Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
|
|
Скачати 3.56 Mb.
|
ГідридиГідриди – бінарні сполуки водню з усіма металами і з тими неметалами, що більш електропозитивні, ніж сам водень. Сполуки водню з більш електронегативними неметалами не є гідридами. За природою хімічного зв'язку і будовою всі бінарні водневі сполуки можна розділити на 3 основні класи: 1)солеподібні (іонні) гідриди лужних і лужноземельних металів. Солеподібні гідриди у твердому стані утворюють іонні кристали і містять гідрид-іон Н-. Гідриди лужних та лужноземельних металів добувають прямою взаємодією (при нагріванні) металів і водню. Для гідридів лужних металів характерною є кубічна гранецентрована ґратка типу NaCl, а для гідридів лужноземельних металів – більш складні шаруваті структури. Іонні гідриди – білі кристалічні речовини з високими температурами плавлення, що характерно для солей. Такі гідриди нерозчинні в органічних розчинниках. Виняток становить гідрид літію (властивості фториду літію також відрізняють його від інших галогенідів). Розплави солеподібних гідридів характеризуються високою електричною провідністю, при електролізі розплавлених гідридів водень виділяється на аноді. У хімічному відношенні іонні гідриди поводяться як основні сполуки. Вони швидко взаємодіють з водою та утворюють луг: -1 +1 о КН + НОН = КОН + Н2, -1 о СаН2 (к) + 2Н2О (р) = Са(ОН)2 (к) + 2Н2 (г); Go = 288 кДж. Формально можна розглядати гідрид як сіль слабкої кислоти Н+-Н-, тоді реакція з водою буде цілком аналогічною звичайним реакціям гідролізу. Основні властивості атома водню підсилюються з ростом негативного заряду на ньому, тобто ростуть у ряді LiH – NaH – KH – RbH – CsH. Стандартний потенціал пари Н2/2Н- дорівнює –2.25 В, звідси випливає, що Н- повине бути одним з найсильніших відновників. Відновні властивості також підсилюються у ряді LiH – NaH – KH – RbH – CsH. Солеподібні гідриди не лише виділяють водень з води, але й окисляються киснем повітря: СаН2 + О2 = СаО + Н2О = Са(ОН)2. При нагріванні всі солеподібні гідриди (крім LiН) розкладаються до плавлення з утворенням металу і водню, причому водень, що виділяється, здатний частково розчинятися у розплавленому металі. Гідрид літію плавиться без розкладу. Деякі солеподібні гідриди самовільно займаються на повітрі. Іонні гідриди широко застосовуються для проведення різних синтезів, для добування водню, у хімічному аналізі. Гідрид літію використовують як компонент ракетного палива, гідрид кальцію – як осушувач для видалення слідів вологи. 2)ковалентні (леткі) водневі сполуки р-елементів. Ковалентні водневі сполуки містять хімічні зв'язки неметал –водень чи метал – водень з високим ступенем ковалентності, де атом водню утворює з атомами інших елементів спільну електронну пару. Для р-елементів у межах кожної підгрупи міцність водневих сполук звичайно зменшується зверху вниз; у межах кожного періоду їхня міцність і кислотність зростають зліва направо. Це відповідає закономірностям зміни радіусів атомів (іонів) і електронегативності у межах груп та періодів. Кислотно-основні властивості водневих сполук р-елементів у водному розчині визначається тим, який з напрямків іонізації переважає:
Електролітична іонізація за яким-небудь зв'язком у водних розчинах відбувається тим легше, чим менш міцний чи більш полярний цей зв'язок. Відносно води водневі сполуки р-елементів можна розділити на такі типи: а)водневі сполуки кремнію і IIIA підгрупи, що повільно реагують з водою: SiH4(г) + 4H2O(р) = H4SiO4(к) + 4H2(г); Go = -832 кДж; В2H6(г) + 6H2O(р) = 2H3ВO3 (розч) + 6H2(г); б)водневі сполуки C, Ge, Sn, P, As, Sb, що не реагують з водою: СH4(г) + 3H2O(р) = H2СO3(розч) + 4H2(г); Go = +139 кДж; в)воднева сполука азоту – аміак NH3 – взаємодіє з водою за основнимму типом: NH3 + H2O NH4+ + OH-; г)водневі сполуки елементів підгрупи сірки, у водному розчині вони є слабкими кислотами: H2S H+ + HS- чи H2S + H2O H3O+ + HS-. Сила кислот Н2Е збільшується зверху вниз у ряді H2S - H2Sе - H2Те (К1 10-7, 10-4, 10-3 відповідно); д)водневі сполуки галогенів, у водному розчині вони є сильними кислотами (крім HF): НГ H+ + Г- чи НГ + H2O H3O+ + Г-. Сила кислот також зростає в ряді HCl – HBr – HI, незважаючи на те, що полярність зв'язків у цьому напрямку зменшується. Однак у цьому ж напрямку падає і міцність зв'язку. Звідси гетеролітичний розпад у водному розчині зумовлений не лише полярністю, але й міцністю зв'язків. Термічна стійкість є не дуже точною характеристикою міцності зв'язку. Термічна стійкість як опір реакції HnX n/2H2 + 1/xXx незначно зменшується із збільшенням порядкового номера z. Взагалі для двох елементів із приблизно рівною електронегативністю більш важкий елемент утворює менш стійкі гідриди. Так, за стійкістю CH4 > H2S і PH3 > TeН2. 3)металоподібні фази, утворені d- і f-елементами. За характером зв'язку металоподібні гідриди близькі до металів; електрони всіх атомів водню складають т.зв. електронний газ. Звичайно такі гідриди є нестехіометричними сполуками (TiH1.607-2.00, UH3-x). Усі металоподібні гідриди є фазами впровадження, і їхній склад визначається загальними закономірностями утворення фаз упровадження. Усі вони є однобічними фазами перемінного складу ЕН1-х, ЕН2-х, ЕН3-х і являють собою бертоліди у вузькому змісті. Однаковості властивостей металоподібних гідридів не спостерігається. Мають властивості, типові для металів. Відомі також сполуки, що займають проміжне положення між зазначеними трьома групами. Комплексні гідриди являють собою комплексні сполуки, в яких лигандом є іон Н-. Наприклад: Na[AlH4] – тетрагідридоалюмінат(III) натрію, Li[BH4] – тетрагідридоборат(III) літію, Al[BH4]3 – тетрагідридоборат(III) алюмінію. Комплексні гідриди можуть бути добуті взаємодією простих гідридів – основних (солеоподібних) і кислотних (ковалентних), наприклад: диетиловий ефір 2LiH + B2H6 2Li[BH4], основний кислотний Н-(донор) + BH3 [BH4]-. За участю ковалентних гідридів металів з амфотерними властивостями, наприклад полімерного AlН3, можна добути два ряди комплексних гідридів: AlH3 + 3BH3 = Al[BH4]3, основний КН + AlH3 = К[AlH4]. кислотний Комплексні гідриди активних металів одержують або прямим синтезом з елементів при підвищеній температурі і тиску водню, або взаємодією простих речовин з галогенідами. Комплексні гідриди інших металів добувають обмінним розкладанням їхніх галогенідів з алюмогідридами лужних металів, наприклад Li[AlH4] + ScCl3 = Li[ScH4] + AlCl3. Комплексні гідриди знаходять широке застосування в органічних синтезах як м'які відновники. Вода
Будова молекули води. Відповідно до теорії ВР, атом кисню в молекулі води знаходиться в sp3-гібридному стані. На чотири sp3-гібридні орбитали приходиться шість електронів: О     sp3 Дві sp3-гібридні орбітали атома кисню беруть участь в утворенні двох зв'язків О-Н. На двох інших sp3-гібридних орбіталях розташовані дві незв’язуючі електронні пари, що викликає зменшення валентного кута порівняно з тетраедричним. Валентний кут води НОН становить 104.5о. Довжина зв'язку dO-H у газовій фазі дорівнює 96 пм. Відповідно до теорії МО розглянута модель молекули води відповідає розподілу восьми валентних електронів по двох зв’язуючих молекулярних орбіталях і наявності двох вільних розпушуючих орбіталей. (sзв)2(zзв)2(x)2(sзв)2(y)2(zрозп)0(sрозп)0 Такее пояснення підтверджується наявністю в молекули Н2О чотирьох перших потенціалів іонізації (27.3; 16.2; 14.5 і 12.6 еВ). Асоціація молекул води за рахунок водневих зв'язків. Як асоціюються молекули води за рахунок водневих зв'язків, було встановлено при рентгеноструктурному дослідженні кристалів льоду (Бернал, 1933; Полінг, 1935). Молекула води може утворювати чотири водневі зв'язки, тому що має два атоми водню і дві незв’язуючі електронні пари. Ця здатність молекули води й зумовлює будову води і льоду. Усі кути між напрямками зв'язків у кристалі льоду тетраедричні, довжина зв'язків і їхні міцності – різні. Довжина основного ковалентного зв'язку О – Н дорівнює 1 Ǻ, а додаткового міжмолекулярного водневого зв'язку майже вдвічі більша – 1.76 Ǻ. Енергія основного зв'язку дорівнює 464 кДж, а водневого 21 кДж. Як було встановлено за допомогою спектрів комбінаційного розсіювання, правильна тетраедричена структура води, у якій усі молекули з'єднані водневими зв'язками, стійка лише при дуже низьких температурах (-183 оС). При більш високих температурах частина водневих зв'язків унаслідок теплового руху руйнується. Установлюється рівновага між молекулами води, асоційованими за рахунок водневих зв'язків, і неасоційованими молекулами. Однак і в рідкій воді водневі зв'язки зберігаються. Фізичні властивості. Чиста вода – прозора безбарвна рідина без запаху і смаку. Смак і запах воді додають розчинені у ній домішкові рчовини. Багато фізичних властивостей і характер їхньої зміни у чистої води аномальні. 1)Вода має максимальну густину при температурі +4 оС. Вище і нижче цієї температури густина води зменшується. При твердненні відбувається подальше різке зменшення густини, тому об’єм льоду на 10 % більше однакового за масою об’єму води при тій самій температурі. Збільшення густини, тобто зменшення об’єму при підвищенні температури від 0 оС до 4 оС зумовлений зменшенням числа водневих зв'язків, що зумовлюють тетраедричене розташування молекул, що являє собою дуже пухку структуру. При зменшенні числа водневих зв'язків росте число молекул води, неасоційованих за рахунок водневих зв'язків, що більш щільно упаковані, ніж зв'язані водневими зв'язками. 2)У води аномально високі температури, ентальпії та ентропії плавлення і кипіння. Це зв'язано з тим, що поблизу температури плавлення руйнується приблизно 15 % загальної кількості водневих зв'язків, при 40 оС – приблизно половина, а при переході води у газоподібний стан руйнуються усі водневі зв'язки. 3)Високий поверхневий натяг води і значне зменшення в'язкості при нагріванні спричинені асоціацією молекул води за рахунок водневих зв'язків. Завдяки здатності змочувати поверхню і високому поверхневому натягу вода може підніматися на велику висоту у вузьких трубках – капілярах, що має дуже важливе значення в природі, зокрема, для рослин. 4)Вода характеризується найбільшою з усіх рідких і твердих речовин питомою теплоємністю (4.18 Дж/(м.К) при 293 К). Це спричинене тим, що при нагріванні води частина теплоти витрачається на розрив водневих зв'язків (енергія розриву водневого зв'язку 21 кДж/моль). Зміна теплоємності з температурою також аномальна. 5)Вода має високу теплопровідність (0.598 Дж/(м.с.К) при 273 К). 6)Чиста вода майже не проводить електричний струм. 7)Незвичайно висока діелектрична проникність води також спричинена наявністю водневих зв'язків. Оксид ізотопу водню D2O називається важкою водою. У звичайній природній воді присутня 0.02 % важкої води. При електролізі звичайної води важка вода накопичується в електролізері. Густина, температури плавлення і кипіння, теплоємність, теплота випаровування, в'язкість важкої води більші, ніж у звичайної. Важка вода отруйна внаслідок гірших порівняно із звичайною водою розчинюючих властивостей. Хімічні властивості води Вода є дуже реакційноздатною речовиною, що пояснюється такими причинами: 1)орієнтаційною взаємодією з полярними молекулами інших речовин; 2)утворенням водневих зв'язків з полярними молекулами інших речовин, дипольний момент яких близький до дипольного моменту H2O; 3)проявом донорних властивостей з боку атома кисню щодо часток - акцепторів електронних пар; 4)електролітичною дисоціацією за звичайних умов з утворенням іонів Н+ (Н3О+) і ОН-. Вода може бути відновлена (з утворенням Н2) і окислена (з утворенням О2). а)2Н+(розч) + 2е- = Н2(г), 1 = -0.0295 lg p(H2) - 0.059 pН, б)O2(г) + 4H+(розч) + 4e- = 2H2O(р), 2 = 1.23 +0.0147 lg p(O2) - 0.059 pН. Крім того, вода може вступати в реакції без зміни ступеня окислення, функціонувати як ліганд у комплексних сполуках. 1) Взаємодія з металами з виділенням Н2. Відновлення H2O з виділенням Н2 відбувається також при дії деяких іонів з малим зарядом, наприклад, Cr2+ (переходить в Cr3+). 2) Взаємодія з оксидами. З оксидами неметалів вода реагує, утворюючи кислоти, наприклад: SO3 + H2O = H2SO4, оксид сірки(VI) сірчана кислота SO2 + H2O = H2SO3. оксид сірки(IV) сірчиста кислота З оксидами лужних та лужноземельних металів вода дає основи, наприклад: CaO + H2O = Ca(OH)2, оксид кальцію гідроксид кальцію BaO + H2O = Ba(OH)2. оксид барію гідроксид барію 3) Реакції гідролізу. Наприклад: PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl. хлорид фосфорна хлороводень фосфору(III) кислота Більшість солей у воді гідролізується. Гідролізуються також білки. 4) Утворення гідратів та кристалогідратів, наприклад: H2SO4 + H2O = H2SO4.H2O, CaCl2 + 6H2O = CaCl2.6H2O. 5) Окиснення H2O з виділенням О2 відбувається під дією F2, деяких багатозарядних катіонів, наприклад Со3+ (переходить у Со2+), і складних аніонів, утворених елементами у високих ступенях окиснення. 4MnO4-(pозч) + 2H2O(рід) = 4MnO2(к) + 4OH-(pозч) + 3O2(г). Ще активніше окиснюють воду озон, XeO3, XeF6, XeO64-. 6) Для води характерна висока стійкість до термічної дисоціації. Водяна пара починає розкладатися на Н2 і О2 при температурах вищих 1000 оС: 2H2O 2Н2 + О2. |
Схожі:
|
1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На... Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість |
Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення... Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " ) |
|
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей... |
Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів) Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути... |
|
Перепишемо рівняння у вигляді Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівняння у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати... |
Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів» У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та... |
|
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)... України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним... |
УРОК №45 Тема уроку Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання статистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати... |
|
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки... Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах... |
ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити... |
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання © 2013
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua
звернутися до адміністрації
bibl.com.ua