Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

ВОПРОС№1. Во Вселенной

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной. На его долю приходится около 92 % всех атомов (8 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — менее 0,1 %). Таким образом, водород — основная составная частьзвёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

[править] Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место послекислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50 %.

[править]Получение

Основная статья: Производство водорода

Промышленные способы получения простых веществ зависят от того, в каком виде соответствующий элемент находится в природе, то есть что может быть сырьём для его получения. Так, кислород, имеющийся в свободном состоянии, получают физическим способом — выделением из жидкого воздуха. Водород же практически весь находится в виде соединений, поэтому для его получения применяют химические методы. В частности, могут быть использованы реакции разложения. Одним из способов получения водорода служит реакция разложения воды электрическим током.

Основной промышленный способ получения водорода — реакция с водой метана, который входит в состав природного газа. Она проводится при высокой температуре:

СН₄ + 2Н₂O = CO₂↑ + 4Н₂ −165 кДж

Один из лабораторных способов получения водорода, который иногда применяется и в промышленности, — разложение воды электротоком.

Обычно в лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой.

[править] В промышленности

1.Электролиз водных растворов солей:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂

2.Пропускание паров воды над раскаленным коксом при температуре около 1000 °C:

H₂O + C ⇄ H₂ + CO

3.Из природного газа.

Конверсия с водяным паром:

CH₄ + H₂O ⇄ CO + 3H₂ (1000 °C)

Каталитическое окисление кислородом:

2CH₄ + O₂ ⇄ 2CO + 4H₂

4. Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

[править] В лаборатории

1. Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную соляную кислоту:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

2. Взаимодействие кальция с водой:

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

3. Гидролиз гидридов:

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

4. Действие щелочей на цинк или алюминий:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Zn + 2KOH + 2H₂O → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

5. С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

2H₃O⁺ + 2e⁻ → H₂↑ + 2H₂O

Физические свойства

Спектр излучения водорода

Эмиссионный спектр водорода

Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н₂. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н.у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120.9×10⁶ Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л. Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Фазовая диаграмма водорода

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 спуаз). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н₂, 0,21 % орто-Н₂.

Твердый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группаP6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и пара водорода. В молекуле ортоводорода o -H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p -H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o -H₂ и p -H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e -H₂.

Равновесная мольная концентрация пара-водорода

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированныйпараводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвёздной среды — с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.

Химические свойства

Доля диссоциировавших молекул водорода

Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

Н₂ = 2Н − 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например с кальцием, образуя гидрид кальция:

Ca + Н₂ = СаН₂

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

F₂ + H₂ = 2HF

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например при освещении:

О₂ + 2Н₂ = 2Н₂О

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

CuO + Н₂ = Cu + Н₂O

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

С галогенами образует галогеноводороды:

F₂ + H₂ → 2HF, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

Cl₂ + H₂ → 2HCl, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H₂ → CH₄

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

2Na + H₂ → 2NaH

Ca + H₂ → CaH₂

Mg + H₂ → MgH₂

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

[править] Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

Отсюда можно взять примеры..

ВОПРОС№2 Галогены. Фтор.
Строение молекулы

С точки зрения теории молекулярныхорбиталей, строение двухатомной молекулы фтора можно охарактеризовать следующей диаграммой. В молекуле присутствует 4 связывающихорбитали и 3 разрыхляющих. Порядок связи в молекуле равен 1.У фтора валентность=1.

У остальных галогенов будет такой же рисунок только электронов будет больше и валентность и порядок связи тоже будет больше.

На соседнем с внешним уровне у фтора два электрона, у

хлора – восемь и у брома, йода и астата – восемнадцать электро-

нов. Последние три элемента – полные электронные аналоги.. Галогены – наиболее типичные не-

металлы, причем фтор обладает наибольшим значением элек-

троотрицательности. В ряду F → Cl → Br → I → Atувеличива-

ются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность

элементов, ослабевают неметаллические свойства и окислитель-

ная способность галогенов.

Стандартный

электродный потенциал

F=+2,87CL=+1,36Br= +1,07 I=+0,54

 

Вопрос№3. Фтор — чрезвычайно химически активный неметалл и самый сильный окислитель, является самым лёгким элементом из группыгалогенов. Простое вещество фтор (CAS-номер: 7782-41-4) при нормальных условиях — двухатомный газ (формула F₂) бледно-жёлтого цвета с резкимзапахом, напоминающим озон или хлор. Очень ядовит.

Физические свойства

Бледно-жёлтый газ, в малых концентрациях запах напоминает одновременно озон и хлор, очень агрессивен и ядовит.

Фтор имеет аномально низкую температуру кипения (плавления). Это связано с тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (кратность связи в остальных галогенах примерно 1,1)^[8].

[править]Химические свойства

Самый активный неметалл, бурно взаимодействует почти со всеми веществами кроме, разумеется, фторидов в высших степенях окисления и редких исключений — фторопластов, и с большинством из них — с горением и взрывом. К фтору при комнатной температуре устойчивы некоторые металлы за счет образования плотной плёнки фторида, тормозящей реакцию со фтором — Al, Mg, Cu, Ni. Контакт фтора с водородом приводит к воспламенению и взрыву даже при очень низких температурах (до −252°C). В атмосфере фтора горят даже вода и платина:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

К реакциям, в которых фтор формально является восстановителем, относятся реакции разложения высших фторидов, например:

2CoF₃ → 2CoF₂ + F₂

MnF₄ → MnF₃ + 1/2 F₂

Фтор также способен окислять в электрическом разряде кислород, образуя фторид кислорода OF₂ и диоксидифторид O₂F₂.

Во всех соединениях фтор проявляет степень окисления −1. Чтобы фтор проявлял положительную степень окисления, требуется создание эксимерных молекул или иные экстремальные условия. Это требует искусственной ионизации атомов фтора^[9].

Внешний вид простого вещества

почти бесцветный газ (в толстых слоях — зеленовато-жёлтый)[1]

Состав:F= 9 електронов, 9 протонов и 1 нейтрон.

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты. Фтор окисляет воду,а другие галогены растворяется в ней. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻ уменьшается.

Вопрос№4.на половину.Изменяется сила кислот так как у хлора меняется степень окисления от +1 до +7,что повышает силу кислот в этом ряду. Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Хлористая кислота — HClO₂, средняя одноосновная кислота. Хлорноватая кислота — HClO₃, сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +5. В свободном виде не получена; в водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде довольно устойчива; в более концентрированных растворах распадается:

8HClO₃ = 4HClO₄ + 3O₂ + 2Cl₂ + 2H₂O

Хлорная кислота HClO₄ — одноосновная кислота, одна из самых сильных (в водном растворе, pK = ~ -10), безводная — исключительно сильный окислитель, так как содержит хлор в высшей степени окисления.

Вопрос №5. Фторид хлора(I) (монофторид хлора, фтористый хлор) — ClF, соединение хлора с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветный ядовитый тяжёлый газ с сильным разражающим запахом. Конденсируется при охлаждении до −100 °C в жидкость бледно-жёлтого цвета. Многие свойства сходны со свойствами фтора и хлора.

Химические свойства

Химически очень активное вещество по своей активности в некоторых реакциях превосходит фтор. Хороший фторирующий агент. За счет того, что атом хлора находится в степени окисления+1 проявляет сильные окислительные свойства.

§ Реагирует с водой с образованием свободных кислорода и хлора:

4ClF + 2H₂O → 2Cl₂ + O₂ + 4HF

§ При нагревании очень активно реагирует с водородом. При этом образуются фтороводород и хлороводород:

ClF + H₂ → HCl + HF

§ ClF реагирует с хлоридами металлов с образованием фторидов и хлора:

NaCl + ClF → NaF + Cl₂

§ При взаимодействии с простыми веществами образуются фториды:

Br₂ + 6ClF → 2BrF₃ + 3Cl₂

Si + 4ClF → 2SiF₄ + 2Cl₂

W + 6ClF → WF₆ + 3Cl₂

§ С монооксидом углерода проходит реакция хлорфторирования:

CO + ClF → COClF

§ С фторидами Cs, Rb и K под высоким давлением образуются бесцветные устойчивые до 200 °C соли:

CsF + ClF → CsClF₂

§ Необычное полимерное соединение фиолетового цвета состава (F₃ClO₂)_n было получено при взаимодействии ClF и O₂F₂:

nClF + nO₂F₂ → (F₃ClO₂)_n

Фторид хлора(III) (трифторид хлора, трёхфтористый хлор) — ClF₃, соединение хлора сфтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветный ядовитый тяжёлый газ с сильным раздражающим запахом. Конденсируется при охлаждении до +12 °C (или при увеличении давления) в жидкость бледно-зёленого цвета.

Фторид хлора(III)

Химические свойства

Сильный окислитель. Бурно реагирует (иногда со взрывом) с большинством органических и неорганических соединений, в частности с водой. Способен воспламенять стекло, поэтому для работы с ним используют посуду из фторопласта или монель-металла.

Фторид хлора(V) (пентафторид хлора) — ClF₅, соединение хлора с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветный ядовитый тяжёлый газ с сильным раздражающим запахом. Конденсируется при охлаждении до −13 °C (или при увеличении давления) в бесцветную жидкость.

Химические свойства

Сильный окислитель. Реагирует с водой.

§ При нагревании разлагается в ClF₃ и F₂:

ClF₅ → ClF₃ + F₂.

§ Под действием ультрафиолетового излучения, вступает во взаимодействие с PtF₆, при этом образуется смесь ClF₆PtF₆ и ClF₄PtF₆^[1]:

2PtF₆ + 2ClF₅ → ClF₆PtF₆ + ClF₄PtF₆.

Оксид хлора (I), гемоксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты — соединение хлора встепени окисления +1 с кислородом.

Оксид хлора(I)

Свойства

Представляет собой буровато-желтый газ с характерным запахом, напоминающим запах хлора. При температурах ниже 2 °C — жидкость золотисто-красного цвета. Ядовит: поражает дыхательные пути. Самопроизвольно медленно разлагается. При больших концентрациях взрывоопасен. Плотность при нормальных условиях 3,22 кг/м³. Растворяется в четырёххлористом углероде. Хорошо растворим в воде с образованием слабой хлорноватистой кислоты:

H₂O + Cl₂O ↔ 2HClO.

Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

Хлорноватистая кислота

Свойства

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO⁻:

Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах.

Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

Кристаллогидрат выдерживает длительное хранение; при 70 °C разлагается со взрывом, а KClO известен только в виде водных растворов. Ca (ClO)₂ в сухом виде вполне устойчив, но в присутствии H₂O и CO₂ разлагается. Более стоек Mg(ClO)₂.

Хло́рная и́звесть Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям.

Свойства

На воздухе хлорная известь медленно разлагается по схеме:

.

, термическое разложение

Белильная известь обладает антисептическим и дезинфицирующим действием.

Вопрос№6. Кислород. Химические свойства: до завершения энергетического уровня кислороду нужно 2 электрона, которые он принимает проявляя степень окисления -2, но в соединении со фтором кислород ОF2 -2 и О2F2 -1. Благодаря химической активности кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами. С металлами образует оксиды и пероксиды: кислород является окислителем.

Кислород не реагирует только с платиной. При повышенных и высоких температурах реагирует со многими неметаллами:

Непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами. Кислород реагирует со многими сложными веществами:

Кислороду характерны реакции горения:

В кислороде горят многие органические вещества:

При окислении кислородом уксусного альдегида получают уксусную кислоту:

О₂ — кислород и О₃ — озон. Кислород бесцветен, не имеет запаха, озон же пахуч, имеет бледно-фиолетовый цвет, он более бактерициден.

СЕРА.Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1) циклическая форма;

2) моноклинная форма;

3) кристаллическая ромбическая форма.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителя х. Является диэлектриком.

Химические свойства:

1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = H2S;(сера-окислитель)

2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;;(сера-окислитель)

И с неметаллами сера-окислитель: 2S+C=SC2

 

3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;(сера-восстановитель)

4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.

 

Вопрос№7.Простое вещество кислород (CAS-номер: 7782-44-7) принормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.

Кислотные свойства кислорода:

O2+2Mg=2MgO

Основные оксиды

К2О,ВаО.

Амфотерные

ZnO, Al2O3.

Кислотные

SO3,N2O5.

Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:
CaO + H2O = Ca(OH) 2
Большинство основных оксидов с водой не взаимодействуют, но им также соответствуют основания, которые можно получить косвенным путем.
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Кислотные оксиды также называются ангидридами кислот. Кислотными являются оксиды типичных неметаллов, а также оксиды ряда металлов в высших степенях окисления (B2O3; N2O5).
Многие кислотные оксиды соединяются с водой, образуя кислоты:
N2O3 + H2O = 2HNO2
SO3 + H2O = H2SO4
Не все ангидриды реагируют с водой, в этом случае соответствующие им кислоты добываются косвенным путем.
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соли:
CO2 + CaO = CaCO3
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду:
CO2 + Ba(ОН)2= BaCO3 + H2O
Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. Соединения этих оксидов с водой могут иметь кислотные и основные свойства одновременно, например - Al2O3, Cr2O3, MnO2; Fe2O3 ZnO. К примеру, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом натрия:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O
Так как далеко не все амфотерные оксиды расворимы в воде, то доказать амфотерность таких оксидов заметно сложнее. Например, оксид алюминия (III) в реакции сплавления его с дисульфатом калия проявляет основные свойства а при сплавлении с гидроксидами кислотные:
Al2O3 + 3K2S2O7 = 3K2SO4 + A12(SO4)3
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O
У различных амфотерных оксидов двойственность свойств может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, а оксид железа (III) - Fe2O3 - обладает преимущественно основными свойствами.

Вопрос№8 Сероводоро́д (серни́стыйводоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях разъедает многие металлы. Концентрационные пределы воспламенения с воздухом составляют 4,5 — 45 % сероводорода.

В природе встречается очень редко в виде смешанных веществ нефти и газа. Входит в состав вулканических газов. Образуется при гниении белков. Сероводород используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах.^[1]Свойства

Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — Sи H₂). Молекула сероводорода имеет угловую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34×10⁻²⁹Кл·м). В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочныхводородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота.

.С водородом сера в обычных условиях не соединяется. Лишь при нагревании протекает обратимая реакция:

Н2 + S = H2S + 21 кДж равновесие которой около 350 °С смещено вправо, а при повышении температуры смещается влево.

Основной недостаток теории С. Аррениуса, на основе которой были даны приведенные определения кислот, оснований и солей, состоит в том, что эти определения подходили только для водных растворов. Некоторые свойства кислот и оснований теория С. Аррениуса не могла объяснить, поэтому в 1923 г. И. Н. Бренстед заложил основы новой теории, по которой кислоты и основания характеризуются вне зависимости от растворителя. По этой теории к кислотам относят вещества, отщепляющие протон р, т. е. доноры протона. К. основаниям относят вещества, присоединяющие протон, т. е. акцепторы протона. Кислотами и основаниями могут быть в данном случае электронейтральные молекулы и ионы с различными зарядами:

Кислоты Основания СН3СООН.± р+СНзСОО' NH4.±p+NH3 Н2Сб3 HCOJ HSO4 *tp+SOl~ н3о+ +±р+НгО

н2о.±р+он-

Все кислоты и основания в классическом понимании включаются в этот круг и по теории И. Н. Бренстеда. Но этот круг расширяется протонной теорией. Например, кислотой будет ион NH^ в воде, если он отдаст протон, а основанием HSO3, если он примет протонHSOJ+^HjSO,

Существенное преимущество новой теории состоит в том, что в ней нет внутренних противоречий. Понятие «кислота» и «основание» не закреплялись за конкретными веществами. Одно и то же вещество может быть как кислотой, так и основанием в зависимости от условий.

Теория Бренстеда хорошо объясняет подтверждаемый экспериментом, факт широкой распространенности амфотерных свойств. В частности, получение таких соединений, как перхлорат нитрония [НгЖ)зз+ ClOi", при образовании которого азотная кислота выполняет функцию оснований и входит в состав катиона. Но теория Бренстеда не может объяснить наличие кислотных и основных свойств у соединений, не содержащих водорода (СО2, SO2, СаО, ВаО).

§14. АМФОТЕРНОСТЬ

Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные н основные свойства.

По теории Бренстеда, амфотерные свойства имеют вещества, которые в реакциях, протекающих в растворах, присоединяют

или отдают протоны. Самое распространенное амфотерное соединение—вода, так как она может как присоединять, так и терять протон:

н2о+р?± н3о+

Н20-р?± ОгГ

По теории Аррениуса амфотерные соединения реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Это объясняется их способностью одинаково легко диссоциировать по типу кислоты и по типу основания:

Zn(OH)2 Zn2 + + 20Н " H2ZnC>2?± 2H++ZnOj

Амфотерные свойства проявляют прежде всего гидроксиды металлов, которые имеют промежуточную электроотрицательность. Она характерна для гидроксидов цинка, алюминия, хрома (III), мышьяка (III), сурьмы (III). По классическим представлениям взаимодействие гидроксида цинка с кислотой и основанием можно выразить уравнениями:

Zn (ОН)2+2НС1=ZnCl2+2Н20

H2ZnOz+2NaOH= Na2Zn02 +2Н20 цинка г натрия

Цинкат-ионы в водном растворе практически не существуют, а поэтому по теории Бренстеда эти уравнения имеют следующий вид:

[Zn(H20)2](OH)2 + 2H30+ *± [Zn(H20)4]2+ +2Н20 [Zn(H20)2](OH)2+20H- [Zn(OH)4]2- +2Н20

Анионы, содержащие цинк, можно представить двояко: ZnOf~ или [Zn(OH).*]2~. Эти формулы различаются только числом сольватирующих молекул воды. Установить это число в растворе вообще невозможно. Из исследований веществ в твердом состоянии вытекает, что структуру анионов правильнее отражают формулы, которые учитывают максимальную гидратацию, т. е. следует писать [Zn(OH)4.]2~\ а не ЪлО\~, т. е. уравнения, по Бренстеду, более точно описывают реакцию.

Понятие кислотности, амфотерности и основности распространяют и на сульфиды металлов. К кислотным сульфидам относят те, которые растворяются в основных растворах с образованием тиоаниона. Основные сульфиды растворяются в кислотах с образованием ионов металла. Амфотерные сульфиды проявляют оба эти- свойства в зависимости от среды, в которой протекает реакция. Например, в водном растворе амфотерные свойства проявляет сульфид сурьмы (III), что можно представить уравнениями:

Получение

§ Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды:

Вопрос№9.

 

1. Кислотно-основные: SO₃ — типичный кислотный оксид, ангидрид серной кислоты. Его химическая активность достаточно велика. При взаимодействии с водой образует серную кислоту:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄.

Серная кислота

 

2. Окислительно-восстановительные: SO₃ характеризуется сильными окислительными свойствами, восстанавливается, обычно, до сернистого ангидрида:

5SO₃ + 2P→ P₂O₅ + 5SO₂

3SO₃ + H₂S → 4SO₂ + H₂O

2SO₃ + 2KI → SO₂ + I₂ + K₂SO₄.

Физиологическое действие

SO₂ токсичен. Симптомы при отравлении сернистым газом — насморк, кашель, охриплость, першение в горле. При вдыхании сернистого газа более высокой концентрации — удушье, расстройство речи, затруднение глотания, рвота, возможен острый отёк лёгких.

§ ПДК(предельно допустимая концентрация) максимально-разового воздействия — 0,5 мг/м³