Ūdeņraža elements. ūdeņraža īpašības. Ūdeņraža izmantošana. Ūdeņraža fizikālās un ķīmiskās īpašības
16. un 17. gadsimta ķīmiķu darbos vairākkārt tika pieminēta degošas gāzes izdalīšanās skābju iedarbībā uz metāliem. 1766. gadā G. Kavendišs savāca un pārbaudīja izdalīto gāzi, nosaucot to par "degošu gaisu". Būdams flogistona teorijas atbalstītājs, Kavendišs uzskatīja, ka šī gāze ir tīrs flogistons. 1783. gadā A. Lavuazjē, analizējot un sintezējot ūdeni, pierādīja tā sastāva sarežģītību un 1787. gadā definēja "degošo gaisu" kā jaunu ķīmisko elementu (ūdeņradi) un deva tam mūsdienu nosaukumu ūdeņradis (no grieķu hidor - ūdens un gennao - es dzemdēju), kas nozīmē "dzemdēt ūdeni"; šī sakne tiek lietota ūdeņraža savienojumu un ar to saistīto procesu nosaukumos (piemēram, hidrīdi, hidrogenēšana). Mūsdienu krievu nosaukumu "Ūdeņradis" ierosināja M. F. Solovjovs 1824. gadā.
Ūdeņraža izplatība dabā.Ūdeņradis ir plaši izplatīts dabā, tā saturs zemes garoza(litosfēra un hidrosfēra) ir 1% pēc masas un 16% pēc atomu skaita. Ūdeņradis ir daļa no visizplatītākās vielas uz Zemes - ūdens (11,19% ūdeņraža pēc masas), savienojumos, kas veido akmeņogles, naftu, dabasgāzes, mālu, kā arī dzīvnieku un augu organismus (tas ir, ūdeņraža sastāvā). olbaltumvielas, nukleīnskābes, tauki, ogļhidrāti utt.). Ūdeņradis brīvā stāvoklī ir ārkārtīgi reti sastopams, nelielos daudzumos tas ir atrodams vulkāniskās un citās dabas gāzēs. Atmosfērā atrodas niecīgs brīvā ūdeņraža daudzums (0,0001% pēc atomu skaita). Zemei tuvākajā telpā ūdeņradis protonu plūsmas veidā veido Zemes iekšējo ("protonu") starojuma joslu. Ūdeņradis ir visizplatītākais elements kosmosā. Plazmas veidā tā veido apmēram pusi no Saules un vairuma zvaigžņu masas, lielāko daļu starpzvaigžņu vides gāzu un gāzveida miglāju. Ūdeņradis atrodas vairāku planētu atmosfērā un komētās brīva H 2, metāna CH 4, amonjaka NH 3, ūdens H 2 O, tādu radikāļu kā CH, NH, OH, SiH, PH u.c. formā. Ūdeņradis protonu plūsmas veidā nonāk Saules korpuskulārajā starojumā un kosmiskajos staros.
Ūdeņraža izotopi, atoms un molekula. Parastais ūdeņradis sastāv no 2 stabilu izotopu maisījuma: vieglā ūdeņraža jeb protija (1 H) un smagā ūdeņraža jeb deitērija (2 H vai D). Dabiskajos ūdeņraža savienojumos ir vidēji 6800 1 H atomu uz 1 2 H atomu. Radioaktīvo izotopu ar masas skaitli 3 sauc par supersmago ūdeņradi vai tritiju (3 H vai T) ar mīkstu β-starojumu. un pussabrukšanas periods T ½ = 12,262 gadi. Dabā tritijs veidojas, piemēram, no atmosfēras slāpekļa kosmisko staru neitronu iedarbībā; atmosfērā tas ir niecīgs (4·10 -15% no kopējā ūdeņraža atomu skaita). Tika iegūts ārkārtīgi nestabils izotops 4 H. Izotopu 1 H, 2 H, 3 H un 4 H masu skaitļi attiecīgi 1, 2, 3 un 4 liecina, ka protija atoma kodolā ir tikai viens protons deitērijs. - viens protons un viens neitrons, tritijs - viens protons un 2 neitroni, 4 H - viens protons un 3 neitroni. Ūdeņraža izotopu masu lielās atšķirības rada ievērojamākas atšķirības to fizikālajās un ķīmiskajās īpašībās nekā citu elementu izotopu gadījumā.
Ūdeņraža atomam ir visvienkāršākā struktūra starp visu pārējo elementu atomiem: tas sastāv no kodola un viena elektrona. Elektrona ar kodolu saistīšanās enerģija (jonizācijas potenciāls) ir 13,595 eV. Neitrāls atoms Ūdeņradis var piesaistīt arī otru elektronu, veidojot negatīvu jonu H - šajā gadījumā otrā elektrona ar neitrālu atomu saistīšanās enerģija (elektronu afinitāte) ir 0,78 eV. Kvantu mehānika ļauj aprēķināt visus iespējamos ūdeņraža atoma enerģijas līmeņus un līdz ar to sniegt pilnīgu tā atomu spektra interpretāciju. Ūdeņraža atoms tiek izmantots kā modelis kvantu mehāniskajos aprēķinos citu, sarežģītāku atomu enerģijas līmeņiem.
Ūdeņraža molekula H2 sastāv no diviem atomiem, kas savienoti ar kovalentu ķīmiskā saite. Disociācijas (tas ir, sadalīšanās atomos) enerģija ir 4,776 eV. Starpatomu attālums kodolu līdzsvara stāvoklī ir 0,7414Å. Augstā temperatūrā molekulārais Ūdeņradis sadalās atomos (disociācijas pakāpe pie 2000°C ir 0,0013; pie 5000°C tā ir 0,95). Atomu ūdeņradis veidojas arī dažādās ķīmiskās reakcijās (piemēram, Zn iedarbojoties uz sālsskābi). Tomēr ūdeņraža esamība atomu stāvoklī ilgst tikai īsu laiku, atomi rekombinējas H 2 molekulās.
Ūdeņraža fizikālās īpašības.Ūdeņradis ir vieglākais no visiem zināmas vielas(14,4 reizes vieglāks par gaisu), blīvums 0,0899 g/l pie 0°C un 1 atm. Ūdeņradis vārās (sašķidrinās) un kūst (sacietē) attiecīgi -252,8°C un -259,1°C temperatūrā (tikai hēlijā ir vairāk zemas temperatūras kausēšana un vārīšana). Ūdeņraža kritiskā temperatūra ir ļoti zema (-240°C), tāpēc tā sašķidrināšana ir saistīta ar lielām grūtībām; kritiskais spiediens 12,8 kgf / cm 2 (12,8 atm), kritiskais blīvums 0,0312 g / cm 3. Ūdeņradim ir visaugstākā siltumvadītspēja no visām gāzēm, kas vienāda ar 0,174 W/(m·K) pie 0°С un 1 atm, t.i., 4,16·10 -4 cal/(s·cm·°С). Ūdeņraža īpatnējā siltumietilpība 0°C un 1 atm C temperatūrā ir 14,208 kJ/(kg K), t.i., 3,394 cal/(g°C). Ūdeņradis nedaudz šķīst ūdenī (0,0182 ml / g pie 20 ° C un 1 atm), bet labi - daudzos metālos (Ni, Pt, Pa un citos), īpaši pallādijā (850 tilpumi uz 1 tilpumu Pd). Ūdeņraža šķīdība metālos ir saistīta ar tā spēju izkliedēties caur tiem; difūziju caur oglekļa sakausējumu (piemēram, tēraudu) dažkārt pavada sakausējuma iznīcināšana ūdeņraža mijiedarbības ar oglekli dēļ (tā sauktā dekarbonizācija). Šķidrais ūdeņradis ir ļoti viegls (blīvums pie -253°C 0,0708 g/cm3) un šķidrs (viskozitāte pie -253°C 13,8 centipoisi).
Ūdeņraža ķīmiskās īpašības. Lielākajā daļā savienojumu ūdeņradim ir valence (precīzāk, oksidācijas pakāpe) +1, piemēram, nātrijs un citi. sārmu metāli; parasti tas tiek uzskatīts par šo metālu analogu, Mendeļejeva sistēmas I kategorijas grupa. Tomēr metālu hidrīdos ūdeņraža jons ir negatīvi uzlādēts (oksidācijas pakāpe -1), tas ir, Na + H - hidrīds ir veidots kā Na + Cl - hlorīds. Šis un daži citi fakti (ūdeņraža un halogēnu fizikālo īpašību tuvums, halogēnu spēja aizvietot ūdeņradi organiskajos savienojumos) dod pamatu ūdeņradi iekļaut arī periodiskās sistēmas VII grupā. Normālos apstākļos molekulārais ūdeņradis ir relatīvi neaktīvs, tieši savienojoties tikai ar visaktīvākajiem nemetāliem (ar fluoru un gaismā arī ar hloru). Tomēr, sildot, tas reaģē ar daudziem elementiem. Atomu ūdeņradim ir paaugstināta ķīmiskā aktivitāte, salīdzinot ar molekulāro ūdeņradi. Ūdeņradis savienojas ar skābekli, veidojot ūdeni:
H 2 + 1/2 O 2 \u003d H 2 O
ar izdalīšanos 285,937 kJ / mol, tas ir, 68,3174 kcal / mol siltuma (pie 25 ° C un 1 atm). Parastā temperatūrā reakcija notiek ārkārtīgi lēni, virs 550 ° C - ar sprādzienu. Ūdeņraža-skābekļa maisījuma sprādzienbīstamības robežas ir (pēc tilpuma) no 4 līdz 94% H2, bet ūdeņraža-gaisa maisījumam - no 4 līdz 74% H2 (maisījums no 2 tilpumiem H2 un 1 tilpuma O). 2 sauc par sprādzienbīstamu gāzi). Ūdeņradi izmanto daudzu metālu reducēšanai, jo tas atņem skābekli no to oksīdiem:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe 3 O 4 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O utt.
Ar halogēniem ūdeņradis veido ūdeņraža halogenīdus, piemēram:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl.
Ūdeņradis eksplodē ar fluoru (arī tumsā un pie -252°C), reaģē ar hloru un bromu tikai tad, kad tiek izgaismots vai karsēts, un ar jodu tikai sildot. Ūdeņradis reaģē ar slāpekli, veidojot amonjaku:
ZN 2 + N 2 \u003d 2NH 3
tikai uz katalizatora un paaugstinātā temperatūrā un spiedienā. Sildot, ūdeņradis enerģiski reaģē ar sēru:
H 2 + S \u003d H 2 S (sērūdeņradis),
daudz grūtāk ar selēnu un telūru. Ūdeņradis var reaģēt ar tīru oglekli bez katalizatora tikai augstā temperatūrā:
2H2 + C (amorfs) = CH4 (metāns).
Ūdeņradis tieši reaģē ar dažiem metāliem (sārmu, sārmzemju un citiem), veidojot hidrīdus:
H2 + 2Li = 2LiH.
Svarīgs praktiskā vērtība ir ūdeņraža reakcijas ar oglekļa monoksīdu (II), kurās atkarībā no temperatūras, spiediena un katalizatora notiek dažādas organiskie savienojumi, piemēram, HCHO, CH 3 OH un citi. Nepiesātinātie ogļūdeņraži reaģē ar ūdeņradi, kļūstot piesātināti, piemēram:
C n H 2n + H 2 \u003d C n H 2n + 2.
Ūdeņraža un tā savienojumu loma ķīmijā ir ārkārtīgi liela. Ūdeņraža apstākļi skābes īpašības tā sauktās protonskābes. Ūdeņradim ir tendence ar dažiem elementiem veidot t.s ūdeņraža saite, kam ir izšķiroša ietekme uz daudzu organisko un neorganisko savienojumu īpašības.
Ūdeņraža iegūšana. Galvenie izejvielu veidi priekš rūpnieciskā ražošanaŪdeņradis - dabīgas degošas gāzes, koksa krāsns gāze un naftas pārstrādes gāzes. Ūdeņradi no ūdens iegūst arī elektrolīzes ceļā (vietās ar lētu elektrību). Vissvarīgākās metodes ūdeņraža iegūšanai no dabasgāzes ir ogļūdeņražu, galvenokārt metāna, katalītiskā mijiedarbība ar ūdens tvaikiem (pārvēršana):
CH 4 + H 2 O \u003d CO + ZH 2,
un nepilnīga ogļūdeņražu oksidēšana ar skābekli:
CH 4 + 1/2 O 2 \u003d CO + 2H 2
Iegūtais oglekļa monoksīds (II) arī tiek pārveidots:
CO + H 2 O \u003d CO 2 + H 2.
No dabasgāzes ražotais ūdeņradis ir lētākais.
Ūdeņradis tiek izolēts no koksa krāsns gāzes un rafinēšanas gāzēm, dziļi atdzesējot, atdalot atlikušās gāzu maisījuma sastāvdaļas, kuras ir vieglāk sašķidrinātas nekā ūdeņradis. Ūdens elektrolīzi veic ar līdzstrāvu, izlaižot to caur KOH vai NaOH šķīdumu (skābes netiek izmantotas, lai izvairītos no tērauda iekārtu korozijas). Laboratorijās ūdeņradi iegūst ūdens elektrolīzē, kā arī cinka un cinka reakcijas rezultātā. sālsskābe. Tomēr biežāk viņi izmanto gatavu ūdeņradi cilindros.
Ūdeņraža pielietojums.Ūdeņradi rūpnieciskā mērogā sāka ražot 18. gadsimta beigās pildīšanai baloni. Pašlaik ūdeņradi plaši izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, galvenokārt amonjaka ražošanā. Liels ūdeņraža patērētājs ir arī metilspirtu un citu spirtu, sintētiskā benzīna un citu produktu, kas iegūti sintēzes ceļā no ūdeņraža un oglekļa monoksīda (II), ražošana. Ūdeņradi izmanto cieto un smago šķidro kurināmo, tauku un citu hidrogenēšanai, HCl sintēzei, naftas produktu hidroapstrādei, metālu metināšanai un griešanai ar skābekļa-ūdeņraža liesmu (temperatūra līdz 2800 ° C) un atomu ūdeņraža metināšanā (līdz 4000 ° C) . Ūdeņraža izotopi, deitērijs un tritijs, ir atraduši ļoti svarīgus pielietojumus kodolenerģētikā.
Ierindota pirmajā vietā periodiska sistēma Mendeļejeva ķīmiskie elementi, un to apzīmē ar simbolu H.
Izlasi rakstu un apmeklējiet vietni www.h2miraclewater-russia.ru lai iegūtu vairāk informācijas par ūdeņraža mašīnām un ūdeņraža ūdeni.
Rūpnieciskās metodes vienkāršu vielu iegūšanai ir atkarīgas no formas, kādā attiecīgais elements atrodas dabā, tas ir, kas var būt tā ražošanas izejviela. Tātad skābeklis, kas ir pieejams brīvā stāvoklī, tiek iegūts fizikālā veidā - izolējot no šķidrā gaisa. Gandrīz viss ūdeņradis ir savienojumu veidā, tāpēc tā iegūšanai tiek izmantotas ķīmiskas metodes. Jo īpaši var izmantot sadalīšanās reakcijas. Viens no veidiem, kā iegūt ūdeņradi, ir ūdens sadalīšanās reakcija ar elektrisko strāvu.
Galvenā rūpnieciskā metode ūdeņraža iegūšanai ir reakcija ar metāna ūdeni, kas ir daļa no dabasgāzes. To veic augstā temperatūrā (ir viegli pārbaudīt, vai, metānu izlaižot pat caur verdošu ūdeni, reakcija nenotiek):
CH 4 + 2H 2 0 \u003d CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
Laboratorijā vienkāršu vielu iegūšanai izmanto ne obligāti dabīgas izejvielas, bet izvēlas tās izejvielas, no kurām vieglāk izdalīt nepieciešamo vielu. Piemēram, laboratorijā skābekli no gaisa neiegūst. Tas pats attiecas uz ūdeņraža ražošanu. Viena no laboratorijas metodēm ūdeņraža iegūšanai, ko dažkārt izmanto rūpniecībā, ir ūdens sadalīšana ar elektrisko strāvu.
Ūdeņradi parasti ražo laboratorijā, cinkam reaģējot ar sālsskābi.
Rūpniecībā
1.Sāļu ūdens šķīdumu elektrolīze:
2NaCl + 2H2O → H2 + 2NaOH + Cl2
2.Ūdens tvaiku novadīšana pāri karstam koksam pie aptuveni 1000°C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.No dabasgāzes.
Tvaika pārveide: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Skābekļa katalītiskā oksidēšana: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Ogļūdeņražu krekinga un riformings naftas rafinēšanas procesā.
Laboratorijā
1.Atšķaidītu skābju iedarbība uz metāliem. Lai veiktu šādu reakciju, visbiežāk izmanto cinku un sālsskābi:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H2
2.Kalcija mijiedarbība ar ūdeni:
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2
3.Hidrīdu hidrolīze:
NaH + H2O → NaOH + H2
4.Sārmu iedarbība uz cinku vai alumīniju:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2Zn + 2KOH + 2H2O → K2 + H2
5.Ar elektrolīzes palīdzību. Sārmu vai skābju ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā pie katoda izdalās ūdeņradis, piemēram:
2H3O + + 2e - → H2 + 2H2O
- Bioreaktors ūdeņraža ražošanai
Fizikālās īpašības
Gāzveida ūdeņradis var pastāvēt divās formās (modifikācijas) - orto - un para-ūdeņraža formā.
Ortoūdeņraža molekulā (mp -259,10 °C, bp -252,56 °C) kodola spini ir vērsti vienādi (paralēli), savukārt paraūdeņradi (mp -259,32 °C, t bp -252,89 °C) - pretēji viens otram (antiparalēli).
Ūdeņraža allotropās formas var atdalīt ar adsorbciju uz aktīvās ogles šķidrā slāpekļa temperatūrā. Ļoti zemās temperatūrās līdzsvars starp ortoūdeņradi un paraūdeņradi gandrīz pilnībā tiek novirzīts uz pēdējo. Pie 80 K malu attiecība ir aptuveni 1:1. Desorbēts paraūdeņradis pārvēršas par ortoūdeņradi, uzsildot līdz līdzsvara maisījumam istabas temperatūrā (orto-para: 75:25). Bez katalizatora transformācija notiek lēni, kas ļauj izpētīt atsevišķu alotropo formu īpašības. Ūdeņraža molekula ir diatomiska - H₂. Normālos apstākļos tā ir bezkrāsaina, bez smaržas un garšas gāze. Ūdeņradis ir vieglākā gāze, tās blīvums ir daudzkārt lielāks mazāks blīvums gaiss. Ir skaidrs, ka kas mazāks svars molekulas, jo lielāks ir to ātrums tajā pašā temperatūrā. Kā vieglākās ūdeņraža molekulas pārvietojas ātrāk nekā jebkuras citas gāzes molekulas un tādējādi var ātrāk pārnest siltumu no viena ķermeņa uz otru. No tā izriet, ka ūdeņradim ir visaugstākā siltumvadītspēja gāzveida vielas. Tā siltumvadītspēja ir aptuveni septiņas reizes augstāka nekā gaisa siltumvadītspēja.
Ķīmiskās īpašības
H₂ ūdeņraža molekulas ir diezgan spēcīgas, un, lai ūdeņradis reaģētu, ir jāiztērē daudz enerģijas: H 2 \u003d 2H - 432 kJ. Tāpēc parastā temperatūrā ūdeņradis reaģē tikai ar ļoti aktīviem metāliem, piemēram, ar kalcijs, veidojot kalcija hidrīdu: Ca + H 2 \u003d CaH 2 un ar vienīgo nemetālu - fluoru, veidojot ūdeņraža fluorīdu: F 2 + H 2 \u003d 2HF Ar lielāko daļu metālu un nemetālu ūdeņradis reaģē paaugstinātā temperatūrā vai citā ietekmē, piemēram, apgaismojumā. Tas var “atņemt” skābekli no dažiem oksīdiem, piemēram: CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 0 Uzrakstītais vienādojums atspoguļo reducēšanas reakciju. Redukcijas reakcijas sauc par procesiem, kuru rezultātā savienojumam tiek atņemts skābeklis; Vielas, kas atņem skābekli, sauc par reducētājiem (tās pašas oksidējas). Tālāk tiks dota cita jēdzienu "oksidācija" un "reducēšana" definīcija. BET šī definīcija, vēsturiski pirmais, saglabā savu nozīmi arī mūsdienās, īpaši in organiskā ķīmija. Reducēšanas reakcija ir pretēja oksidācijas reakcijai. Abas šīs reakcijas vienmēr notiek vienlaikus kā viens process: kad viena viela tiek oksidēta (reducēta), otra obligāti tiek reducēta (oksidēta) tajā pašā laikā.
N 2 + 3H 2 → 2 NH3
Veidojas ar halogēniem ūdeņraža halogenīdi:
F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija notiek ar sprādzienu tumsā un jebkurā temperatūrā, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija notiek ar sprādzienu, tikai gaismā.
Spēcīgi karsējot, tas mijiedarbojas ar kvēpiem:
C+2H2 → CH4
Mijiedarbība ar sārmu un sārmzemju metāliem
Ūdeņradis veidojas ar aktīviem metāliem hidrīdi:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
hidrīdi- sāļas, cietas vielas, viegli hidrolizējamas:
CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2
Mijiedarbība ar metālu oksīdiem (parasti d-elementiem)
Oksīdi tiek reducēti par metāliem:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Organisko savienojumu hidrogenēšana
Ūdeņradis iedarbojoties uz nepiesātinātajiem ogļūdeņražiem niķeļa katalizatora klātbūtnē un paaugstinātā temperatūrā, notiek reakcija hidrogenēšana:
CH2 \u003d CH2 + H2 → CH3-CH3
Ūdeņradis reducē aldehīdus par spirtiem:
CH 3 CHO + H 2 → C 2 H 5 OH.
Ūdeņraža ģeoķīmija
Ūdeņradis ir galvenais Visuma būvmateriāls. Šis ir visizplatītākais elements, un visi elementi no tā veidojas kodoltermisko un kodolreakciju rezultātā.
Brīvais ūdeņradis H 2 ir salīdzinoši reti sastopams sauszemes gāzēs, bet ūdens veidā tam ir ārkārtīgi liela nozīme ģeoķīmiskajos procesos.
Ūdeņradis var būt minerālos amonija jonu, hidroksiljonu un kristāliskā ūdens veidā.
Atmosfērā ūdeņradis nepārtraukti veidojas saules starojuma ūdens sadalīšanās rezultātā. Tas migrē uz atmosfēras augšējiem slāņiem un izplūst kosmosā.
Pieteikums
- Ūdeņraža enerģija
Atomu ūdeņradi izmanto atomu ūdeņraža metināšanai.
Pārtikas rūpniecībā ūdeņradis ir reģistrēts kā pārtikas piedeva. E949 kā iepakošanas gāze.
Aprites iezīmes
Ūdeņradis, sajaucoties ar gaisu, veido sprādzienbīstamu maisījumu – tā saukto detonējošo gāzi. Šī gāze ir sprādzienbīstamākā, ja ūdeņraža un skābekļa tilpuma attiecība ir 2:1 vai ūdeņraža un gaisa attiecība ir aptuveni 2:5, jo gaiss satur aptuveni 21% skābekļa. Ūdeņradis ir arī uzliesmojošs. Šķidrais ūdeņradis, nonākot saskarē ar ādu, var izraisīt smagus apsaldējumus.
Sprādzienbīstama ūdeņraža koncentrācija ar skābekli ir no 4% līdz 96% pēc tilpuma. Sajaucot ar gaisu no 4% līdz 75 (74)% pēc tilpuma.
Ūdeņraža izmantošana
Ķīmiskajā rūpniecībā ūdeņradi izmanto amonjaka, ziepju un plastmasas ražošanā. Pārtikas rūpniecībā margarīnu gatavo no šķidrām augu eļļām, izmantojot ūdeņradi. Ūdeņradis ir ļoti viegls un vienmēr paceļas gaisā. Kādreiz dirižabļi un baloni bija piepildīti ar ūdeņradi. Bet 30. gados. 20. gadsimts notika vairākas briesmīgas avārijas, kad dirižabļi eksplodēja un sadega. Mūsdienās dirižabļi ir piepildīti ar hēlija gāzi. Ūdeņradi izmanto arī kā raķešu degvielu. Kādu dienu ūdeņradi var plaši izmantot kā degvielu automašīnām un kravas automašīnām. Ūdeņraža dzinēji nepiesārņo vide un izdala tikai ūdens tvaikus (tomēr pati ūdeņraža ražošana rada zināmu vides piesārņojumu). Mūsu Saule lielākoties sastāv no ūdeņraža. Saules siltums un gaisma ir kodolenerģijas izdalīšanās rezultāts ūdeņraža kodolu saplūšanas laikā.
Ūdeņraža kā degvielas izmantošana (ekonomiskā efektivitāte)
Par degvielu izmantoto vielu vissvarīgākā īpašība ir to sadegšanas siltums. No vispārējās ķīmijas kursa ir zināms, ka ūdeņraža mijiedarbības reakcija ar skābekli notiek ar siltuma izdalīšanos. Ja standarta apstākļos ņemam 1 mol H 2 (2 g) un 0,5 mol O 2 (16 g) un ierosinām reakciju, tad saskaņā ar vienādojumu
H 2 + 0,5 O 2 \u003d H 2 O
pēc reakcijas pabeigšanas veidojas 1 mols H 2 O (18 g) ar enerģijas izdalīšanos 285,8 kJ / mol (salīdzinājumam: acetilēna sadegšanas siltums ir 1300 kJ / mol, propāna - 2200 kJ / mol) . 1 m³ ūdeņraža sver 89,8 g (44,9 mol). Tāpēc, lai iegūtu 1 m³ ūdeņraža, tiks iztērēti 12832,4 kJ enerģijas. Ņemot vērā to, ka 1 kWh = 3600 kJ, mēs iegūstam 3,56 kWh elektroenerģijas. Zinot tarifu par 1 kWh elektroenerģijas un izmaksas par 1 m³ gāzes, varam secināt, ka ir ieteicams pāriet uz ūdeņraža degvielu.
Piemēram, eksperimentālais 3. paaudzes Honda FCX modelis ar 156 litru ūdeņraža tvertni (satur 3,12 kg ūdeņraža ar spiedienu 25 MPa) nobrauc 355 km. Attiecīgi no 3,12 kg H2 iegūst 123,8 kWh. Nobraucot 100 km, enerģijas patēriņš būs 36,97 kWh. Zinot elektroenerģijas izmaksas, gāzes vai benzīna izmaksas, to patēriņu automašīnai uz 100 km, ir viegli aprēķināt negatīvo ekonomisko efektu, ko rada automašīnu pāreja uz ūdeņraža degvielu. Teiksim (Krievija 2008), 10 centi par kWh elektroenerģijas noved pie tā, ka 1 m³ ūdeņraža cena ir 35,6 centi, un, ņemot vērā ūdens sadalīšanās efektivitāti 40-45 centi, tas pats kWh. no degšanas benzīns maksā 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centi/l=34 centi mazumtirdzniecības cenās, savukārt ūdeņradim aprēķinājām ideālo variantu, neņemot vērā transportēšanu, iekārtu nolietojumu u.c.. Metānam ar sadegšanas enerģija ir aptuveni 39 MJ uz m³, rezultāts būs divas līdz četras reizes zemāks cenu starpības dēļ (1m³ Ukrainā maksā 179 USD, bet Eiropā 350 USD). Tas ir, līdzvērtīgs metāna daudzums maksās 10-20 centus.
Tomēr nevajadzētu aizmirst, ka, sadedzinot ūdeņradi, mēs iegūstam tīru ūdeni, no kura tas tika iegūts. Tas ir, mums ir atjaunojams noliktavas turētājs enerģiju, nekaitējot videi, atšķirībā no gāzes vai benzīna, kas ir primārie enerģijas avoti.
Php 377. rindā Brīdinājums: prasīt (http://www..php): neizdevās atvērt straumi: /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php 377. rindā netika atrasts piemērots iesaiņojums. kļūda: request(): Neizdevās atvēršana nepieciešama "http://www..php" (include_path="..php 377. rindā
Periodiskajā sistēmā ūdeņradis atrodas divās elementu grupās, kas pēc īpašībām ir absolūti pretējas. Šī funkcija padara to pilnīgi unikālu. Ūdeņradis ir ne tikai elements vai viela, bet arī daudzu sarežģītu savienojumu sastāvdaļa, organogēns un biogēns elements. Tāpēc mēs sīkāk apsveram tā īpašības un īpašības.
Deggāzes izdalīšanās metālu un skābju mijiedarbības laikā tika novērota jau 16. gadsimtā, tas ir, ķīmijas kā zinātnes veidošanās laikā. Slavenais angļu zinātnieks Henrijs Kavendišs pētīja vielu, sākot ar 1766. gadu un deva tai nosaukumu "degošs gaiss". Dedzinot šī gāze radīja ūdeni. Diemžēl zinātnieka pieturēšanās pie flogistona (hipotētiskās "hipersmalkās vielas") teorijas neļāva viņam izdarīt pareizos secinājumus.
Franču ķīmiķis un dabaszinātnieks A. Lavuazjē kopā ar inženieri J. Menjē un ar speciālu gazometru palīdzību 1783. gadā veica ūdens sintēzi un pēc tam analīzi, sadalot ūdens tvaikus ar karstu dzelzi. Tādējādi zinātnieki varēja nonākt pie pareiziem secinājumiem. Viņi atklāja, ka "degošs gaiss" ir ne tikai daļa no ūdens, bet to var arī iegūt no tā.
1787. gadā Lavuazjē ierosināja, ka pētāmā gāze ir vienkārša viela un attiecīgi viens no primārajiem ķīmiskajiem elementiem. Viņš to sauca par ūdeņradi (no grieķu vārdiem hydor - ūdens + gennao - es dzemdēju), tas ir, "dzimstot ūdeni".
Krievu nosaukumu "ūdeņradis" 1824. gadā ierosināja ķīmiķis M. Solovjovs. Ūdens sastāva noteikšana iezīmēja "flogistona teorijas" beigas. 18. un 19. gadsimta mijā tika konstatēts, ka ūdeņraža atoms ir ļoti viegls (salīdzinot ar citu elementu atomiem) un par galveno salīdzināšanas vienību tika ņemta tā masa. atomu masas, iegūstot vērtību, kas vienāda ar 1.
Fizikālās īpašības
Ūdeņradis ir vieglākais no visām zinātnei zināmajām vielām (tas ir 14,4 reizes vieglāks par gaisu), tā blīvums ir 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Šis materiāls kūst (sacietē) un vārās (sašķidrinās) attiecīgi -259,1 ° C un -252,8 ° C temperatūrā (tikai hēlijam ir zemāka viršanas un kušanas t °).
Ūdeņraža kritiskā temperatūra ir ārkārtīgi zema (-240 °C). Šī iemesla dēļ tā sašķidrināšana ir diezgan sarežģīts un dārgs process. Vielas kritiskais spiediens ir 12,8 kgf / cm², un kritiskais blīvums ir 0,0312 g / cm³. No visām gāzēm ūdeņradim ir visaugstākā siltumvadītspēja: pie 1 atm un 0 ° C tā ir 0,174 W / (mxK).
Vielas īpatnējā siltumietilpība tādos pašos apstākļos ir 14,208 kJ / (kgxK) vai 3,394 cal / (gh ° C). Šis elements nedaudz šķīst ūdenī (apmēram 0,0182 ml / g pie 1 atm un 20 ° C), bet labi - lielākajā daļā metālu (Ni, Pt, Pa un citi), īpaši pallādijā (apmēram 850 tilpumi uz Pd tilpumu). .
Pēdējā īpašība ir saistīta ar tā spēju izkliedēties, savukārt difūziju caur oglekļa sakausējumu (piemēram, tēraudu) var pavadīt sakausējuma iznīcināšana ūdeņraža mijiedarbības ar oglekli dēļ (šo procesu sauc par dekarbonizāciju). AT šķidrs stāvoklis viela ir ļoti viegla (blīvums - 0,0708 g / cm³ pie t ° \u003d -253 ° C) un šķidra (viskozitāte - 13,8 spoise tādos pašos apstākļos).
Daudzos savienojumos šim elementam ir +1 valence (oksidācijas pakāpe), kas ir līdzīga nātrija un citiem sārmu metāliem. To parasti uzskata par šo metālu analogu. Attiecīgi viņš vada Mendeļejeva sistēmas I grupu. Metālu hidrīdos ūdeņraža jonam ir negatīvs lādiņš (oksidācijas pakāpe ir -1), tas ir, Na + H- struktūra ir līdzīga Na + Cl-hlorīdam. Saskaņā ar šo un dažiem citiem faktiem (elementa "H" un halogēnu fizikālo īpašību tuvums, spēja to aizstāt ar halogēniem organiskajos savienojumos) ūdeņradis tiek iedalīts Mendeļejeva sistēmas VII grupā.
Normālos apstākļos molekulārajam ūdeņradim ir zema aktivitāte, tieši savienojoties tikai ar visaktīvākajiem nemetāliem (ar fluoru un hloru, ar pēdējo - gaismā). Savukārt, sildot, tas mijiedarbojas ar daudziem ķīmiskiem elementiem.
Atomu ūdeņradim ir paaugstināta ķīmiskā aktivitāte (salīdzinājumā ar molekulāro ūdeņradi). Ar skābekli tas veido ūdeni pēc formulas:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
izdalot 285,937 kJ/mol siltuma vai 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Normālos temperatūras apstākļos reakcija norit diezgan lēni, un pie t ° >= 550 ° С tā ir nekontrolējama. Ūdeņraža + skābekļa maisījuma sprādzienbīstamības robežas pēc tilpuma ir 4–94% H₂, un ūdeņraža + gaisa maisījumos ir 4–74% H2 (maisījumu, kurā ir divi tilpumi H2 un viens tilpums O2, sauc par sprādzienbīstamu gāzi).
Šo elementu izmanto, lai reducētu lielāko daļu metālu, jo tas ņem skābekli no oksīdiem:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,
CuO + H₂ = Cu + H₂O utt.
Izmantojot dažādus halogēnus, ūdeņradis veido ūdeņraža halogenīdus, piemēram:
H₂ + Cl₂ = 2HCl.
Taču, reaģējot ar fluoru, ūdeņradis uzsprāgst (tas notiek arī tumsā, pie -252 ° C), reaģē ar bromu un hloru tikai sildot vai apgaismotu, un ar jodu tikai karsējot. Mijiedarbojoties ar slāpekli, veidojas amonjaks, bet tikai uz katalizatora, paaugstinātā spiedienā un temperatūrā:
ZN₂ + N2 = 2NH3.
Sildot, ūdeņradis aktīvi reaģē ar sēru:
H₂ + S = H2S (sērūdeņradis),
un daudz grūtāk - ar telūru vai selēnu. Ūdeņradis reaģē ar tīru oglekli bez katalizatora, bet augstā temperatūrā:
2H₂ + C (amorfs) = CH₂ (metāns).
Šī viela tieši reaģē ar dažiem metāliem (sārmu, sārmzemju un citiem), veidojot hidrīdus, piemēram:
Н₂ + 2Li = 2LiH.
Ne maza praktiska nozīme ir ūdeņraža un oglekļa monoksīda (II) mijiedarbībai. Šajā gadījumā atkarībā no spiediena, temperatūras un katalizatora veidojas dažādi organiskie savienojumi: HCHO, CH₃OH uc Nepiesātinātie ogļūdeņraži reakcijas laikā pārvēršas par piesātinātajiem, piemēram:
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Ūdeņradim un tā savienojumiem ir izcila loma ķīmijā. Tas nosaka skābās īpašības tā saukto. protoskābēm ir tendence veidot ūdeņraža saites ar dažādiem elementiem, kas būtiski ietekmē daudzu neorganisko un organisko savienojumu īpašības.
Ūdeņraža iegūšana
Galvenie izejmateriālu veidi šī elementa rūpnieciskai ražošanai ir rafinēšanas gāzes, dabiskās degošās un koksa krāsns gāzes. To iegūst arī no ūdens, izmantojot elektrolīzi (vietās ar pieejamu elektrību). Viena no svarīgākajām metodēm materiāla iegūšanai no dabasgāzes ir ogļūdeņražu, galvenokārt metāna, katalītiskā mijiedarbība ar ūdens tvaikiem (tā sauktā konversija). Piemēram:
CH4 + H2O = CO + ZH₂.
Nepilnīga ogļūdeņražu oksidēšana ar skābekli:
CH₄ + ½O₂ \u003d CO + 2H₂.
Sintezētais oglekļa monoksīds (II) tiek pārveidots:
CO + H₂O = CO₂ + H₂.
No dabasgāzes ražotais ūdeņradis ir lētākais.
Izmanto ūdens elektrolīzei D.C., kas tiek izlaista caur NaOH vai KOH šķīdumu (skābes netiek izmantotas, lai izvairītos no iekārtu korozijas). AT laboratorijas apstākļi materiālu iegūst ūdens elektrolīzē vai sālsskābes un cinka reakcijā. Tomēr biežāk izmanto gatavu rūpnīcas materiālu cilindros.
No rafinēšanas gāzēm un koksa krāsns gāzes šis elements tiek izolēts, atdalot visas pārējās gāzu maisījuma sastāvdaļas, jo dziļas dzesēšanas laikā tās ir vieglāk sašķidrinātas.
Šo materiālu rūpnieciski sāka iegūt 18. gadsimta beigās. Tad to izmantoja balonu pildīšanai. Šobrīd ūdeņradi plaši izmanto rūpniecībā, galvenokārt ķīmiskajā rūpniecībā, amonjaka ražošanai.
Vielas masveida patērētāji ir metilspirtu un citu spirtu, sintētiskā benzīna un daudzu citu produktu ražotāji. Tos iegūst sintēzes ceļā no oglekļa monoksīda (II) un ūdeņraža. Ūdeņradi izmanto smago un cieto šķidro kurināmo, tauku uc hidrogenēšanai, HCl sintēzei, naftas produktu hidroapstrādē, kā arī metālu griešanā/metināšanā. Kodolenerģijai svarīgākie elementi ir tās izotopi – tritijs un deitērijs.
Ūdeņraža bioloģiskā loma
Apmēram 10% no dzīvo organismu masas (vidēji) krīt uz šo elementu. Tā ir daļa no ūdens un svarīgākajām dabisko savienojumu grupām, tostarp olbaltumvielām, nukleīnskābēm, lipīdiem, ogļhidrātiem. Kam tas kalpo?
Šim materiālam ir izšķiroša loma: proteīnu telpiskās struktūras uzturēšanā (kvartārā), nukleīnskābju komplementaritātes principa īstenošanā (t.i., ģenētiskās informācijas ieviešanā un uzglabāšanā), kopumā molekulārā “atpazīšanā” līmenī.
Ūdeņraža jons H+ piedalās svarīgās dinamiskās reakcijās/procesos organismā. Tai skaitā: bioloģiskajā oksidācijā, kas nodrošina dzīvās šūnas ar enerģiju, biosintēzes reakcijās, fotosintēzē augos, baktēriju fotosintēzē un slāpekļa fiksācijā, skābju-bāzes līdzsvara un homeostāzes uzturēšanā, membrānas transporta procesos. Kopā ar oglekli un skābekli tas veido dzīvības parādību funkcionālo un strukturālo pamatu.
Ūdeņraža atomam ir ārējā (un vienīgā) elektroniskā līmeņa 1 elektroniskā formula s viens . No vienas puses, ar viena elektrona klātbūtni ārējā elektroniskajā līmenī ūdeņraža atoms ir līdzīgs sārmu metālu atomiem. Tomēr, tāpat kā halogēniem, tam trūkst tikai viena elektrona, lai aizpildītu ārējo elektronisko līmeni, jo pirmajā elektroniskajā līmenī var atrasties ne vairāk kā 2 elektroni. Izrādās, ka ūdeņradi var vienlaikus ievietot gan pirmajā, gan priekšpēdējā (septītajā) periodiskās tabulas grupā, kas dažkārt tiek darīts dažādās periodiskās sistēmas versijās:
No ūdeņraža kā vienkāršas vielas īpašību viedokļa tam tomēr ir vairāk kopīga ar halogēniem. Ūdeņradis, tāpat kā halogēni, ir nemetāls un līdzīgi tiem veido diatomiskas molekulas (H 2).
Normālos apstākļos ūdeņradis ir gāzveida, neaktīva viela. Ūdeņraža zemā aktivitāte ir izskaidrojama ar lielo saites stiprību starp ūdeņraža atomiem molekulā, kuras pārraušanai ir nepieciešama vai nu spēcīga karsēšana, vai katalizatoru izmantošana, vai abi vienlaicīgi.
Ūdeņraža mijiedarbība ar vienkāršām vielām
ar metāliem
No metāliem ūdeņradis reaģē tikai ar sārmiem un sārmzemēm! Sārmu metāli ir galvenās apakšgrupas metāli I-tā grupa(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), un uz sārmzemju metāliem no galvenās apakšgrupas II grupa, izņemot beriliju un magniju (Ca, Sr, Ba, Ra)
Mijiedarbojoties ar aktīvajiem metāliem, ūdeņradim piemīt oksidējošas īpašības, t.i. samazina tā oksidācijas pakāpi. Šajā gadījumā veidojas sārmu un sārmzemju metālu hidrīdi, kuriem ir jonu struktūra. Karsējot, reakcija notiek:
Jāņem vērā, ka mijiedarbība ar aktīvajiem metāliem ir vienīgais gadījums, kad molekulārais ūdeņradis H2 ir oksidētājs.
ar nemetāliem
No nemetāliem ūdeņradis reaģē tikai ar oglekli, slāpekli, skābekli, sēru, selēnu un halogēniem!
Ogleklis ir jāsaprot kā grafīts vai amorfs ogleklis, jo dimants ir ārkārtīgi inerta alotropiskā oglekļa modifikācija.
Mijiedarbojoties ar nemetāliem, ūdeņradis var veikt tikai reducētāja funkciju, tas ir, tas var tikai palielināt tā oksidācijas pakāpi:
Ūdeņraža mijiedarbība ar sarežģītām vielām
ar metālu oksīdiem
Ūdeņradis nereaģē ar metālu oksīdiem, kas ir metālu aktivitāšu sērijā līdz alumīnijam (ieskaitot), tomēr karsējot spēj reducēt daudzus metālu oksīdus pa labi no alumīnija:
ar nemetālu oksīdiem
No nemetālu oksīdiem ūdeņradis, karsējot, reaģē ar slāpekļa, halogēnu un oglekļa oksīdiem. No visām ūdeņraža mijiedarbībām ar nemetālu oksīdiem īpaši jāatzīmē tā reakcija ar oglekļa monoksīdu CO.
CO un H 2 maisījumam pat ir savs nosaukums - "sintēzes gāze", jo atkarībā no apstākļiem no tā var iegūt tādus pieprasītus rūpniecības produktus kā metanols, formaldehīds un pat sintētiskie ogļūdeņraži:
ar skābēm
Ūdeņradis nereaģē ar neorganiskām skābēm!
No organiskajām skābēm ūdeņradis reaģē tikai ar nepiesātinātām skābēm, kā arī ar skābēm, kas satur funkcionālās grupas, kuras var reducēt ar ūdeņradi, jo īpaši ar aldehīdu, keto vai nitro grupām.
ar sāļiem
Sāļu ūdens šķīdumu gadījumā to mijiedarbība ar ūdeņradi nenotiek. Tomēr, ūdeņradi izlaižot pāri dažu vidējas un zemas aktivitātes metālu cietajiem sāļiem, ir iespējama to daļēja vai pilnīga reducēšana, piemēram:
Halogēnu ķīmiskās īpašības
Halogēnus sauc ķīmiskie elementi VIIA grupas (F, Cl, Br, I, At), kā arī to veidotās vienkāršās vielas. Ja vien nav norādīts citādi, turpmāk halogēni tiks saprasti kā vienkāršas vielas.
Visiem halogēniem ir molekulārā struktūra, kas izraisa šo vielu zemu kušanas un viršanas temperatūru. Halogēna molekulas ir diatomiskas, t.i. to formulu var uzrakstīt vispārīgā formā kā Hal 2 .
Jāatzīmē tāda specifiska joda fiziskā īpašība kā tā spēja sublimācija vai, citiem vārdiem sakot, sublimācija. sublimācija, viņi sauc parādību, kurā viela cietā stāvoklī karsējot neizkūst, bet, apejot šķidro fāzi, nekavējoties pāriet gāzveida stāvoklī.
Jebkura halogēna atoma ārējās enerģijas līmeņa elektroniskajai struktūrai ir forma ns 2 np 5, kur n ir periodiskās tabulas, kurā atrodas halogēns, perioda numurs. Kā redzat, halogēna atomu astoņu elektronu ārējā apvalkā trūkst tikai viena elektrona. No tā ir loģiski pieņemt brīvo halogēnu pārsvarā oksidējošās īpašības, kas tiek apstiprināts arī praksē. Kā zināms, nemetālu elektronegativitāte samazinās, virzoties apakšgrupā uz leju, un tāpēc sērijā samazinās halogēnu aktivitāte:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Halogēnu mijiedarbība ar vienkāršām vielām
Visi halogēni ir augsti aktīvās vielas un reaģē ar lielāko daļu vienkāršāko vielu. Tomēr jāņem vērā, ka fluors, pateicoties tā ārkārtīgi augstajai reaģētspējai, var reaģēt pat ar tām vienkāršajām vielām, ar kurām nevar reaģēt citi halogēni. Šādas vienkāršas vielas ir skābeklis, ogleklis (dimants), slāpeklis, platīns, zelts un dažas cēlgāzes (ksenons un kriptons). Tie. patiesībā, fluors nereaģē tikai ar dažām cēlgāzēm.
Atlikušie halogēni, t.i. hlors, broms un jods arī ir aktīvās vielas, bet mazāk aktīvas nekā fluors. Tie reaģē ar gandrīz visām vienkāršajām vielām, izņemot skābekli, slāpekli, oglekli dimanta, platīna, zelta un cēlgāzu veidā.
Halogēnu mijiedarbība ar nemetāliem
ūdeņradis
Visi halogēni reaģē ar ūdeņradi, veidojot ūdeņraža halogenīdi Ar vispārējā formula H Hal. Tajā pašā laikā fluora reakcija ar ūdeņradi sākas spontāni pat tumsā un notiek ar sprādzienu saskaņā ar vienādojumu:
Hlora reakciju ar ūdeņradi var ierosināt ar intensīvu ultravioleto starojumu vai karsēšanu. Noplūde arī ar sprādzienu:
Broms un jods reaģē ar ūdeņradi tikai karsējot, un tajā pašā laikā reakcija ar jodu ir atgriezeniska:
fosfors
Fluora mijiedarbība ar fosforu noved pie fosfora oksidēšanās līdz augstākajam oksidācijas līmenim (+5). Šajā gadījumā notiek fosfora pentafluorīda veidošanās:
Hloram un bromam mijiedarbojoties ar fosforu, ir iespējams iegūt fosfora halogenīdus gan +3 oksidācijas stāvoklī, gan +5 oksidācijas stāvoklī, kas ir atkarīgs no reaģentu proporcijām:
Baltā fosfora gadījumā fluora, hlora vai šķidra broma atmosfērā reakcija sākas spontāni.
Fosfora mijiedarbība ar jodu var izraisīt tikai fosfora trijodīda veidošanos, jo tam ir ievērojami zemāka oksidēšanas spēja nekā citiem halogēniem:
pelēks
Fluors oksidē sēru līdz augstākajam oksidācijas līmenim +6, veidojot sēra heksafluorīdu:
Hlors un broms reaģē ar sēru, veidojot sēru saturošus savienojumus oksidācijas stāvokļos, kas tam ir ārkārtīgi neparasti +1 un +2. Šīs mijiedarbības ir ļoti specifiskas un paredzētas nokārtojot eksāmenuķīmijā spēja pierakstīt šo mijiedarbību vienādojumus nav nepieciešama. Tāpēc šādi trīs vienādojumi ir doti kā norādījumi:
Halogēnu mijiedarbība ar metāliem
Kā minēts iepriekš, fluors spēj reaģēt ar visiem metāliem, pat tādiem neaktīviem kā platīns un zelts:
Atlikušie halogēni reaģē ar visiem metāliem, izņemot platīnu un zeltu:
Halogēnu reakcijas ar sarežģītām vielām
Aizvietošanas reakcijas ar halogēniem
Aktīvāki halogēni, t.i. kuru ķīmiskie elementi atrodas augstāk periodiskajā tabulā, spēj izspiest mazāk aktīvos halogēnus no to veidotajām halogenīdskābēm un metālu halogenīdiem:
Līdzīgi broms un jods izspiež sēru no sulfīdu un/vai sērūdeņraža šķīdumiem:
Hlors ir spēcīgāks oksidētājs un oksidē sērūdeņradi tā ūdens šķīdumā nevis par sēru, bet par sērskābi:
Halogēnu mijiedarbība ar ūdeni
Ūdens deg fluorā ar zilu liesmu saskaņā ar reakcijas vienādojumu:
Broms un hlors reaģē ar ūdeni savādāk nekā fluors. Ja fluors darbojās kā oksidētājs, tad hlors un broms ir nesamērīgi ūdenī, veidojot skābju maisījumu. Šajā gadījumā reakcijas ir atgriezeniskas:
Joda mijiedarbība ar ūdeni norit tik nenozīmīgā mērā, ka to var neņemt vērā un uzskatīt, ka reakcija vispār nenotiek.
Halogēnu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem
Fluors mijiedarbībā ar ūdens šķīdums sārms atkal darbojas kā oksidētājs:
Rakstīšanas spēja dots vienādojums nav obligāti jānokārto eksāmens. Pietiek zināt faktu par šādas mijiedarbības iespējamību un fluora oksidējošo lomu šajā reakcijā.
Atšķirībā no fluora, citi halogēni sārmu šķīdumos ir nesamērīgi, tas ir, tie vienlaikus palielina un samazina oksidācijas pakāpi. Tajā pašā laikā hlora un broma gadījumā atkarībā no temperatūras ir iespējama plūsma divos dažādos virzienos. Jo īpaši aukstumā reakcijas notiek šādi:
un sildot:
Jods reaģē ar sārmiem tikai saskaņā ar otro iespēju, t.i. ar jodāta veidošanos, jo hipojodīts ir nestabils ne tikai sildot, bet arī parastā temperatūrā un pat aukstumā.