sirovina za industrijsku proizvodnju vodonika su prirodni zapaljivi gasovi, gas iz koksnih peći i gasovi za preradu nafte. Vodonik se takođe dobija iz vode elektrolizom (na mestima sa jeftinom strujom). Najvažnije metode za proizvodnju vodonika iz prirodni gas su katalitička interakcija ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (konverzija):

CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,

i nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:

CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2

Nastali ugljen monoksid (II) je takođe podvrgnut konverziji:

CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.

Vodik proizveden iz prirodnog gasa je najjeftiniji.

Vodonik se izoluje iz koksnog gasa i rafinerijskih gasova uklanjanjem preostalih komponenti gasne mešavine, koje se lakše ukapljuju od vodonika, nakon dubokog hlađenja. Elektroliza vode se provodi jednosmjernom strujom, propuštajući je kroz otopinu KOH ili NaOH (kiseline se ne koriste da bi se izbjegla korozija čelične opreme). Vodik se proizvodi u laboratorijama elektrolizom vode, kao i reakcijom između cinka i hlorovodonične kiseline. Međutim, češće koriste gotov vodonik u cilindrima.

Primjena vodonika. Vodonik se počeo proizvoditi u industrijskim razmjerima krajem 18. stoljeća za punjenje baloni. Trenutno se vodonik široko koristi u hemijska industrija, uglavnom za proizvodnju amonijaka. Veliki potrošač vodonika je i proizvodnja metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i drugih proizvoda dobijenih sintezom iz vodonika i ugljičnog monoksida (II). Vodik se koristi za hidrogenaciju čvrstih i teških tečnih goriva, masti i drugih, za sintezu HCl, za hidrotretman naftnih derivata, u zavarivanju i rezanju metala kiseonik-vodikovim plamenom (temperatura do 2800°C) i kod atomskog vodoničnog zavarivanja (do 4000°C). Izotopi vodika, deuterijum i tricij, našli su vrlo važnu primjenu u nuklearnoj energiji.

Fenoli

Struktura
Hidroksilna grupa u molekulima organskih jedinjenja može biti direktno povezana sa aromatičnom jezgrom, ili se može odvojiti od nje jednim ili više atoma ugljenika. Može se očekivati ​​da će se, ovisno o tome, svojstva tvari međusobno značajno razlikovati zbog međusobnog utjecaja grupa atoma (sjetite se jedne od odredbi Butlerovljeve teorije). Zaista, organska jedinjenja koja sadrže aromatični fenil C 6 H 5 - radikal direktno vezan za hidroksilnu grupu pokazuju posebna svojstva koja se razlikuju od onih kod alkohola. Takva jedinjenja nazivaju se fenoli.

fenoli - organska materija, čije molekule sadrže fenilni radikal povezan s jednom ili više hidroksilnih grupa.
Kao i alkoholi, fenoli se klasifikuju po atomizmu, odnosno po broju hidroksilnih grupa.Monatomski fenoli sadrže jednu hidroksilnu grupu u molekuli:

Postoje i druge poliatomske fenola koji sadrže tri ili više hidroksilnih grupa u benzenskom prstenu.
Hajde da se detaljnije upoznamo sa strukturom i svojstvima najjednostavnijeg predstavnika ove klase - fenola C6H50H. Naziv ove supstance bio je osnova za naziv cijele klase - fenola.

Fizička svojstva
Čvrsta bezbojna kristalna supstanca, tºpl = 43 °C, tº bp = °C, sa oštrim karakterističnim mirisom. Otrovno. Fenol je slabo rastvorljiv u vodi na sobnoj temperaturi. Vodena otopina fenola naziva se karbolna kiselina. U dodiru s kožom izaziva opekotine, pa se s fenolom treba pažljivo rukovati.
Struktura molekula fenola
U molekuli fenola, hidroksil je direktno vezan za atom ugljika aromatičnog jezgra benzena.
Prisjetimo se strukture grupa atoma koje formiraju molekul fenola.
Aromatični prsten se sastoji od šest atoma ugljika koji formiraju pravilan šesterokut zbog sp 2 hibridizacije elektronskih orbitala šest atoma ugljika. Ovi atomi su povezani z-vezama. P-elektroni svakog atoma ugljika koji ne učestvuju u formiranju st-veza, preklapaju se u različite strane ravni z-veze, čine dva dijela jednog šestoelektronskog P- oblak koji prekriva cijeli benzenski prsten (aromatično jezgro). U molekuli benzena C6H6, aromatično jezgro je apsolutno simetrično, jedno elektronsko P-oblak ravnomjerno prekriva prsten ugljikovih atoma ispod i iznad ravni molekula (slika 24). Kovalentna veza između atoma kisika i vodika hidroksilnog radikala je jako polarna, opći elektronski oblak O-H veze je pomjeren prema atomu kisika, na kojem nastaje djelomični negativni naboj, a na atomu vodika djelomično pozitivan naboj . Osim toga, atom kisika u hidroksilnoj grupi ima dva nepodijeljena elektronska para koja pripadaju samo njemu.

U molekulu fenola, hidroksilni radikal je u interakciji sa aromatičnim jezgrom, dok usamljeni elektronski parovi atoma kiseonika interaguju sa jednim TC oblakom benzenskog prstena, formirajući jedan elektronski sistem. Takva interakcija usamljenih elektronskih parova i oblaka r-veza naziva se konjugacija. Kao rezultat konjugacije usamljenog elektronskog para atoma kiseonika hidroksi grupe sa elektronskim sistemom benzenskog prstena, elektronska gustina na atomu kiseonika opada. Ovo smanjenje je nadoknađeno većom polarizacijom O–N veze, što zauzvrat dovodi do povećanja pozitivan naboj na atomu vodonika. Stoga, vodonik hidroksilne grupe u molekulu fenola ima "kiseli" karakter.
Logično je pretpostaviti da konjugacija elektrona benzenskog prstena i hidroksilne grupe utiče ne samo na njegova svojstva, već i na reaktivnost benzenskog prstena.
Zapravo, kao što se sjećate, konjugacija usamljenih parova atoma kisika s n-oblakom benzenskog prstena dovodi do preraspodjele elektronske gustoće u njemu. Smanjuje se na atomu ugljika koji je povezan s OH grupom (utječe utjecaj elektronskih parova atoma kisika) i povećava se na atomima ugljika koji su uz njega (tj. pozicije 2 i 6, ili orto položaji). Očigledno, povećanje elektronske gustoće na ovim atomima ugljika benzenskog prstena dovodi do lokalizacije (koncentracije) negativnog naboja na njima. Pod uticajem ovog naboja dolazi do dalje preraspodele elektronske gustine u aromatičnom jezgru – njegovog pomeranja sa 3. i 5. atoma (.meta-pozicija) na 4. (orto-pozicija). Ovi procesi se mogu izraziti shemom:

Dakle, prisustvo hidroksilnog radikala u molekuli fenola dovodi do promjene n-oblaka benzenskog prstena, povećanja gustine elektrona na 2, 4 i 6 atoma ugljika (orto-, dara-položaji) i smanjenje elektronske gustine na 3. i 5. atomu ugljika (meta pozicije).
Lokalizacija elektronske gustine u orto i para položajima čini da će biti najvjerovatnije napadnuti elektrofilnim česticama kada su u interakciji s drugim supstancama.
Posljedično, utjecaj radikala koji čine molekul fenola je obostran i određuje njegova karakteristična svojstva.
Hemijska svojstva fenola
Svojstva kiselina
Kao što je već spomenuto, atom vodika hidroksilne grupe fenola ima kiseli karakter. Kisela svojstva fenola su izraženija od one vode i alkohola. Za razliku od alkohola i vode, fenol reaguje ne samo sa alkalnim metalima, već i sa alkalijama i formira fenolate.
Međutim, kisela svojstva fenola su manje izražena od onih neorganskih i karboksilnih kiselina. Tako su, na primjer, kisela svojstva fenola otprilike 3000 puta manja od onih ugljične kiseline. Dakle, propuštanjem ugljičnog dioksida kroz vodenu otopinu natrijevog fenolata može se izolirati slobodni fenol:

Dodavanje hlorovodonične ili sumporne kiseline u vodenu otopinu natrijevog fenolata također dovodi do stvaranja fenola.
Kvalitativna reakcija na fenol
Fenol reaguje sa gvožđe(III) hloridom da bi se formirao intenzivno obojen ljubičasta kompleksno jedinjenje.
Ova reakcija omogućava otkrivanje čak iu vrlo malim količinama. Drugi fenoli koji sadrže jednu ili više hidroksilnih grupa na benzenskom prstenu također daju svijetlu plavo-ljubičastu boju kada reagiraju sa željeznim(III) hloridom.
Reakcije benzenskog prstena
Prisustvo hidroksilnog supstituenta uvelike olakšava tok reakcija elektrofilne supstitucije u benzenskom prstenu.
1. Bromiranje fenola. Za razliku od benzena, bromiranje fenola ne zahtijeva dodavanje katalizatora (gvožđe(III) bromid).
Osim toga, interakcija s fenolom se odvija selektivno (selektivno): atomi broma se šalju na orto i para položaje, zamjenjujući atome vodika koji se tamo nalaze. Selektivnost supstitucije se objašnjava karakteristikama elektronske strukture molekula fenola o kojima je bilo reči. Dakle, kada fenol reaguje sa bromnom vodom, formira se bijeli talog 2,4,6-tribromofenola.
Ova reakcija, kao i reakcija sa gvožđe(III) hloridom, služi za kvalitativnu detekciju fenola.

2. Nitracija fenola je takođe lakša od nitriranja benzena. Reakcija s razrijeđenom dušičnom kiselinom se odvija na sobnoj temperaturi. Kao rezultat, nastaje mješavina orto- i para-izomera nitrofenola:

3. Hidrogenacija aromatičnog prstena fenola u prisustvu katalizatora je laka.
4. Polikondenzacija fenola s aldehidima, posebno s formaldehidom, nastaje stvaranjem produkta reakcije - fenol-formaldehidnih smola i čvrstih polimera.
Interakcija fenola s formaldehidom može se opisati shemom:

Vjerovatno ste primijetili da su u molekuli dimera sačuvani “pokretni” atomi vodika, što znači da se reakcija može nastaviti dalje s dovoljnom količinom reagensa.
Reakcija polikondenzacije, odnosno reakcija dobivanja polimera, koja se nastavlja oslobađanjem nusproizvoda male molekularne težine (vode), može se nastaviti dalje (sve dok se jedan od reagensa potpuno ne potroši) s formiranjem ogromnih makromolekula. Proces se može opisati opštom jednačinom:

Formiranje linearnih molekula događa se na običnoj temperaturi. Provođenje ove reakcije pri zagrijavanju dovodi do činjenice da rezultirajući proizvod ima razgranatu strukturu, čvrst je i netopiv u vodi. Kao rezultat zagrijavanja linearne fenol-formaldehidne smole s viškom aldehida, dobivaju se čvrste plastične mase jedinstvenih svojstava. Polimeri na bazi fenol-formaldehidnih smola koriste se za proizvodnju lakova i boja, plastičnih proizvoda koji su otporni na zagrijavanje, hlađenje, vodu, alkalije i kiseline, imaju visoka dielektrična svojstva. Od polimera na bazi fenol-formaldehidnih smola, najodgovorniji i važne detalje električni uređaji, kućišta pogonskih jedinica i dijelovi strojeva, polimerna baza štampane ploče za radio uređaje.

Ljepila na bazi fenol-formaldehidnih smola mogu pouzdano povezati dijelove različite prirode, održavajući najveću čvrstoću veze u vrlo širokom temperaturnom rasponu. Takvo ljepilo se koristi za pričvršćivanje metalne baze rasvjetnih lampi staklena boca. Sada vam je postalo jasno zašto se fenol i proizvodi na bazi njega široko koriste (Shema 8).

DEFINICIJA

Vodonik- prvi element Periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev. Simbol je N.

Atomska masa - 1 am.u. Molekul vodonika je dvoatomski - H 2.

Elektronska konfiguracija atom vodonika - 1s 1. Vodonik pripada porodici s-elemenata. U svojim jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja -1, 0, +1. Prirodni vodonik se sastoji od dva stabilna izotopa - protijuma 1 H (99,98%) i deuterijuma 2 H (D) (0,015%) - i radioaktivnog izotopa tricijuma 3 H (T) (količine u tragovima, poluživot - 12,5 godina).

Hemijska svojstva vodonika

U normalnim uslovima, molekularni vodonik pokazuje relativno nisku reaktivnost, što se objašnjava velikom snagom veze u molekulu. Kada se zagreje, stupa u interakciju sa skoro svim jednostavne supstance, formiran od elemenata glavnih podgrupa (osim plemenitih gasova, B, Si, P, Al). U kemijskim reakcijama može djelovati i kao redukcijsko sredstvo (češće) i kao oksidacijsko sredstvo (rjeđe).

Vodonik se manifestuje svojstva redukujućeg agensa(H 2 0 -2e → 2H +) u sljedećim reakcijama:

1. Reakcije interakcije sa jednostavnim supstancama - nemetalima. Vodonik reaguje sa halogenima, štaviše, reakcija interakcije sa fluorom u normalnim uslovima, u mraku, sa eksplozijom, sa hlorom - pod osvetljenjem (ili UV zračenjem) lančanim mehanizmom, sa bromom i jodom samo kada se zagreju; kiseonik(mješavina kisika i vodonika u volumnom omjeru 2:1 naziva se "eksplozivni plin"), siva, nitrogen I ugljenik:

H 2 + Hal 2 \u003d 2HHal;

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S \u003d H 2 S (t = 150 - 300C);

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (t = 500C, p, kat = Fe, Pt);

2H 2 + C ↔ CH 4 (t, p, kat).

2. Reakcije interakcije sa složene supstance. Vodonik reaguje sa oksidima niskoaktivnih metala, a može reducirati samo metale koji se nalaze u nizu aktivnosti desno od cinka:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O (t);

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

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O (t).

Vodonik reaguje sa nemetalnim oksidima:

H 2 + CO 2 ↔ CO + H 2 O (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Vodik ulazi u reakcije hidrogenacije sa organskim jedinjenjima iz klase cikloalkana, alkena, arena, aldehida i ketona itd. Sve ove reakcije se odvijaju pod zagrevanjem, pod pritiskom, kao katalizator koristi se platina ili nikl:

CH 2 \u003d CH 2 + H 2 ↔ CH 3 -CH 3;

C 6 H 6 + 3H 2 ↔ C 6 H 12;

C 3 H 6 + H 2 ↔ C 3 H 8;

CH 3 CHO + H 2 ↔ CH 3 -CH 2 -OH;

CH 3 -CO-CH 3 + H 2 ↔ CH 3 -CH (OH) -CH 3.

Vodonik kao oksidaciono sredstvo(H 2 + 2e → 2H -) djeluje u reakcijama sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima. U tom slučaju nastaju hidridi - kristalna jonska jedinjenja u kojima vodonik pokazuje oksidaciono stanje -1.

2Na + H 2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H 2 ↔ CaH 2 (t, p).

Fizička svojstva vodonika

Vodonik je lagan gas bez boje, bez mirisa, gustine na n.o. - 0,09 g/l, 14,5 puta lakši od zraka, t bala = -252,8 C, t pl = - 259,2 C. Vodonik je slabo rastvorljiv u vodi i organskim rastvaračima, veoma je rastvorljiv u nekim metalima: nikal, paladijum, platina.

Prema modernoj kosmohemiji, vodonik je najzastupljeniji element u svemiru. Glavni oblik postojanja vodonika u svemiru su pojedinačni atomi. Vodonik je 9. najzastupljeniji element na Zemlji. Glavna količina vodonika na Zemlji je u vezanom stanju - u sastavu vode, nafte, prirodnog gasa, uglja itd. U obliku jednostavne tvari, vodonik se rijetko nalazi - u sastavu vulkanskih plinova.

Dobivanje vodonika

Postoje laboratorijske i industrijske metode za proizvodnju vodonika. Laboratorijske metode uključuju interakciju metala sa kiselinama (1), kao i interakciju aluminijuma sa vodenim rastvorima alkalija (2). Među industrijskim metodama za proizvodnju vodika, važnu ulogu imaju elektroliza vodenih otopina lužina i soli (3) i konverzija metana (4):

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na +3 H 2 (2);

2NaCl + 2H 2 O = H 2 + Cl 2 + 2NaOH (3);

CH 4 + H 2 O ↔ CO + H 2 (4).

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

VODNIK (lat. Hydrogenium), H, hemijski element grupe VII kratkog oblika (grupa 1 dugog oblika) periodnog sistema; atomski broj 1, atomska masa 1,00794; nemetalni. U prirodi postoje dva stabilna izotopa: protij 1 H (99,985% po težini) i deuterijum D, ili 2H (0,015%). Umjetno proizvedeni radioaktivni tricij 3 H, ili T (ß-raspad, T 1/2 12,26 godina), nastaje u prirodi u zanemarljivim količinama u gornjim slojevima atmosfere kao rezultat interakcije kosmičkog zračenja uglavnom sa N i O jezgra.Vještački dobijeni izuzetno nestabilni radioaktivni izotopi 4 H, 5 H, 6 H.

Istorijska referenca. Vodonik je prvi proučavao 1766. G. Cavendish i nazvao ga "zapaljivim vazduhom". A. Lavoisier je 1787. godine pokazao da ovaj gas formira vodu tokom sagorevanja, uvrstio ga u listu hemijskih elemenata i predložio naziv hidrogen (od grčkog?δωρ - voda i γενν?ω - rađati).

rasprostranjenost u prirodi. Sadržaj vodonika u atmosferski vazduh 3,5-10% po masi, u zemljinoj kori 1%. Glavni rezervoar vodonika na Zemlji je voda (11,19% vodonika po masi). Vodik je jedan od biogenih elemenata, deo je jedinjenja koja formiraju ugalj, naftu, prirodne zapaljive gasove, mnoge minerale itd. U svemiru blizu Zemlje, vodonik u obliku protonske struje formira unutrašnji radijacioni pojas Zemlje . Vodonik je najzastupljeniji element u svemiru; u obliku plazme čini oko 70% mase Sunca i zvijezda, glavni dio međuzvjezdanog medija i gasovitih maglina, prisutan je u atmosferi niza planeta u obliku H 2 , CH 4 , NH 3 , H 2 O, itd.

Svojstva. Konfiguracija elektronske ljuske atoma vodika je 1s 1 ; u jedinjenjima pokazuje oksidaciona stanja +1 i -1. Elektronegativnost prema Paulingu 2.1; radijusi (pm): atomski 46, kovalentni 30, van der Waals 120; energija jonizacije H° → H + 1312,0 kJ/mol. U slobodnom stanju, vodonik formira dvoatomski H 2 molekul, međunuklearna udaljenost je 76 pm, a energija disocijacije je 432,1 kJ/mol (0 K). Ovisno o međusobnoj orijentaciji nuklearnih spinova, razlikuju se orto-vodik (paralelni spinovi) i paravodonik (antiparalelni spinovi), koji se razlikuju po magnetskim, optičkim i termičkim svojstvima i obično su sadržani u omjeru 3:1. ; konverzija paravodonika u orto-vodonik troši 1418 J/mol energije.

Vodonik je gas bez boje, ukusa i mirisa; t PL -259,19 °C, t KIP -252,77 °S. Vodonik je najlakši i toplinski provodljivi od svih plinova: na 273 K, gustina je 0,0899 kg / m 3, toplotna provodljivost je 0,1815 W / (m K). Ne rastvara se u vodi; dobro se rastvara u mnogim metalima (najbolje u Pd - do 850% zapremine); difundira kroz mnoge materijale (npr. čelik). Gori na zraku, stvara eksplozivne smjese. Čvrsti vodonik kristalizira u heksagonalnoj rešetki; pri pritisku iznad 10 4 MPa moguć je fazni prijelaz sa formiranjem strukture građene od atoma i koja posjeduje metalna svojstva - tzv. metalni vodonik.

Vodonik stvara spojeve sa mnogo elemenata. S kisikom stvara vodu (na temperaturama iznad 550 ° C, reakcija je praćena eksplozijom), s dušikom - amonijak, s halogenima - vodikovi halogenidi, s metalima, intermetalima, a također i sa mnogim nemetalima (na primjer, halkogeni ) - hidridi, sa ugljikom - ugljovodonici. Reakcije sa CO su od praktične važnosti (vidi Sintetski gas). Vodik reducira okside i halogenide mnogih metala u metale, nezasićene ugljovodonike u zasićene (vidi Hidrogenacija). Jezgro atoma vodika - proton H + - određuje kisela svojstva jedinjenja. U vodenim rastvorima, H + formira hidroksonijev jon H 3 O + sa molekulom vode. U sastavu molekula razna jedinjenja vodonik teži stvaranju vodoničnih veza sa mnogim elektronegativnim elementima.

Aplikacija. Gas vodik se koristi u industrijskoj sintezi amonijaka, hlorovodonične kiseline, metanola i viših alkohola, sintetička tečna goriva, itd., za hidrogenaciju masti i drugih organskih jedinjenja; u preradi nafte - za hidrotretman i hidrokreking frakcija nafte; u metalurgiji - za dobijanje metala (na primjer, W, Mo, Re iz njihovih oksida i fluorida), stvaranje zaštitnog okruženja u obradi metala i legura; u proizvodnji proizvoda od kvarcnog stakla uz upotrebu vodonik-kiseoničkog plamena, za atomsko-vodikovo zavarivanje vatrostalnih čelika i legura i dr., kao gas za podizanje balona. Tečni vodonik je gorivo u raketama i svemirska tehnologija; koristi se i kao rashladno sredstvo.

O glavnim metodama dobijanja, kao io skladištenju, transportu i upotrebi vodonika kao nosioca energije, pogledajte Energija vodika.

Lit. vidi u ul. Energija vodonika.

Atom vodonika ima elektronska formula eksterni (i jedini) elektronski nivo 1 s 1 . S jedne strane, prisustvom jednog elektrona na vanjskoj strani elektronski nivo atom vodika je sličan atomima alkalnog metala. Međutim, kao i halogenima, nedostaje mu samo jedan elektron da popuni eksterni elektronski nivo, jer se na prvom elektronskom nivou ne mogu nalaziti više od 2 elektrona. Pokazalo se da se vodonik može istovremeno smjestiti i u prvu i u pretposljednju (sedmu) grupu periodnog sistema, što se ponekad radi u razne opcije periodični sistem:

Sa stanovišta svojstava vodika kao jednostavne supstance, on ipak ima više zajedničkog sa halogenima. Vodik, kao i halogeni, je nemetal i tvori dvoatomske molekule (H 2) slično njima.

U normalnim uslovima, vodonik je gasovita, neaktivna supstanca. Niska aktivnost vodika objašnjava se visokom čvrstoćom veze između atoma vodika u molekuli, koja zahtijeva ili snažno zagrijavanje ili korištenje katalizatora, ili oboje u isto vrijeme, da bi se prekinula.

Interakcija vodika sa jednostavnim supstancama

sa metalima

Od metala, vodonik reaguje samo sa alkalnom i zemnoalkalnom! Alkalni metali su metali glavne podgrupe I-ta grupa(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a za zemnoalkalne - metale glavne podgrupe II grupe, osim berilija i magnezijuma (Ca, Sr, Ba, Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidirajuća svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U ovom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se nastavlja kada se zagrije:

Treba napomenuti da je interakcija sa aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodonik H2 oksidant.

sa nemetalima

Od nemetala, vodonik reaguje samo sa ugljenikom, azotom, kiseonikom, sumporom, selenom i halogenima!

Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant izuzetno inertna alotropna modifikacija ugljika.

U interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog agensa, odnosno može samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Interakcija vodika sa složenim supstancama

sa metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključivo), međutim, on je u stanju reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrijava:

sa nemetalnim oksidima

Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrije s oksidima dušika, halogenima i ugljikom. Od svih interakcija vodika sa oksidima nemetala, njegova reakcija sa ugljen monoksid CO.

Mješavina CO i H 2 čak ima i svoje ime - "sintetski plin", jer se, ovisno o uvjetima, iz nje mogu dobiti tako traženi industrijski proizvodi kao što su metanol, formaldehid, pa čak i sintetički ugljovodonici:

sa kiselinama

Vodonik ne reaguje sa neorganskim kiselinama!

Od organskih kiselina, vodik reagira samo sa nezasićenim kiselinama, kao i sa kiselinama koje sadrže funkcionalne grupe koje se mogu reducirati vodonikom, posebno aldehidne, keto ili nitro grupe.

sa solima

U slučaju vodenih rastvora soli ne dolazi do njihove interakcije sa vodonikom. Međutim, kada se vodik propušta preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Hemijska svojstva halogena

Halogeni se nazivaju hemijski elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne supstance koje formiraju. U daljnjem tekstu, osim ako nije drugačije navedeno, halogeni će se smatrati jednostavnim tvarima.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, što dovodi do niskih tačaka topljenja i ključanja ovih supstanci. Molekuli halogena su dvoatomni, tj. njihova formula se može upisati opšti pogled kao Hal 2.

Treba napomenuti da je ovo specifično fizička svojina jod, kao njegova sposobnost da sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. sublimacija, oni nazivaju fenomen u kojem se supstanca u čvrstom stanju ne topi kada se zagrije, već, zaobilazeći tečnu fazu, odmah prelazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura eksternog nivo energije atom bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sistema u kojem se halogen nalazi. Kao što vidite, samo jedan elektron nedostaje u vanjskoj ljusci atoma halogena od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidaciona svojstva slobodnih halogena, što se potvrđuje i u praksi. Kao što znate, elektronegativnost nemetala opada kada se kreće niz podgrupu, pa se aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama

Svi halogeni su visoko reaktivni i reagiraju s većinom jednostavnih tvari. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne supstance uključuju kiseonik, ugljenik (dijamant), azot, platinu, zlato i neke plemenite gasove (ksenon i kripton). One. zapravo, fluor ne reaguje samo sa nekim plemenitim gasovima.

Preostali halogeni, tj. hlor, brom i jod su takođe aktivne supstance, ali manje aktivne od fluora. Reaguju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.

Interakcija halogena sa nemetalima

vodonik

Svi halogeni reaguju sa vodonikom i nastaju vodonik halogenidi sa opštom formulom HHal. Istovremeno, reakcija fluora sa vodikom počinje spontano čak i u mraku i nastavlja se eksplozijom u skladu sa jednadžbom:

Reakcija hlora sa vodonikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili zagrijavanjem. Također curi uz eksploziju:

Brom i jod reaguju sa vodikom samo kada se zagreju, a u isto vreme reakcija sa jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora sa fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacionog stanja (+5). U ovom slučaju dolazi do stvaranja fosfor pentafluorida:

Kada klor i brom stupaju u interakciju s fosforom, moguće je dobiti fosforne halogenide i u oksidacijskom stanju + 3 i u oksidacijskom stanju + 5, što ovisi o proporcijama reaktanata:

U međuvremenu, u slučaju bijeli fosfor u atmosferi fluora, hlora ili tečnog broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfornog trijodida zbog znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacionog stanja +6, formirajući sumpor heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sumporom, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u oksidacijskim stanjima koja su za njega izuzetno neuobičajena +1 i +2. Ove interakcije su vrlo specifične i za polaganje ispita u hemiji, sposobnost zapisivanja jednadžbi ovih interakcija nije neophodna. Stoga su sljedeće tri jednadžbe date radije kao smjernica:

Interakcija halogena sa metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor može reagirati sa svim metalima, čak i sa neaktivnim kao što su platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim supstancama

Reakcije supstitucije sa halogenima

Aktivniji halogeni, tj. hemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sistemu, u stanju su da istisnu manje aktivne halogene iz halogenovodoničnih kiselina i metalnih halogenida koje formiraju:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz rastvora sulfida i/ili vodonik sulfida:

Klor je jači oksidant i oksidira sumporovodik u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:

Interakcija halogena sa vodom

Voda gori u fluoru s plavim plamenom u skladu s jednačinom reakcije:

Brom i hlor drugačije reaguju sa vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, formirajući mješavinu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Interakcija joda sa vodom ide do toliko beznačajnog stepena da se može zanemariti i smatrati da se reakcija uopšte ne odvija.

Interakcija halogena sa alkalnim rastvorima

Fluor u interakciji sa vodeni rastvor lužina opet djeluje kao oksidant:

Sposobnost pisanja ove jednačine nije potrebna za polaganje ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidirajućoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, preostali halogeni su nesrazmjerni u alkalnim otopinama, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoje oksidacijsko stanje. Istovremeno, u slučaju hlora i broma, u zavisnosti od temperature, dva različitim pravcima. Konkretno, na hladnoći, reakcije se odvijaju na sljedeći način:

a kada se zagrije:

Jod sa alkalijama reaguje isključivo po drugoj opciji, tj. sa stvaranjem jodata, jer hipojodit je nestabilan ne samo kada se zagreje, već i na uobičajenim temperaturama, pa čak i na hladnoći.