Химические свойства катиона водорода.

 

В отличие от водорода, катион водорода, или протон Н⁺, не имеет электронов и поэтому всегда выступает только окислителем. В водных растворах кислот, где концентрация катионов водорода достаточно велика, активные и средней активности Ме, т.е. Ме, стоящие в ряду напряжений левее водорода, легко им окисляются: Zn + H₂SO_4(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑

При взаимодействии кислот, в которых окислителем является катион Н⁺, с Ме с переменной степенью окисления (Fe, Cr), образуются соли, содержащие Ме в его низшей степени окисления, вследствие невысокой окислительной способности катиона водорода:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Чистая вода содержит катионы водорода в чрезвычайно низкой концентрации, и поэтому она реагирует только с активными Ме:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, взаимодействуют с водными растворами щелочей, где вначале происходит растворение защитной оксидной пленки на их поверхности, а затем очищенный Ме взаимодействует с молекулами воды, образуя гидроксокомплекс и молекулярный водород:

2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2 Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑

В лабораториях водород получают действием сильных кислот на активные Ме, чаще всего на цинк: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑

В промышленности водород получают железо-паровым методом или пропусканием паров воды над раскаленным углем (коксом):

3Fe + 4H₂O = 4H₂↑ + Fe₃O₄ (FeO*Fe₂O₃₎; C + H₂O = CO↑ + H₂↑

Очень чистый водород получают электролизом воды:

2H₂O + эл. ток = O_{2(на аноде)} + 2Н_{2(на катоде)}

 

Вода

 

Оксид водорода Н₂О. в молекуле воды атом кислорода находится в состоянии sp³-гибридизации. Две его гибридные sp³-орбитали, содержащие неспаренные электроны, участвуют в образовании двух полярных связей с атомами водорода, а две оставшиеся заняты неподеленными электронными парами атома кислорода. Благодаря двум атомам водорода, несущим частичный положительный заряд, и двум неподеленным электронным парам, каждая молекула воды может образовывать четыре водородные связи с четырьмя соседними молекулами воды.

Высокая диэлектрическая проницаемость воды способствует растворению и диссоциации на ионы солей, кислот и оснований. Все ионы вступают в ион-дипольное взаимодействие с полярными молекулами воды и в результате вокруг каждого иона образуются гидратные оболочки. Силы взаимодействия ионов с молекулами воды гидратных оболочек настолько велики, что они существуют не только в растворах, но и частично сохраняются в некоторых кристаллах в виде кристаллогидратов: CuSO₄*5H₂O, Na₂SO₄*10H₂O, FeCl₃*6H₂O.

Вода является растворителем и стабилизатором молекул и ионов. В живых организмах она транспортирует питательные вещества в клетки, сохраняет внутриклеточное давление и форму клеток, участвует в синтезе и гидролизе биологических субстратов, является регулятором теплового баланса. Большое количество воды в живом организме внутри и вне клеток (70%) указывает на то, что вода не просто необходима для жизни, она – сама жизнь. Вода имеет важное и разнообразное применение и в технике, и в промышленности.

 

Химические свойства воды.

 

Вода – чрезвычайно слабый электролит. При ее диссоциации образуется очень мало катионов водорода Н⁺ и анионов ОН^-, концентрация которых в чистой воде равны между собой и при 22⁰С составляют 10^-7 моль/л. наличие в системе одновременно и носителя кислотных свойств катиона Н⁺, и основных свойств – аниона ОН^- в равных количествах делает воду типичным амфолитом с четко сбалансированными кислотно-основными свойствами. Так, при взаимодействии с различными оксидами ее молекула выступает как амфолит:

Н-ОН + SO₃ = H₂SO₄ H-OH + CaO = Ca(OH)₂

В процессе гидролиза солей вода, которая в целом является «идеальным» амфолитом, может выступать и как кислота, и как основание – в зависимости от объекта гидролиза (анион или катион). При гидролизе соли по аниону молекула воды отдает аниону соли катион водорода, т.е. она является кислотой. При этом образуется новая слабая кислота: NO₂^- + H⁺ - OH^- ↔ HNO₂ + OH^-

При гидролизе соли по катиону молекула воды отдает этому катиону анион ОН^-, выступая основанием. При этом образуется слабое основание: Cu²⁺ + H⁺ - OH^- ↔ (CuOH)⁺ + H⁺

В окислительно-восстановительных реакциях вода также может проявлять двойственный характер – либо окислитель за счет Н⁺, либо восстановитель за счет О^2-.

Наличие в молекуле воды у атома кислорода неподеленных электронных пар делает ее активным лигандом, образующим с катионами d-металлов устойчивые комплексные ионы: [Zn(H₂O)₄]²⁺, [Cu(H₂O)₄]²⁺, [Fe(H₂O)₆]³⁺, [Cr(H₂O)₆]³⁺. Наличие таких ионов в водных растворах придает им определенный цвет, характерный для данного комплексного иона.

 

Задачи и упражнения для самостоятельной работы

1. Даны вещества: Н₂, О₂, Zn, HCl, CuO. Составьте уравнения всех возможных реакций этих веществ между собой.

2. Приведите примеры образования водорода в результате реакций: а) разложения; б) замещения.

3. Одинаковое ли количество воды образуется при восстановлении водородом 10 г оксида меди (I) и 10 г оксида меди (II)? Ответ подтвердите расчетом.

4. Какова: а) плотность воздуха по водороду; б) плотность водорода по воздуху?

5. При растворении в кислоте 2,33 г смеси железа и цинка было получено 896 мл водорода (н.у.). сколько граммов железа и цинка содержалось в смеси?

6. Какую роль – окислителя или восстановителя – играет пероксид водорода в каждой из следующих реакций:

KNO₂ + H₂O₂ = KNO₃ + H₂O;

KMnO₄ + H₂O₂ + HNO₃ = Mn(NO₃)₂ + O₂ + KNO₃ + H₂O?

Составьте уравнение второй реакции методом электронного баланса.

7. Какой объем водорода (н.у.) потребуется для восстановления оксида меди (II), полученного при термическом разложении 19,6 г гидроксида меди (II)?

8. На нейтрализацию раствора, полученного при взаимодействии гидрида кальция с водой, затратили раствор объемом 43,67 мл с массовой долей хлороводорода29,2% и плотностью 1,145 г/мл. какой объем водорода (н.у.) выделился при разложении гидрида?

9. При обработке образца смеси цинка и железа хлороводородной кислотой выделилось 0,896 л водорода, а при действии раствора щелочи на такой же образец смеси – 0,448 л водорода. Определите массовые доли (%) компонентов в смеси.

 

Глава VII. Галогены

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены— энергичные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается, химическая активность галогенид-ионов F⁻, Cl⁻, Br⁻, I⁻, At⁻ уменьшается.

К галогенам относятся фторF, хлорCl, бромBr, йодI, астатAt, а также (формально) искусственный элемент унунсептийUus.

Фтор F	Хлор Cl	Бром Br	Йод I

 

Все галогены— неметаллы. На внешнем энергетическом уровне 7электронов, являются сильными окислителями. При взаимодействии с металлами возникает ионная связь, и образуются соли. Галогены, (кроме F) при взаимодействии с более электроотрицательнымиэлементами, могут проявлять и восстановительные свойства вплоть до высшей степени окисления +7. Как уже было сказано выше, галогены имеют высокую реакционную способность, поэтому встречаются в природе обычно в виде соединений. Их распространённость в земной коре уменьшается при увеличении атомного радиуса от фтора к йоду. Количество астата в земной коре измеряется граммами, а унунсептий в природе отсутствует. Фтор, хлор, бром и йод производятся в промышленных масштабах, причем хлор производится в гораздо больших количествах. В природе эти элементы встречаются в основном в виде галогенидов(за исключением йода, который также встречается в виде йодата натрия или калия в месторождениях нитратов щелочных металлов).

Н₂ + Br₂ = 2HBr(г) + 73 кДж.

Поскольку многие хлориды, бромидыи иодидырастворимыв воде, то эти анионыприсутствуют в океане и природных рассолах. Основным источником фтора является фторид кальция, который очень малорастворими находится в осадочных породах (какфлюоритCaF₂).

Основным способом получения простых веществявляется окислениегалогенидов. Впервые фтор был получен в1886г.французским химиком Анри Муассаномпри электролизераствора гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте.

В лабораторных условиях хлор получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV) при нагревании:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Вместо окислителя MnO₂ можно применить перманганат калия. Реакция протекает при обычной температуре:

16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O

В промышленности хлор в основном получают электролизом водного раствора хлорида натрияв специальных электролизёрах. При этом протекают следующие реакции:

полуреакция на аноде:
полуреакция на катоде:

Бромполучают химическим окислением бромид-иона, находящегося в морской воде. Подобный процесс используется и для получения йодаиз природных рассолов, богатых I⁻. В качестве окислителя в обоих случаях используют хлор, обладающий более сильными окислительными свойствами, а образующиеся Br₂ и I₂ удаляются из раствора потоком воздуха.