Кислотно-основные реакции

Вода обладает амфотерными свойствами. Это означает, что она может выступать как в роли кислоты, так и в роли основания. Её амфотерные свойства обусловлены способностью воды к самоионизации: Н2О ↔ Н+ + ОН‾.

Это позволяет воде быть, с одной стороны, акцептором протона:

HCl + H2O ↔ (H3O)+ + Cl‾,

а с другой стороны – донором протона:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + ОН ‾.

Окисление и восстановление

Вода обладает способностью выступать как в роли окислителя, так и вроли восстановителя. Она окисляет металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений до водорода. Например:

2Na + 2H2O = H2↑ + 2NaOH или H2O (пар) + Mg = Mg(тв.) + Н2

Восстановителем вода может быть в реакциях с сильными окислителями:

F2 + H2O = 2HF + O (O2, O3, H2O2, F2O); 2Cl2 + 2H2O = 4HCl + O2 (t).

Кроме того, вода является важным восстановителем в биохимических процессах. Например, некоторые стадии цикла лимонной кислоты включают окисление воды: 2Н2О → О2 + 4Н+ + 4е.

Этот процесс электронного переноса имеет также болшьшое значение в восстановлении органических фосфатных соединений при фотосинтезе. Цикл лимонной кислоты и фотосинтез представляют собой сложные процессы, включающие ряд последовательно протекающих химических реакций. В обоих случаях процессы электронного переноса, происходящие в них, ещё не полностью выявлены.

Гидратация

Молекулы воды способны сольватировать катионы и анионы. Этот процесс называется гидратацией. Гидратация может осуществляться без разрушения молекул воды или с разрушением молекул воды.

Гидратация без разрушения молекул воды приводит к образованию гидратов. Она обусловлена электростатическими и ван-дер-ваальсовыми взаимодействиями и иногда водородной связью. Наиболее изучена гидратация ионов. Гидратация молекул изучена недостаточно.

Гидратация с разрушением молекул воды широко распространена в неорганической и органической химии. Гидратация оксидов элементов приводит в зависимости от их природы к образованию щелочей, кислот, или амфотерных гидроксидов.

Гидратация органических соединений обычно осуществляется в растворах в присутствии щелочных или кислотных катализаторов или в паровой фазе при повышенных температурах и давлениях и в присутствии катализаторов.

 

 

ГАЛОГЕНЫ

Подгруппу VII A элементов составляют фтор (F), хлор (Cl), бром (Br), йод (I) и астат (At). Эти элементы получили название галогены (солеобразователи) потому, что способны с металлами непосредственно (без участия кислорода) давать соли.

Сходство и различия галогенов обусловлены электронной конфигурацией их атомов. Фтор и хлор относятся к типичным элементам, а бром, йод и астат объединяют в подгруппу брома. Отметим, что астат получен искусственным путём, он радиоактивен. Наиболее долго живущий его изотоп имеет период полураспада 8,3 часа.

Атомы галогенов на внешнем уровне имеют 7 электронов: ns2np5. Отсутствие d-подуровня у атома фтора является причиной ряда особенностей в физических и химических свойствах этого элемента по сравнению с другими галогенами. У всех других элементов имеется d-подуровень, поэтому при переходе их атомов в возбуждённое состояние возможно увеличение числа неспаренных электронов до 7.

В соединениях все элементы этой подгруппы могут проявлять отрицательную степень окисления -1, а хлор, бром, йод и астат - ещё и положительные от +1 до +7 в зависимости от числа образующихся при возбуждении атома неспаренных электронов.

Наиболее устойчивой степенью окисления для всех галогенов является -1. Из положительных устойчивы нечётные: +1, +3, +5, +7.

Радиусы атомов галогенов увеличиваются от фтора к йоду, энергии ионизации, относительная электроотрицательность, убывают от фтора к астату. Температуры плавления и кипения увеличиваются от фтора к астату.

Отметим, что в пределах каждого периода галогены являются наиболее электроотрицательными элементами. Галогены – элементы с ярко выраженными неметаллическими свойствами.

 

Первый потенциал ионизации фтора (1680 кДж/моль) объясняет отсутствие катиона фтора (F+). Самая же высокая электроотрицательность этого элемента исключает возможность существования положительных степеней окисления в его соединениях. Этим фтор отличается от других галогенов.

Фтор проявляет очень высокую химическую активность. В газообразном фторе уже при комнатной температуре самовозгораются щелочные и щелочноземельные металлы, свинец, а также неметаллы: сера, мышьяк, бром, йод, кремний, бор и др. При нагревании фтор взаимодействует даже с золотом, платиной и благородными газами. Например:

S + 3F2 = SF6; 2Na + F2 = 2NaF; 5F2 + Cl2= 2FCl5;

Si (тверд.) + 2F2 = SiF4(газ); H2 + F2 = 2HF;

2Au + 3F2 = 2AuF3; Xe(газ) + 2F2 = XeF4(газ)

С серой и фосфором реакция идёт даже при температуре жидкого воздуха (-1900 С).

Однако следует отметить, что реакция фтора с некоторыми металлами (Al, Fe, Ni, Cu, Zn) при комнатной температуре ограничивается образованием на их поверхности плёнки фторида, защищающей металл от дальнейшего взаимодействия.

Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом, углеродом (в виде алмаза) и некоторыми благородными газами.

Очень энергично протекает взаимодействие фтора со сложными веществами. В его атмосфере горят такие устойчивые вещества, как стекло (вата) и вода (водяной пар):

SiO2 + 2F2 = SiF4(ГАЗ) + O2(ГАЗ); 2Н2О(г) + 2F2 = 4HF(газ) + О2(ГАЗ).

Исключительно высокая химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей с атомами других элементов, и поэтому реакции с его участием весьма экзотермичны, что влечёт сильный разогрев реакционной смеси, а с другой стороны – низкой энергией связи в молекуле F2 и, следовательно, низкими энергиями активации.

Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами, большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная способность галогенов увеличивается от астата к фтору.

Br2, I2, At2 окисляются при действии сильных окислителей:

Br2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

3I2 + 10HNO3 (конц.) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O.

Для хлора, брома и йода характерны реакции диспропорционирования. Например:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O,

3Cl2 + 6NaOH (гор.р-р) = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.

Фтор разлагает воду: F2 + 2H2O = 4HF + O2. Хлор, бром, йод реагируют с водой по схеме: Э2 + Н2О = НЭ + НЭО (Э = Cl, Br, I). Не реагируют с разбавленными и концентрированными серной кислотой и азотной кислотой (исключение йод).


<== предыдущая лекция | следующая лекция ==>
Молекулярный водород | Гидроксиды галогенов




Дата добавления: 2019-10-16; просмотров: 333; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию, введите в поисковое поле ключевые слова и изучайте нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам понравился данный ресурс вы можете рассказать о нем друзьям. Сделать это можно через соц. кнопки выше.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2020 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.008 сек.