Smeltpunt van waterstof. Chemische eigenschappen van waterstof: kenmerken en toepassingen

Waterstof werd in de tweede helft van de 18e eeuw ontdekt door de Engelse wetenschapper op het gebied van natuur- en scheikunde G. Cavendish. Hij slaagde erin de stof in zuivere staat te isoleren, begon deze te bestuderen en beschreef de eigenschappen ervan.

Dit is het verhaal van de ontdekking van waterstof. Tijdens de experimenten stelde de onderzoeker vast dat het een brandbaar gas is, waarvan de verbranding in de lucht water produceert. Dit heeft geleid tot de definitie kwaliteit compositie water.

Wat is waterstof

De Franse scheikundige A. Lavoisier kondigde waterstof voor het eerst aan als een eenvoudige stof in 1784, omdat hij vaststelde dat het molecuul atomen van hetzelfde type bevat.

De naam van het chemische element in het Latijn klinkt als waterstofium (lees ‘hydrogenium’), wat ‘watergevend’ betekent. De naam verwijst naar de verbrandingsreactie waarbij water ontstaat.

Kenmerken van waterstof

Benaming van waterstof N. Mendelejev kende het eerste atoomnummer toe aan dit chemische element, waardoor het in de hoofdsubgroep van de eerste groep en de eerste periode werd geplaatst en voorwaardelijk in de hoofdsubgroep van de zevende groep.

Atoomgewicht ( atomaire massa) van waterstof is 1,00797. Het molecuulgewicht van H2 is 2 a. e. Molaire massa numeriek gelijk aan.

Het wordt vertegenwoordigd door drie isotopen met een speciale naam: het meest voorkomende protium (H), zwaar deuterium (D), radioactief tritium (T).

Het is het eerste element dat volledig in isotopen kan worden gescheiden op een eenvoudige manier. Het is gebaseerd op het grote verschil in massa van isotopen. Het proces werd voor het eerst uitgevoerd in 1933. Dit wordt verklaard door het feit dat pas in 1932 een isotoop met massa 2 werd ontdekt.

Fysieke eigenschappen

IN normale omstandigheden De eenvoudige stof waterstof in de vorm van tweeatomige moleculen is een gas, kleurloos, smaakloos en geurloos. Enigszins oplosbaar in water en andere oplosmiddelen.

Kristallisatietemperatuur - 259,2 o C, kookpunt - 252,8 o C. De diameter van waterstofmoleculen is zo klein dat ze langzaam door een aantal materialen (rubber, glas, metalen) kunnen diffunderen. Deze eigenschap wordt gebruikt wanneer het nodig is waterstof te zuiveren van gasvormige onzuiverheden. Wanneer n. u. waterstof heeft een dichtheid van 0,09 kg/m3.

Is het mogelijk om waterstof in een metaal om te zetten naar analogie met de elementen in de eerste groep? Wetenschappers hebben ontdekt dat waterstof, onder omstandigheden waarbij de druk 2 miljoen atmosfeer nadert, infraroodstralen begint te absorberen, wat de polarisatie van de moleculen van de stof aangeeft. Wellicht met nog meer hoge druk, waterstof zal een metaal worden.

Dit is interessant: er wordt aangenomen dat waterstof op de reuzenplaneten Jupiter en Saturnus wordt aangetroffen in de vorm van een metaal. Er wordt aangenomen dat metallisch vast waterstof ook aanwezig is in de kern van de aarde, als gevolg van de ultrahoge druk die door de aardmantel wordt gecreëerd.

Chemische eigenschappen

Zowel eenvoudige als complexe stoffen gaan een chemische interactie aan met waterstof. Maar de lage activiteit van waterstof moet worden verhoogd door geschikte omstandigheden te creëren: het verhogen van de temperatuur, het gebruik van katalysatoren, enz.

Bij verhitting reageren eenvoudige stoffen zoals zuurstof (O 2), chloor (Cl 2), stikstof (N 2), zwavel (S) met waterstof.

Als je zuivere waterstof aan het uiteinde van een gasuitlaatbuis in de lucht ontsteekt, zal het gelijkmatig, maar nauwelijks merkbaar, verbranden. Als u de gasuitlaatbuis in een atmosfeer van pure zuurstof plaatst, zal de verbranding doorgaan met de vorming van waterdruppels op de wanden van het vat, als gevolg van de reactie:

De verbranding van water gaat gepaard met het vrijkomen van een grote hoeveelheid warmte. Dit is een exotherme verbindingsreactie waarbij waterstof wordt geoxideerd door zuurstof om het oxide H2O te vormen. Het is ook een redoxreactie waarbij waterstof wordt geoxideerd en zuurstof wordt gereduceerd.

De reactie met Cl2 vindt op soortgelijke wijze plaats, waarbij waterstofchloride ontstaat.

De interactie van stikstof met waterstof vereist hoge temperatuur en hoge druk, evenals de aanwezigheid van een katalysator. Het resultaat is ammoniak.

Als resultaat van de reactie met zwavel wordt waterstofsulfide gevormd, waarvan de herkenning wordt vergemakkelijkt door de karakteristieke geur van rotte eieren.

De oxidatietoestand van waterstof in deze reacties is +1, en in de hieronder beschreven hydriden – 1.

Bij reactie met sommige metalen worden hydriden gevormd, bijvoorbeeld natriumhydride - NaH. Sommige van deze complexe verbindingen worden gebruikt als brandstof voor raketten, maar ook voor thermonucleaire energie.

Waterstof reageert ook met stoffen uit de complexe categorie. Bijvoorbeeld met koper(II)oxide, formule CuO. Om de reactie uit te voeren wordt koperwaterstof over verwarmd koper(II)oxidepoeder geleid. Tijdens de interactie verandert het reagens van kleur en wordt het roodbruin, en waterdruppels bezinken op de koude wanden van de reageerbuis.

Waterstof wordt tijdens de reactie geoxideerd, waarbij water ontstaat, en koper wordt gereduceerd van oxide tot een eenvoudige substantie (Cu).

Toepassingen

Waterstof heeft grote waarde voor mensen en wordt op verschillende gebieden gebruikt:

1. In de chemische productie zijn het grondstoffen, in andere industrieën is het brandstof. Petrochemische en olieraffinagebedrijven kunnen niet zonder waterstof.
2. In de elektriciteitsindustrie werkt deze eenvoudige substantie als koelmiddel.
3. In de ferro- en non-ferrometallurgie speelt waterstof de rol van een reductiemiddel.
4. Dit helpt bij het creëren van een inerte omgeving bij het verpakken van producten.
5. Farmaceutische industrie - gebruikt waterstof als reagens bij de productie van waterstofperoxide.
6. Met dit lichte gas worden weerballonnen gevuld.
7. Dit element staat ook bekend als brandstofreductiemiddel voor raketmotoren.

Wetenschappers voorspellen unaniem dat waterstofbrandstof het voortouw zal nemen in de energiesector.

Ontvangst in de industrie

In de industrie wordt waterstof geproduceerd door elektrolyse, waarbij chloriden of hydroxiden van alkalimetalen worden opgelost in water. Met deze methode is het ook mogelijk om waterstof rechtstreeks uit water te winnen.

Hiervoor wordt gebruik gemaakt van de omzetting van cokes of methaan met waterdamp. Bij de ontleding van methaan bij verhoogde temperaturen ontstaat ook waterstof. Er wordt ook gebruik gemaakt van het vloeibaar maken van cokesovengas door middel van een fractionele methode industriële productie waterstof.

Verkregen in het laboratorium

In het laboratorium wordt een Kipp-apparaat gebruikt om waterstof te produceren.

De reagentia zijn zoutzuur of zwavelzuur en zink. Bij de reactie ontstaat waterstof.

Waterstof vinden in de natuur

Waterstof komt vaker voor dan enig ander element in het heelal. Het grootste deel van de sterren, inclusief de zon, en andere kosmische lichamen is waterstof.

IN aardkorst het is slechts 0,15%. Het is aanwezig in veel mineralen, in alle organische stoffen, maar ook in water, dat driekwart van het oppervlak van onze planeet bedekt.

In de hogere atmosfeer zijn sporen van waterstof te vinden pure vorm. Het wordt ook aangetroffen in een aantal brandbare natuurlijke gassen.

Gasvormige waterstof is de minst dichte, en vloeibare waterstof is de dichtste stof op onze planeet. Met behulp van waterstof kun je de klankkleur van je stem veranderen als je deze inademt en spreken terwijl je uitademt.

De krachtigste waterstofbom is gebaseerd op de splitsing van het lichtste atoom.

Waterstof(lat. Hydrogenium), H, chemisch element, eerst op serienummer in het periodieke systeem van Mendelejev; atoommassa 1,0079. Bij normale omstandigheden Waterstof is een gas; heeft geen kleur, geur of smaak.

Verspreiding van waterstof in de natuur. Waterstof is wijdverspreid van aard; het gehalte ervan in de aardkorst (lithosfeer en hydrosfeer) bedraagt ​​1 massaprocent en 16 procent op basis van het aantal atomen. Waterstof maakt deel uit van de meest voorkomende stof op aarde - water (11,19% van de waterstof in massa), in de samenstelling van verbindingen waaruit steenkool, olie, natuurlijke gassen, klei en dierlijke en plantaardige organismen bestaan ​​(dat wil zeggen in de samenstelling van eiwitten, nucleïnezuren, vetten, koolhydraten en andere). Waterstof is in zijn vrije staat uiterst zeldzaam; het wordt in kleine hoeveelheden aangetroffen in vulkanische en andere natuurlijke gassen. Kleine hoeveelheden vrije waterstof (0,0001% van het aantal atomen) zijn aanwezig in de atmosfeer. In de ruimte nabij de aarde vormt waterstof in de vorm van een stroom protonen de interne (“proton”) stralingsgordel van de aarde. In de ruimte is waterstof het meest voorkomende element. In de vorm van plasma vormt het ongeveer de helft van de massa van de zon en de meeste sterren, en het grootste deel van de gassen van het interstellaire medium en gasvormige nevels. Waterstof is aanwezig in de atmosfeer van een aantal planeten en in kometen in de vorm van vrij H 2, methaan CH 4, ammoniak NH 3, water H 2 O, radicalen zoals CH, NH, OH, SiH, PH, etc. Waterstof komt in de vorm van een stroom protonen binnen in de corpusculaire straling van de zon en kosmische straling.

Isotopen, atoom en molecuul waterstof. Gewone waterstof bestaat uit een mengsel van 2 stabiele isotopen: lichte waterstof, of protium (1 H), en zware waterstof, of deuterium (2 H, of D). In natuurlijke waterstofverbindingen zijn er gemiddeld 6800 atomen van 1 H per 1 atoom van 2 H. Een radioactieve isotoop met een massagetal van 3 wordt superzware waterstof of tritium (3 H of T) genoemd, met zachte β- straling en een halfwaardetijd T ½ = 12,262 jaar. In de natuur wordt tritium bijvoorbeeld gevormd uit atmosferische stikstof onder invloed van kosmische stralingsneutronen; in de atmosfeer is het verwaarloosbaar (4,10 -15% van totaal aantal waterstofatomen). Er werd een uiterst onstabiele isotoop 4 H verkregen. De massagetallen van de isotopen 1 H, 2 H, 3 H en 4 H, respectievelijk 1, 2, 3 en 4, geven aan dat de kern van het protiumatoom slechts één proton bevat, en die van deuterium - één proton en één neutron, tritium - één proton en 2 neutronen, 4 H - één proton en 3 neutronen. Het grote verschil in massa van waterstofisotopen veroorzaakt een merkbaarder verschil in hun fysische en chemische eigenschappen dan bij isotopen van andere elementen.

Het waterstofatoom heeft de eenvoudigste structuur van alle atomen van alle andere elementen: het bestaat uit een kern en één elektron. De bindingsenergie van een elektron met een kern (ionisatiepotentiaal) is 13,595 eV. Het neutrale waterstofatoom kan ook een tweede elektron hechten en zo een negatief H-ion vormen - in dit geval is de bindingsenergie van het tweede elektron met een neutraal atoom (elektronenaffiniteit) 0,78 eV. De kwantummechanica stelt ons in staat alle mogelijke energieniveaus van het waterstofatoom te berekenen en zo een volledige interpretatie van zijn atomaire spectrum te geven. Het waterstofatoom wordt gebruikt als modelatoom bij kwantummechanische berekeningen van de energieniveaus van andere, complexere atomen.

Het waterstof H2-molecuul bestaat uit twee atomen verbonden door een covalente chemische binding. De energie van dissociatie (dat wil zeggen verval in atomen) is 4,776 eV. De interatomaire afstand op de evenwichtspositie van de kernen is 0,7414 Å. Bij hoge temperaturen dissocieert moleculaire waterstof in atomen (de dissociatiegraad bij 2000°C is 0,0013, bij 5000°C 0,95). Atomaire waterstof wordt ook gevormd in verschillende chemische reacties (bijvoorbeeld door de werking van Zn op zoutzuur). Het bestaan ​​van waterstof in de atomaire toestand duurt echter slechts korte tijd recombineren de atomen tot H2-moleculen.

Fysische eigenschappen van waterstof. Waterstof is de lichtste van alle bekende stoffen (14,4 keer lichter dan lucht), dichtheid 0,0899 g/l bij 0°C en 1 atm. Waterstof kookt (vloeibaar) en smelt (stolt) bij respectievelijk -252,8°C en -259,1°C (alleen helium heeft lagere smelt- en kookpunten). Kritische temperatuur Waterstof heeft een zeer lage concentratie (-240°C), waardoor het vloeibaar maken ervan met grote problemen gepaard gaat; kritische druk 12,8 kgf/cm 2 (12,8 atm), kritische dichtheid 0,0312 g/cm 3. Van alle gassen heeft waterstof de hoogste thermische geleidbaarheid, gelijk aan 0,174 W/(m·K) bij 0°C en 1 atm, dat wil zeggen 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°C). De soortelijke warmte van waterstof bij 0°C en 1 atm C p 14,208 kJ/(kg·K), dat wil zeggen 3,394 cal/(g·°С). Waterstof is enigszins oplosbaar in water (0,0182 ml/g bij 20°C en 1 atm), maar goed oplosbaar in veel metalen (Ni, Pt, Pa en andere), vooral in palladium (850 volumes per 1 volume Pd). De oplosbaarheid van waterstof in metalen houdt verband met het vermogen ervan om er doorheen te diffunderen; Diffusie door een koolstoflegering (bijvoorbeeld staal) gaat soms gepaard met vernietiging van de legering als gevolg van de interactie van waterstof met koolstof (de zogenaamde decarbonisatie). Vloeibare waterstof is zeer licht (dichtheid bij -253°C 0,0708 g/cm3) en vloeibaar (viscositeit bij -253°C 13,8 spuaz).

Chemische eigenschappen Waterstof. In de meeste verbindingen vertoont waterstof een valentie (meer precies, oxidatietoestand) +1, zoals natrium en andere alkalimetalen; het wordt gewoonlijk beschouwd als een analoog van deze metalen, behorend tot groep I van het periodiek systeem. In metaalhydriden is het waterstofion echter negatief geladen (oxidatietoestand -1), dat wil zeggen dat het hydride Na + H - op dezelfde manier is opgebouwd als het chloride Na + Cl -. Dit en enkele andere feiten (de gelijkenis van de fysische eigenschappen van waterstof en halogenen, het vermogen van halogenen om waterstof in organische verbindingen te vervangen) geven aanleiding om waterstof ook in groep VII van het periodiek systeem in te delen. Onder normale omstandigheden is moleculaire waterstof relatief weinig actief en combineert het alleen rechtstreeks met de meest actieve niet-metalen (met fluor en in het licht met chloor). Bij verhitting reageert het echter met veel elementen. Atomaire waterstof heeft een verhoogde chemische activiteit vergeleken met moleculaire waterstof. Met zuurstof vormt waterstof water:

H2 + 1/2 O2 = H2O

met de afgifte van 285,937 kJ/mol, dat wil zeggen 68,3174 kcal/mol warmte (bij 25°C en 1 atm). Bij normale temperaturen verloopt de reactie extreem langzaam, boven 550°C explodeert deze. De explosiegrenzen van een waterstof-zuurstofmengsel liggen (in volume) van 4 tot 94% H2, en van een waterstof-luchtmengsel - van 4 tot 74% H2 (een mengsel van 2 volumes H2 en 1 volume O2 wordt genoemd detonerend gas). Waterstof wordt gebruikt om veel metalen te reduceren, omdat het zuurstof uit hun oxiden verwijdert:

CuO + H2 = Cu + H2O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O, enz.

Met halogenen vormt waterstof waterstofhalogeniden, bijvoorbeeld:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Tegelijkertijd explodeert waterstof met fluor (zelfs in het donker en bij -252°C), reageert het alleen met chloor en broom als het wordt verlicht of verwarmd, en alleen met jodium als het wordt verwarmd. Waterstof reageert met stikstof en vormt ammoniak:

ZN 2 + N 2 = 2NH 3

alleen op een katalysator en bij verhoogde temperaturen en drukken. Bij verhitting reageert waterstof krachtig met zwavel:

H 2 + S = H 2 S (waterstofsulfide),

veel moeilijker met selenium en tellurium. Waterstof kan alleen bij hoge temperaturen zonder katalysator reageren met pure koolstof:

2H 2 + C (amorf) = CH 4 (methaan).

Waterstof reageert direct met sommige metalen (alkaliën, aardalkaliën en andere) en vormt hydriden:

H2 + 2Li = 2LiH.

Van groot praktisch belang zijn de reacties van waterstof met koolmonoxide (II), waarbij afhankelijk van temperatuur, druk en katalysator verschillende organische verbindingen worden gevormd, bijvoorbeeld HCHO, CH 3 OH en andere. Onverzadigde koolwaterstoffen reageren met waterstof en raken bijvoorbeeld verzadigd:

C n H 2n + H 2 = C n H 2n+2.

De rol van waterstof en zijn verbindingen in de chemie is uitzonderlijk groot. Waterstof bepaalt de zure eigenschappen van zogenaamde protinezuren. Waterstof heeft de neiging om met sommige elementen een zogenaamde waterstofbinding te vormen, wat een beslissende invloed heeft op de eigenschappen van veel organische en anorganische verbindingen.

Het verkrijgen van waterstof. De belangrijkste grondstoffen voor de industriële productie van waterstof zijn natuurlijke brandbare gassen, cokesovengas en olieraffinagegassen. Waterstof wordt ook door elektrolyse uit water gewonnen (op plaatsen met goedkope elektriciteit). De belangrijkste methoden voor het produceren van waterstof uit aardgas zijn de katalytische interactie van koolwaterstoffen, voornamelijk methaan, met waterdamp (conversie):

CH 4 + H 2 O = CO + ZN 2,

en onvolledige oxidatie van koolwaterstoffen met zuurstof:

KAN 4 + 1/2 O 2 = CO + 2H 2

Het resulterende koolmonoxide (II) ondergaat ook een conversie:

CO + H 2 O = CO 2 + H 2.

Waterstof geproduceerd uit aardgas is het goedkoopst.

Waterstof wordt geïsoleerd uit cokesovengas en olieraffinagegassen door de resterende componenten van het gasmengsel te verwijderen, die tijdens diepe koeling gemakkelijker vloeibaar worden dan waterstof. Elektrolyse van water wordt uitgevoerd met gelijkstroom, waarbij het door een oplossing van KOH of NaOH wordt geleid (zuren worden niet gebruikt om corrosie van stalen apparatuur te voorkomen). In laboratoria wordt waterstof verkregen door elektrolyse van water, maar ook door de reactie tussen zink en zoutzuur. Vaker gebruiken ze echter kant-en-klare waterstof in cilinders.

Toepassing van waterstof. Aan het einde van de 18e eeuw begon de productie van waterstof op industriële schaal voor het vullen ballonnen. Momenteel wordt waterstof veel gebruikt chemische industrie, voornamelijk voor de productie van ammoniak. Een grote verbruiker van waterstof is ook de productie van methyl- en andere alcoholen, synthetische benzine en andere producten verkregen door synthese uit waterstof en koolmonoxide (II). Waterstof wordt gebruikt voor de hydrogenering van vaste en zware vloeibare brandstoffen, vetten en andere, voor de synthese van HCl, voor de hydrobehandeling van aardolieproducten, bij het lassen en snijden van metalen met een zuurstof-waterstofvlam (temperatuur tot 2800°C) en bij atomair-waterstoflassen (tot 4000°C). Waterstofisotopen – deuterium en tritium – hebben zeer belangrijke toepassingen gevonden in kernenergie.

Fenolen

Structuur
De hydroxylgroep in moleculen van organische verbindingen kan direct met de aromatische ring geassocieerd zijn, of ervan gescheiden worden door een of meer koolstofatomen. Verwacht kan worden dat, afhankelijk hiervan, de eigenschappen van stoffen aanzienlijk van elkaar zullen verschillen als gevolg van de wederzijdse invloed van groepen atomen (denk aan een van de bepalingen van Butlerovs theorie). Organische verbindingen die het aromatische radicaal fenyl C 6 H 5 - bevatten, direct gebonden aan de hydroxylgroep, vertonen inderdaad speciale eigenschappen die verschillen van de eigenschappen van alcoholen. Dergelijke verbindingen worden fenolen genoemd.

Fenolen - organische stof, waarvan de moleculen een fenylradicaal bevatten geassocieerd met een of meer hydroxygroepen.
Net als alcoholen worden fenolen geclassificeerd op basis van atomiciteit, dat wil zeggen op basis van het aantal hydroxylgroepen. Eenwaardige fenolen bevatten één hydroxylgroep in het molecuul:

Er zijn andere polyatomische fenolen met drie of meer hydroxylgroepen in de benzeenring.
Laten we de structuur en eigenschappen van de eenvoudigste vertegenwoordiger van deze klasse eens nader bekijken: fenol C6H50H. De naam van deze stof vormde de basis voor de naam van de hele klasse: fenolen.

Fysieke eigenschappen
Vaste, kleurloze kristallijne substantie, tºmel = 43 °C, tº kook = °C, met een scherpe karakteristieke geur. Giftig. Fenol is bij kamertemperatuur enigszins oplosbaar in water. Een waterige oplossing van fenol wordt carbolzuur genoemd. Het veroorzaakt brandwonden als het in contact komt met de huid, dus moet met fenol voorzichtig worden omgegaan.
De structuur van het fenolmolecuul
In het fenolmolecuul is de hydroxyl direct gebonden aan het koolstofatoom van de aromatische benzeenring.
Laten we ons de structuur herinneren van de groepen atomen die het fenolmolecuul vormen.
De aromatische ring bestaat uit zes koolstofatomen die een regelmatige zeshoek vormen als gevolg van de sp 2-hybridisatie van de elektronische orbitalen van de zes koolstofatomen. Deze atomen zijn verbonden door Þ-bindingen. De p-elektronen van elk koolstofatoom die niet deelnemen aan de vorming van st-bindingen, overlappen elkaar verschillende kanten vlakken van Þ-bindingen vormen twee delen van een enkel zes-elektron N-wolk die de gehele benzeenring bedekt (aromatische kern). In het benzeenmolecuul C6H6 is de aromatische ring absoluut symmetrisch, met een enkele elektronische ring N-de wolk bedekt gelijkmatig de ring van koolstofatomen onder en boven het vlak van het molecuul (Fig. 24). De covalente binding tussen de zuurstof- en waterstofatomen van het hydroxylradicaal is zeer polair, de algemene elektronenwolk van de O-H-binding wordt verschoven naar het zuurstofatoom, waarop een gedeeltelijke negatieve lading ontstaat, en op het waterstofatoom - een gedeeltelijke positieve lading . Bovendien heeft het zuurstofatoom in de hydroxylgroep twee vrije elektronenparen die er alleen toe behoren.

In een fenolmolecuul interageert het hydroxylradicaal met de aromatische ring, terwijl de eenzame elektronenparen van het zuurstofatoom interageren met de enkele TC-wolk van de benzeenring, waardoor een enkel elektronisch systeem ontstaat. Deze interactie van alleenstaande elektronenparen en wolken van π-bindingen wordt conjugatie genoemd. Als gevolg van de conjugatie van het eenzame elektronenpaar van het zuurstofatoom van de hydroxygroep met het elektronensysteem van de benzeenring neemt de elektronendichtheid op het zuurstofatoom af. Deze afname wordt gecompenseerd door een grotere polarisatie van de O-H-binding, wat op zijn beurt tot een toename leidt positieve lading op het waterstofatoom. Bijgevolg heeft de waterstof van de hydroxylgroep in het fenolmolecuul een “zuur” karakter.
Het is logisch om aan te nemen dat de conjugatie van elektronen van de benzeenring en de hydroxylgroep niet alleen de eigenschappen ervan beïnvloedt, maar ook de reactiviteit van de benzeenring.
Zoals u zich herinnert, leidt de conjugatie van alleenstaande paren van het zuurstofatoom met de l-wolk van de benzeenring in feite tot een herverdeling van de elektronendichtheid daarin. Het neemt af bij het koolstofatoom dat aan de OH-groep is gebonden (als gevolg van de invloed van de elektronenparen van het zuurstofatoom) en neemt toe bij de aangrenzende koolstofatomen (dat wil zeggen posities 2 en 6, of orthoposities). Het is duidelijk dat een toename van de elektronendichtheid van deze koolstofatomen van de benzeenring leidt tot de lokalisatie (concentratie) van een negatieve lading erop. Onder invloed van deze lading vindt een verdere herverdeling van de elektronendichtheid in de aromatische kern plaats - de verplaatsing van het 3e en 5e atoom (metapositie) naar de 4e (orthopositie). Deze processen kunnen worden uitgedrukt in het diagram:

De aanwezigheid van een hydroxylradicaal in een fenolmolecuul leidt dus tot een verandering in de l-wolk van de benzeenring, een toename van de elektronendichtheid op de 2, 4 en 6e koolstofatomen (ortho-, dara-positie) en een afname van de elektronendichtheid op het 3e en 5e koolstofatoom (metaposities).
De lokalisatie van de elektronendichtheid in de ortho- en para-posities zorgt ervoor dat ze het meest waarschijnlijk worden aangevallen door elektrofiele soorten bij interactie met andere stoffen.
Bijgevolg is de invloed van de radicalen waaruit het fenolmolecuul bestaat wederzijds en bepaalt het de karakteristieke eigenschappen ervan.
Chemische eigenschappen van fenol
Zure eigenschappen
Zoals reeds vermeld is het waterstofatoom van de hydroxylgroep van fenol zuur van aard. De zure eigenschappen van fenol zijn meer uitgesproken dan die van water en alcoholen. In tegenstelling tot alcoholen en water reageert fenol niet alleen met alkalimetalen, maar ook met alkaliën om fenolaten te vormen.
De zure eigenschappen van fenolen zijn echter minder uitgesproken dan die van anorganische en carbonzuren. De zure eigenschappen van fenol zijn bijvoorbeeld ongeveer 3000 keer minder dan die van koolzuur. Daarom kan, door kooldioxide door een waterige oplossing van natriumfenolaat te leiden, vrij fenol worden geïsoleerd:

Het toevoegen van zoutzuur of zwavelzuur aan een waterige oplossing van natriumfenolaat leidt ook tot de vorming van fenol.
Kwalitatieve reactie op fenol
Fenol reageert met ijzer(III)chloride en vormt een intens gekleurd mengsel paars complexe verbinding.
Dankzij deze reactie kan het zelfs in zeer kleine hoeveelheden worden gedetecteerd. Andere fenolen die een of meer hydroxylgroepen aan de benzeenring bevatten, geven ook een heldere blauwviolette kleur wanneer ze reageren met ijzer (III) chloride.
Benzeenringreacties
De aanwezigheid van een hydroxylsubstituent vergemakkelijkt in hoge mate het optreden van elektrofiele substitutiereacties in de benzeenring.
1. Bromering van fenol. In tegenstelling tot benzeen vereist de bromering van fenol geen toevoeging van een katalysator (ijzer(III)bromide).
Bovendien verloopt de interactie met fenol selectief: broomatomen worden naar de ortho- en para-posities gericht en vervangen de daar aanwezige waterstofatomen. De selectiviteit van substitutie wordt verklaard door de hierboven besproken kenmerken van de elektronische structuur van het fenolmolecuul. Wanneer fenol reageert met broomwater, wordt dus een wit neerslag van 2,4,6-tribroomfenol gevormd.
Deze reactie dient, net als de reactie met ijzer(III)chloride, voor de kwalitatieve detectie van fenol.

2. De nitrering van fenol vindt ook gemakkelijker plaats dan de nitrering van benzeen. De reactie met verdund salpeterzuur vindt plaats bij kamertemperatuur. Als resultaat wordt een mengsel van ortho- en para-isomeren van nitrofenol gevormd:

3. Hydrogenering van de aromatische ring van fenol in aanwezigheid van een katalysator vindt gemakkelijk plaats.
4. Polycondensatie van fenol met aldehyden, in het bijzonder met formaldehyde, vindt plaats met de vorming van reactieproducten - fenol-formaldehydeharsen en vaste polymeren.
De interactie van fenol met formaldehyde kan worden beschreven met het volgende schema:

Je hebt waarschijnlijk gemerkt dat er ‘mobiele’ waterstofatomen in het dimeermolecuul achterblijven, wat betekent dat de reactie verder kan doorgaan als er voldoende reagentia zijn.
De polycondensatiereactie, d.w.z. de reactie waarbij een polymeer wordt geproduceerd die plaatsvindt met de afgifte van een bijproduct met een laag molecuulgewicht (water), kan verder doorgaan (totdat een van de reagentia volledig is verbruikt) met de vorming van enorme macromoleculen. . Het proces kan worden beschreven door de samenvattende vergelijking:

De vorming van lineaire moleculen vindt plaats bij gewone temperaturen. Het uitvoeren van deze reactie bij verhitting leidt ertoe dat het resulterende product een vertakte structuur heeft, vast is en onoplosbaar in water. Door het verwarmen van een lineaire fenol-formaldehydehars met een overmaat aan aldehyde worden harde kunststofmassa's met unieke eigenschappen verkregen. Polymeren op basis van fenol-formaldehydeharsen worden gebruikt voor de vervaardiging van vernissen en verven, plastic producten die bestand zijn tegen verwarming, koeling, water, alkaliën en zuren; ze hebben hoge diëlektrische eigenschappen. De meest verantwoordelijke en belangrijke details elektrische apparaten, behuizingen van aandrijfeenheden en machineonderdelen, polymeer basis printplaten voor radioapparatuur.

Kleefstoffen op basis van fenol-formaldehydeharsen zijn in staat om op betrouwbare wijze onderdelen van een grote verscheidenheid aan aard te verbinden, waarbij de hoogste verbindingssterkte over een zeer breed temperatuurbereik behouden blijft. Deze lijm wordt gebruikt om de metalen voet van verlichtingslampen aan te bevestigen glazen fles. Nu begrijp je waarom fenol en daarop gebaseerde producten op grote schaal worden gebruikt (schema 8).

DEFINITIE

Waterstof– het eerste element van het periodiek systeem van chemische elementen D.I. Mendelejev. Symbool - N.

Atoommassa – 1 amu. Het waterstofmolecuul is diatomisch: H2.

Elektronische configuratie waterstofatoom – 1s 1. Waterstof behoort tot de familie van de s-elementen. In zijn verbindingen vertoont het oxidatietoestanden -1, 0, +1. Natuurlijke waterstof bestaat uit twee stabiele isotopen - protium 1H (99,98%) en deuterium 2H (D) (0,015%) - en de radioactieve isotoop tritium 3H (T) (sporenhoeveelheden, halfwaardetijd - 12,5 jaar).

Chemische eigenschappen van waterstof

Onder normale omstandigheden vertoont moleculaire waterstof een relatief lage reactiviteit, wat wordt verklaard door de hoge sterkte van de bindingen in het molecuul. Bij verhitting heeft het een wisselwerking met bijna alles eenvoudige stoffen, gevormd door elementen van de belangrijkste subgroepen (behalve edelgassen, B, Si, P, Al). Bij chemische reacties kan het zowel als reductiemiddel (vaker) als als oxidatiemiddel (minder vaak) werken.

Waterstof tentoonstellingen eigenschappen van het reductiemiddel(H 2 0 -2e → 2H +) in de volgende reacties:

1. Reacties van interactie met eenvoudige stoffen - niet-metalen. Waterstof reageert met halogenen bovendien de reactie van interactie met fluor onder normale omstandigheden, in het donker, met een explosie, met chloor - onder verlichting (of UV-bestraling) volgens een ketenmechanisme, met broom en jodium alleen bij verhitting; zuurstof(een mengsel van zuurstof en waterstof in een volumeverhouding van 2:1 wordt “explosief gas” genoemd), grijs, stikstof En koolstof:

H2 + Hal2 = 2HHal;

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + Q (t);

H 2 + S = 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. Reacties van interactie met complexe stoffen. Waterstof reageert met oxiden van laagactieve metalen, en het is in staat alleen metalen te reduceren die zich in de activiteitenreeks rechts van zink bevinden:

CuO + H2 = Cu + H2O (t);

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O (t);

WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O (t).

Waterstof reageert met niet-metaaloxiden:

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).

Waterstof gaat hydrogeneringsreacties aan met organische verbindingen van de klasse van cycloalkanen, alkenen, arenen, aldehyden en ketonen, enz. Al deze reacties worden uitgevoerd onder verwarming, onder druk, met behulp van platina of nikkel als katalysatoren:

CH 2 = 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;

CH3CHO + H2 ↔ CH3-CH2-OH;

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

Waterstof als oxidatiemiddel(H 2 +2e → 2H -) komt voor bij reacties met alkali- en aardalkalimetalen. In dit geval worden hydriden gevormd - kristallijne ionische verbindingen waarin waterstof een oxidatietoestand van -1 vertoont.

2Na +H2 ↔ 2NaH (t, p).

Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).

Fysische eigenschappen van waterstof

Waterstof is een licht, kleurloos en geurloos gas, met een dichtheid onder omgevingsomstandigheden. – 0,09 g/l, 14,5 keer lichter dan lucht, t kook = -252,8C, t pl = - 259,2C. Waterstof is slecht oplosbaar in water en organische oplosmiddelen; het is zeer oplosbaar in sommige metalen: nikkel, palladium, platina.

Volgens de moderne kosmochemie is waterstof het meest voorkomende element in het heelal. De belangrijkste bestaansvorm van waterstof in de ruimte zijn individuele atomen. In termen van overvloed op aarde staat waterstof op de 9e plaats van alle elementen. De belangrijkste hoeveelheid waterstof op aarde bevindt zich in een gebonden toestand - in de samenstelling van water, olie, aardgas, steenkool, enz. Waterstof wordt zelden aangetroffen in de vorm van een eenvoudige substantie: in de samenstelling van vulkanische gassen.

Waterstofproductie

Er zijn laboratorium- en industriële methoden voor de productie van waterstof. Laboratoriummethoden omvatten de interactie van metalen met zuren (1), evenals de interactie van aluminium met waterige oplossingen van alkaliën (2). Onder de industriële methoden voor de productie van waterstof spelen elektrolyse van waterige oplossingen van alkaliën en zouten (3) en methaanomzetting (4) een belangrijke rol:

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).

Voorbeelden van probleemoplossing

VOORBEELD 1

VOORBEELD 2

WATERSTOF (Latijn Hydrogenium), H, chemisch element van groep VII van de korte vorm (groep 1 van de lange vorm) van het periodiek systeem; atoomnummer 1, atoommassa 1,00794; niet-metaal. Er zijn twee stabiele isotopen in de natuur: protium 1H (99,985 massaprocent) en deuterium D, of 2H (0,015%). Kunstmatig geproduceerd radioactief tritium 3 H, of T (ß-verval, T 1/2 12,26 jaar), wordt in de natuur in verwaarloosbare hoeveelheden gevormd in de bovenste lagen van de atmosfeer als gevolg van de interactie van kosmische straling, voornamelijk met N en O kernen Kunstmatig verkregen extreem onstabiele radioactieve isotopen 4 H, 5 H, 6 H.

Historische informatie. Waterstof werd voor het eerst bestudeerd in 1766 door G. Cavendish en hij noemde het ‘brandbare lucht’. In 1787 toonde A. Lavoisier aan dat dit gas bij verbranding water vormt, nam het op in de lijst van chemische elementen en stelde de naam hydrogène voor (van het Griekse?δωρ - water en γενν?ω - baren).

Prevalentie in de natuur. Waterstofgehalte in atmosferische lucht 3,5-10 massaprocent, 1% in de aardkorst. Het belangrijkste waterstofreservoir op aarde is water (11,19 massaprocent waterstof). Waterstof is een biogeen element en maakt deel uit van verbindingen die steenkool, olie, natuurlijke brandbare gassen, veel mineralen, enz. vormen. In de ruimte nabij de aarde vormt waterstof in de vorm van een stroom protonen de interne stralingsgordel van de aarde. Waterstof is het meest voorkomende element in de ruimte; in de vorm van plasma maakt het ongeveer 70% uit van de massa van de zon en de sterren, het grootste deel van het interstellaire medium en de gasnevels, is aanwezig in de atmosfeer van een aantal planeten in de vorm van H 2, CH 4, NH3, H2O, enz.

Eigenschappen. De configuratie van de elektronenschil van het waterstofatoom is 1s 1; in verbindingen vertoont oxidatietoestanden +1 en -1. Elektronegativiteit volgens Pauling 2.1; stralen (pm): atomair 46, covalent 30, van der Waals 120; ionisatie-energie Н°→ Н + 1312,0 kJ/mol. In de vrije toestand vormt waterstof een diatomisch H2-molecuul, de internucleaire afstand is 76 pm, de dissociatie-energie is 432,1 kJ/mol (0 K). Afhankelijk van de relatieve oriëntatie van de kernspins zijn er ortho-waterstof (parallelle spins) en para-waterstof (antiparallelle spins), die verschillen in magnetische, optische en thermische eigenschappen en gewoonlijk vervat zijn in een verhouding van 3:1; voor de omzetting van para-waterstof naar ortho-waterstof is 1418 J/mol energie nodig.

Waterstof is een kleurloos, smaakloos en geurloos gas; tPL -259,19 °C, tKIP -252,77 °C. Waterstof is het lichtste en meest thermisch geleidende gas van alle gassen: bij 273 K is de dichtheid 0,0899 kg/m 3 en de thermische geleidbaarheid 0,1815 W/(m K). Onoplosbaar in water; lost goed op in veel metalen (het beste in Pd - tot 850% per volume); diffundeert door vele materialen (bijv. staal). Brandt in de lucht en vormt explosieve mengsels. Vaste waterstof kristalliseert in een hexagonaal rooster; bij drukken boven 10 4 MPa is een faseovergang mogelijk door de vorming van een structuur opgebouwd uit atomen en met metallische eigenschappen - de zogenaamde metallische waterstof.

Waterstof vormt verbindingen met veel elementen. Met zuurstof vormt het water (bij temperaturen boven 550 °C gaat de reactie gepaard met een explosie), met stikstof - ammoniak, met halogenen - waterstofhalogeniden, met metalen, intermetallische verbindingen, maar ook met veel niet-metalen (bijvoorbeeld chalcogenen) - hydriden, met koolstof - koolwaterstoffen. Reacties met CO zijn van praktisch belang (zie Synthesegas). Waterstof reduceert de oxiden en halogeniden van veel metalen tot metalen, en onverzadigde koolwaterstoffen tot verzadigde koolwaterstoffen (zie Hydrogenering). De kern van het waterstofatoom – het H+ proton – bepaalt de zure eigenschappen van verbindingen. In waterige oplossingen vormt H + hydroniumion H 3 O + met een watermolecuul. Samengesteld uit moleculen diverse aansluitingen Waterstof heeft de neiging waterstofbruggen te vormen met veel elektronegatieve elementen.

Sollicitatie. Waterstofgas wordt gebruikt bij de industriële synthese van ammoniak, zoutzuur, methanol en hogere alcoholen, synthetische vloeibare brandstoffen, enz., voor de hydrogenering van vetten en andere organische verbindingen; bij olieraffinage - voor hydrobehandeling en hydrokraken van oliefracties; in de metallurgie - om metalen te verkrijgen (bijvoorbeeld W, Mo, Re uit hun oxiden en fluoriden), om een ​​beschermende omgeving te creëren bij het verwerken van metalen en legeringen; bij de productie van kwartsglasproducten met behulp van een waterstof-zuurstofvlam, voor het atomair-waterstoflassen van vuurvast staal en legeringen, enz., als hefgas voor ballonnen. Vloeibare waterstof is een brandstof in raket- en ruimte technologie; ook gebruikt als koelmiddel.

Voor informatie over de belangrijkste productiemethoden, maar ook over opslag, transport en gebruik van waterstof als energiedrager, zie Waterstofenergie.

Verlicht. kijk naar art. Waterstof energie.

Het waterstofatoom heeft elektronische formule buitenste (en enige) elektronische niveau 1 S 1. Enerzijds vanwege de aanwezigheid van één elektron aan de buitenkant elektronisch niveau Het waterstofatoom is vergelijkbaar met alkalimetaalatomen. Maar net als halogenen heeft het slechts één elektron nodig om het buitenste elektronische niveau te vullen, aangezien het eerste elektronische niveau niet meer dan twee elektronen kan bevatten. Het blijkt dat waterstof tegelijkertijd in zowel de eerste als de voorlaatste (zevende) groep van het periodiek systeem kan worden geplaatst, wat soms gebeurt in verschillende opties periodiek systeem:

Vanuit het oogpunt van de eigenschappen van waterstof als eenvoudige stof heeft het nog steeds meer gemeen met halogenen. Waterstof is, net als halogenen, een niet-metaal en vormt net als deze diatomische moleculen (H 2).

Onder normale omstandigheden is waterstof een gasvormige, laagactieve stof. De lage activiteit van waterstof wordt verklaard door de hoge sterkte van de bindingen tussen de waterstofatomen in het molecuul, wat sterke verwarming, het gebruik van katalysatoren of beide tegelijk vereist om het molecuul te verbreken.

Interactie van waterstof met eenvoudige stoffen

met metalen

Van de metalen reageert waterstof alleen met alkali- en aardalkalimetalen! Alkalimetalen omvatten metalen uit de hoofdsubgroep Groep I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) en aardalkalimetalen - metalen van de belangrijkste subgroep van groep II, behalve beryllium en magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Bij interactie met actieve metalen vertoont waterstof oxiderende eigenschappen, d.w.z. verlaagt de oxidatietoestand. In dit geval worden hydriden van alkali- en aardalkalimetalen gevormd, die een ionische structuur hebben. De reactie vindt plaats bij verhitting:

Opgemerkt moet worden dat interactie met actieve metalen het enige geval is wanneer moleculair waterstof H2 een oxidatiemiddel is.

met niet-metalen

Van de niet-metalen reageert waterstof alleen met koolstof, stikstof, zuurstof, zwavel, selenium en halogenen!

Koolstof moet worden opgevat als grafiet of amorfe koolstof, aangezien diamant een uiterst inerte allotrope modificatie van koolstof is.

Bij interactie met niet-metalen kan waterstof alleen de functie van een reductiemiddel vervullen, dat wil zeggen alleen de oxidatietoestand ervan verhogen:

Interactie van waterstof met complexe stoffen

met metaaloxiden

Waterstof reageert niet met metaaloxiden die zich in de activiteitsreeks van metalen tot en met aluminium bevinden, maar is bij verhitting wel in staat veel metaaloxiden rechts van aluminium te reduceren:

met niet-metaaloxiden

Van de niet-metaaloxiden reageert waterstof bij verhitting met de oxiden van stikstof, halogenen en koolstof. Van alle interacties van waterstof met niet-metaaloxiden is vooral de reactie ermee opmerkelijk koolmonoxide CO.

Het mengsel van CO en H2 heeft zelfs zijn eigen naam: "synthesegas", omdat er, afhankelijk van de omstandigheden, populaire industriële producten als methanol, formaldehyde en zelfs synthetische koolwaterstoffen uit kunnen worden verkregen:

met zuren

Waterstof reageert niet met anorganische zuren!

Van organische zuren reageert waterstof alleen met onverzadigde zuren, evenals met zuren die functionele groepen bevatten die met waterstof kunnen worden gereduceerd, in het bijzonder aldehyde-, keto- of nitrogroepen.

met zouten

In het geval van waterige oplossingen van zouten vindt hun interactie met waterstof niet plaats. Wanneer waterstof echter over vaste zouten van sommige metalen met gemiddelde en lage activiteit wordt geleid, is hun gedeeltelijke of volledige reductie mogelijk, bijvoorbeeld:

Chemische eigenschappen van halogenen

Halogenen worden genoemd chemische elementen Groep VIIA (F, Cl, Br, I, At), evenals de eenvoudige stoffen die ze vormen. Tenzij anders aangegeven zullen halogenen hier en verderop in de tekst worden opgevat als eenvoudige stoffen.

Alle halogenen hebben een moleculaire structuur, die de lage smelt- en kookpunten van deze stoffen bepaalt. Halogeenmoleculen zijn diatomisch, d.w.z. hun formule kan worden geschreven als algemeen beeld zoals Hal 2.

Opgemerkt moet worden dat dit specifiek is fysieke eigendom Yoda, hoe zijn vermogen dat is sublimatie of, met andere woorden, sublimatie. Sublimatie, is een fenomeen waarbij een stof in vaste toestand niet smelt bij verhitting, maar, voorbij de vloeibare fase, onmiddellijk overgaat in de gasvormige toestand.

Elektronische structuur van het externe energieniveau van een atoom van een willekeurig halogeen heeft de vorm ns 2 np 5, waarbij n het nummer is van de periode van het periodiek systeem waarin het halogeen zich bevindt. Zoals je kunt zien, hebben de halogeenatomen slechts één elektron nodig om de buitenste schil van acht elektronen te bereiken. Hieruit is het logisch om de overwegend oxiderende eigenschappen van vrije halogenen aan te nemen, wat in de praktijk wordt bevestigd. Zoals bekend neemt de elektronegativiteit van niet-metalen af ​​wanneer ze een subgroep naar beneden bewegen, en daarom neemt de activiteit van halogenen af ​​in de reeks:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interactie van halogenen met eenvoudige stoffen

Alle halogenen zijn zeer reactieve stoffen en reageren met de meeste eenvoudige stoffen. Er moet echter worden opgemerkt dat fluor, vanwege zijn extreem hoge reactiviteit, zelfs kan reageren met die eenvoudige stoffen waarmee andere halogenen niet kunnen reageren. Dergelijke eenvoudige stoffen zijn onder meer zuurstof, koolstof (diamant), stikstof, platina, goud en enkele edelgassen (xenon en krypton). Die. Eigenlijk, fluor reageert niet alleen met sommige edelgassen.

De overige halogenen, d.w.z. chloor, broom en jodium zijn ook werkzame stoffen, maar minder actief dan fluor. Ze reageren met bijna alle eenvoudige stoffen behalve zuurstof, stikstof, koolstof in de vorm van diamant, platina, goud en edelgassen.

Interactie van halogenen met niet-metalen

waterstof

Wanneer alle halogenen interageren met waterstof, vormen ze zich waterstofhalogeniden met de algemene formule HHal. In dit geval begint de reactie van fluor met waterstof spontaan, zelfs in het donker, en verloopt met een explosie volgens de vergelijking:

De reactie van chloor met waterstof kan worden geïnitieerd door intense ultraviolette straling of hitte. Gaat ook verder met explosie:

Broom en jodium reageren alleen met waterstof bij verhitting, en tegelijkertijd is de reactie met jodium omkeerbaar:

fosfor

De interactie van fluor met fosfor leidt tot de oxidatie van fosfor naar de hoogste oxidatietoestand (+5). In dit geval wordt fosforpentafluoride gevormd:

Wanneer chloor en broom een ​​interactie aangaan met fosfor, is het mogelijk om fosforhalogeniden te verkrijgen, zowel in de oxidatietoestand + 3 als in de oxidatietoestand +5, wat afhangt van de verhoudingen van de reagerende stoffen:

Bovendien, voor het geval dat witte fosfor in een atmosfeer van fluor, chloor of vloeibaar broom begint de reactie spontaan.

De interactie van fosfor met jodium kan leiden tot de vorming van alleen fosfortriodide vanwege het aanzienlijk lagere oxiderende vermogen dan dat van andere halogenen:

grijs

Fluor oxideert zwavel tot de hoogste oxidatietoestand +6, waarbij zwavelhexafluoride wordt gevormd:

Chloor en broom reageren met zwavel en vormen verbindingen die zwavel bevatten in de oxidatietoestanden +1 en +2, die daarvoor uiterst ongebruikelijk zijn. Deze interacties zijn zeer specifiek en voor slagen voor het Unified State Exam in de scheikunde is het vermogen om vergelijkingen voor deze interacties te schrijven niet nodig. Daarom worden de volgende drie vergelijkingen eerder ter referentie gegeven:

Interactie van halogenen met metalen

Zoals hierboven vermeld, kan fluor reageren met alle metalen, zelfs met laagactieve metalen als platina en goud:

De overige halogenen reageren met alle metalen behalve platina en goud:

Reacties van halogenen met complexe stoffen

Substitutiereacties met halogenen

Actievere halogenen, d.w.z. waarvan de chemische elementen zich hoger in het periodiek systeem bevinden, zijn in staat minder actieve halogenen te vervangen uit de waterstofhalogeniden en metaalhalogeniden die ze vormen:

Op dezelfde manier verdringen broom en jodium zwavel uit oplossingen van sulfiden en/of waterstofsulfide:

Chloor is een sterker oxidatiemiddel en oxideert waterstofsulfide in zijn waterige oplossing niet tot zwavel, maar tot zwavelzuur:

Reactie van halogenen met water

Water brandt in fluor met een blauwe vlam volgens de reactievergelijking:

Broom en chloor reageren anders met water dan fluor. Als fluor als oxidatiemiddel werkt, zijn chloor en broom disproportioneel in water en vormen ze een mengsel van zuren. In dit geval zijn de reacties omkeerbaar:

De interactie van jodium met water vindt in zo'n onbeduidende mate plaats dat deze verwaarloosd kan worden en aangenomen kan worden dat de reactie helemaal niet plaatsvindt.

Interactie van halogenen met alkalische oplossingen

Fluor bij interactie met waterige oplossing alkali werkt opnieuw als oxidatiemiddel:

De mogelijkheid om deze vergelijking te schrijven is niet vereist om te slagen voor het Unified State Exam. Het is voldoende om de mogelijkheid van een dergelijke interactie en de oxidatieve rol van fluor in deze reactie te kennen.

In tegenstelling tot fluor zijn andere halogenen in alkalische oplossingen disproportioneel, dat wil zeggen dat ze tegelijkertijd hun oxidatietoestand verhogen en verlagen. In dit geval is het in het geval van chloor en broom mogelijk om er, afhankelijk van de temperatuur, door twee te stromen verschillende richtingen. Met name bij kou verlopen de reacties als volgt:

en bij verhitting:

Jodium reageert uitsluitend met alkaliën volgens de tweede optie, d.w.z. met de vorming van jodaat, omdat Hypojodiet is niet alleen stabiel bij verhitting, maar ook bij gewone temperaturen en zelfs bij kou.