Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Водород - самый распространенный элемент Вселенной. Он составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. В недрах звезд на определенной стадии их эволюции протекают разнообразные термоядерные реакции с участием водорода. Они и являются источником неисчислимого количества энергии, излучаемого звездами в космическое пространство. Распространенность водорода на Земле существенно иная. В свободном состоянии на Земле он встречается сравнительно редко — содержится в нефтяных и горючих газах, присутствует в виде включений в некоторые минералы. Некоторое количество водорода появляется постоянно в атмосфере в результате разложения органических веществ микроорганизмами, но затем водород быстро перемещается в стратосферу вследствие его легкости. Основная масса водорода в земной коре находится в виде химических соединений с другими элементами: большая часть его связана в форме воды, глин и углеводородов; последние составляют основу нефти и входят составной частью в природные горючие газы. Кроме того, растительные и животные организмы содержат сложные вещества, в состав которых обязательно входит водород. Общее содержание водорода составляет 0,88% массы земной коры, и по распространенности на Земле он занимает 9-е место.

Природный водород представляет собой смесь изотопов: протия ¹₁Н, дейтерия ²₁Н (или ²₁D) и трития ³₁Н (или ³₁Т). Искусственно получены еще два изотопа водорода: ⁴₁Н и ⁵₁Н, но они весьма неустойчивы. Ядра протия и дейтерия стабильны. Тритий же радиоактивен: выбрасывая электрон, он превращается в легкий изотоп гелия ³₂Не с периодом полураспада 12,26 года. В естественной смеси изотопов преобладает протий (99,985%), массовое содержание дейтерия меньше (порядка 0,015%), содержание трития ничтожно. Количественные соотношения между изотопами водорода Н:D:Т могут быть представлены как 1:1,45*10^-5:4,0*10^-15.

Для водорода как ни для какого другого элемента, относительное различие изотопных масс достигает значительной величины. Поэтому, хотя все изотопы хар-ся одинаковой электронной структурой, они заметно различаются не только физическими, но и химическими свойствами. Вследствие резкого преобладания протия влияние тяжелых изотопов сказывается незначительно и может быть зафиксировано лишь в очень точных экспериментах. Поэтому без большой погрешности можно считать, что свойства природного водорода соответствуют свойствам системы состоящей из чистого протия.

Небольшие различия свойств, именуемые изотопным эффектом, обусловлены различием масс изотопных атомов, которое в первую очередь сказывается на частоте колебаний изотопов в молекулах и твердых телах. Так, колебательная Е молекул трития и дейтерия меньше, чем протия. А это, в свою очередь, сказывается на термодинамических свойствах: теплоемкости, температуре плавления и кипения, энтальпии плавления и испарения, давлении насыщенного пара и т.д. Так, D по сравнению с обычным водородом обладает меньшей теплоемкостью, теплопроводностью и скоростью диффузии.

Т.о., для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность. Последняя ведет к неравноценности активных комплексов при химических реакциях, в результате чего имеет место различие в скоростях протекания реакций, т.е. наблюдается кинетический изотопный эффект. Он выражается отношением констант скоростей химических реакций для различных изотопных соединений. ПР: отношение констант скоростей синтеза бромидов протия и дейтерия = 5. Такие значительные отличия физических и химических свойств изотопов одного и того же элемента уникальны и не имеют аналогов в ПС. Все это в какой-то мере оправдывает применение для каждого изотопа водорода собственного названия (особенно для протия и дейтерия).

Изотопы водорода – D, Т – нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).

Вопрос № 4. Способы получения молекулярного водорода в лаборатории и пром-ти. Применение водорода. Принцип работы высокотемпературных водород-кислородных горелок. Водород как перспективное горючее.

Конверсионный метод получения водорода основан на каталитических реакциях взаимодействия водяного пара с метаном (главный компонент природного газа), а затем с монооксидом углерода (продукт реакции):

СН₄ + Н₂О → СО + 3Н₂, ΔН^◦₂₉₈ = 206,2 кДж 2Fe + 3Н₂О → Fe₂О₃ + 3Н₂

СО + Н₂О → СО₂ + Н₂, ΔН^◦₂₉₈ = -41,2 кДж С + Н₂О → СО + Н₂

Эндотермичность процесса конверсии метана можно частично восполнить энергией, выделяющейся при неполном его окислении. Для проведения такого процесса природный газ смешивается с водяным паром и кислородом, а реакция протекает по схеме:

3СН₄ + Н₂О + О₂ → 3СО + 7Н₂

Важным способом получения водорода является выделение его из коксового газа и газов нефтепереработки путем глубокого охлаждения. При этом в газообразном состоянии остается только водород, а все остальные компоненты исходной газовой смеси конденсируются. Электролиз воды обеспечивает получение наиболее чистого водорода:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^-

НCl → Н⁺ + Cl^-

К: Н⁺ + 1 е → Н Н + Н = Н₂

А: ОН^- - 2 е → Н₂О + О О + О → О₂

Cl^- + 1 е → Сl Сl + Сl → Cl₂

В лаб. условиях водород обычно получают действием цинка на соляную или серную кислоту (проводится в аппарате Киппа): Zn + HCl → ZnСl₂ + H₂, СаН₂ +2Н₂О = 2Н₂ + Са(ОН)₂

 

Основная часть водорода используется для синтеза аммиака N₂ + 3H₂ = 2NH₃ и получения метанола

СО + 2Н₂ → СН₃ОН кат ZnO. Кроме того, водород используется для гидрирования в нефтепереработке, при получении маргарина, для получения металлов (W, Mo), в криогенной технике, на электростанциях для охлаждения генераторов эл тока.

Жидкий водород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив. В настоящее время проблема использования водорода приобрела особое значение. Энергетический кризис, проблема защиты окружающей среды от непрерывного и угрожающего загрязнения нефтью и продуктами сгорания органических топлив — все это стимулирует резкое возрастание интереса к водороду как «экологически чистому» горючему. Водород — основа химической технологии и энергетики будущего.

Вопрос № 6. Кислород. Положение в ПС. Строение атома. Валентность и С.О. Хар–р химических связей в соед–ях. Основные типы хим. соед. Нахождение в природе, изотопный состав. История открытия кислорода и его изотопов. Роль кислорода как самого распространенного эл-та в биологических и минеральных процессах на Земле.

Кислород находится в 6 группе глав п/гр 2-го периода.

Строение атома. Электронная конфигурация 1s²2s²2p⁴. Атом состоит из 8 электронов и восьми протонов.

Валентность и С.О. В соединениях кислород обычно проявляет С.О -2 и +2. Валентность кислорода равна 2.

Основные типы хим. соед Молекула кислорода состоит из 2-х атомв – хим связь - ковалентная неполярная.

В соединениях с неМе – оксиды неМе связь преимущественно ковалентная, поэтому большинство из них – газы, легко летучие жидкости или легкоплавкие тв в-ва. Оксид хрома и марганца.

В соединениях с Ме – оксиды Ме связь преимущественно ионная. Оксид натрия и кальция.

Несолеобразующие: оксиды осмия углерода и азота 2, оксид рубидия.

Супероксиды или пероксиды.

Амфотерные оксиды бериллий, алюминий, цинк.

Нахождение в природе. Известно более 1400 минералов, содержащих кислород: кварц и его модификации, полевые шпаты, слюды, известняки. Огромное кол-во кислорода находится в воде 90%. В свободном состоянии кислород находится в атмосфере 20,95% по объему и 23,15% по массе. Самый распространенный элемент на земле 47,2% от массы земной коры (литосфера 40%). Содержится в белках, жирах и углеводах, из к-ых состоят живые организмы 65%.

Природный кислород содержит три изотопа: 16/18 (99,76%), 17/8 (0,04%) и 18/8 (0,02%).

История открытия кислорода и его изотопов. Молекулярный кислород впервые был получен швед уч К.Шееле примерно в 1770 при прокаливании селитры: 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂. В 1774 анг химик Дж. Пристли получил кислород при нагревании оксида ртути.

На протяжении почти полутора веков 1/16 часть массы атома кислорода служила единицей сравнения масс различных атомов между собой и использовалась при численной характеристике масс атомов различных элементов (так называемая кислородная шкала атомных масс).

Роль кислорода. Кислород воздуха расходуется в процессах горения, гниения, ржавения, дыхания и непрерывно регенерируется в процессе фотосинтеза.

Вопрос № 15. Галогены. Положение в ПС. Строение атомов. Изотопный состав, формы нахождения в природе. Изменение по группе атомных радиусов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону и ЭО. Валентность и С.О атомов.

Галогены находятся в 7 гр главной п/гр.

Нахождение в природе.

а) Фтор – довольно распространенный эл – т, и его содержание на Земле составляет ~ 0,03% (мол. доли)

Минералы: Ca F₂ –плавиковый шпат (флюорит)

Na₃AIP₃ – криолит.

Ca₅(PO₄)₃F – фторапатит.

В ор – ме чел: в основном зубах и костях

Изотопы: ¹⁹F (природ), с мас числами 16-21 (искусств)

б) CI – встреч. в виде хлоридов

Минералы: NaCI – каменная соль

NaCI KCI –сильвинит

KCI MgCI₂. 6H₂O – карналлит

Содержится в морской воде, входит во все жив. орг - мы

Изотопы: ³⁵CI и ³⁷CI + радиактив. изотопы.

в) Br и J – распространены в морской воде и нефтяных буровых водах

Изотопы: ⁷⁹Br и ⁸²Br; ¹²⁷J + искусств.

г) At –практически не встречается. Ничтожные кол-ва астата обнаружены в продуктах естеств. радиактив распада урана и тория.

 

Вопрос № 16. Основные типы соединений галогенов. Изменение по группе устойчивости соединений в высшей С.О атомов. Хаар-р хим связей в соед-ях Признаки металличности йода. Особенности фтора История открытия.

Основные типы соединений

С водородом Hal образуют устойчивые соед-я галогеноводороды, водные р – ры к - ых - к – ты.

М – лы всех Hal состоят из 2 – х атомов: F₂, Br₂, CI₂, J₂ – хим связь ковал неполяр.

Hal образуют кислородосодержащие к – ты

+1: HCIO, HBrO, HJO₃ - галогенноватистая (гипогалогеннат)

+3: HCIO₂ хлористая (хлорит)

+5: HCIO₃, HBrO₃, HJO₃ галогенноватая (галогеннат)

+7: HCIO₄, HBrO₄, H₅JO₆ галогенная (пергалогеннат)

С увелич СО возраст устойчивость и сила к – т и уменьшается их ок – ая способность.

С водородом НF.

Особенности фтора.

- наименьший радиус

- наибольший потенциал ионизации и ЭО

- огранич. возможности валентности и ст. ок-я., т. о., м. б. только ок-лем.

- хим. связь в м – ле фтора менее прочна, но более жестка.

- невысокая прочность => высок. хим актив – ть.

- невысокое сродство к эл-ну.

2р – орбитали в атоме F сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной эл – нами некайносимметричной 2S орбитали. Последняя будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атом фтора эл – н, уменьшая эл-ое сродство и увеличивая ионизацион. потенциалы => эф – т обратного экранирования.

История открытия эл-тов.

F был впервые обнаружен в плавиковой кислоте 1810. Попытки выделить фтор долгое время оставались безуспешными и свободный F удалось получить в 1886 г.

CI был впервые получен (действием Mn O₂ на соляную к-ту) в 1774 г., но установление его элементар. природы поледовало лишь в 1810 г.

J был открыт в 1811г.

Br 1826 г.

At был получен искусственно в 1940 г, но существование предусматривалось уже Д. И. Менделеевым.

 

Вопрос № 17. Строение м-л галогенов По МВС и ММО. Физ св-ва простых в-в. Изменение температур плавления и кипения в ряду фтор – астат. Изменение окраски галогенно. Растворение галогенов в полярных и неполярных растворителях. Отношение к воде, р-рам щелочей и р-рам, содержащим галогенид ионы.

Фтор – светло-желтый газ с резким специфическим запахом. Газообразный фтор растворим в жидком HF. Тв фтор ниже -288 С имее моноклинную структуру, а выше этой температуры – кубическую молекулярную решетку. Фтор - самый активный неметалл,

Фтор реагирует с водой и щелочами: 2 F₂ + 2 H₂O = 4 HF + O₂, 2 F₂ + 2 NaOH = 2 NaF + H₂O + F₂O.

Хлор – желто-зеленый ядовитый газ с резким раздрожающим запахом. Растворяясь в воде дает смесь двух кислот: Cl₂ + H₂O = HCl + HClO. Если реакцию проводят на свету, то хлоноватистая кислота разлагается: HClO = HCl + O и тогда суммарный процесс растворения хлора в воде выглядит так:

2 Cl₂ + 2 H₂O = 4 HCl + O₂.Реакции взаимодействия хлора при растворении его в щелочах на холоде:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O, или при нагревании (1000 С): 3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O.

Бром – темно-красная жидкость, а его пар - желто-бурого цвета с резким раздражающим запахом. Реагирует со щелочью: 3 Br₂ + 6 NaOH = 5 NaBr + NaBrO₃+3 H₂O. Растворим в воде и, во многих органических р-лях, обладает высокой упругостью паров.

Йод – черно-серое тв в-во с металлическим блеском, хар-ся ромбической молекулярной решоткой. Легко возгоняется, образуя фиолетовые пары, плохо растворяется в воде, хорошо - в р-рах иодидов Ме и орг р-лях. 3 I₂ + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO₃ + 3 H₂O

Температура плавления: -220,6, -100,9, -7,2, 113,5 и температура кипения -147,7, -34,2, 58,8, 184,5 возрастают.

 

 

Вопрос № 18. Хим св-ва простых в-в галогено. Изменение энергии связи в м-лах галогенов по группе и реакционная способность галогенов. Отношение к металлам и неМе. Токсичность галогенов. Меры предосторожности при работе с ними. Получение и применение.

Хим св-ва.

2Na + Cl₂ = 2NaCl₂ 2Al + 3Br = AlBr₃

H₂ + Cl₂ = 2HCl H₂ + Br = 2HBr

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂ Cl₂ + H₂O = 4HCl + HClO Br₂ + H₂O = идет плохо I₂ + H₂O = не идет

F₂ вытесняет все последующие соединения в ряду галогенов

NaCl + F₂ = NaF + Cl₂ 2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

I₂ + 7F₂ = 2IF₇ Cl₂ + F₂ = ClF

Энергия ионизации в ряду F – At уменьшается Þ уменьшение химической активности, в связи с уменьшением их окислительных св-в.

Энергия простой связи А – А уменьшается в ряду Сl – Br – F – I (242, 193, 158, 151 к/Дж/моль)

Фтор применяют для получения различных фтороуглеродов, к-ые входят в состав смазок и пластмасс. Фторопласт – обладает высокой химич и термич стойкостью. Хлор применяется для получения хлорорганических соединении полимеров, для отбелки текстильных материалов и бумаги, для дизинфекции. Бром используется для изготовления фоточувствительных материалов, красителей и лекарств, йод нашел применение в производстве чистых Ме и полупроводниковых материалов, как антисептик и для иодирования поваренной соли [0,02% KI (масс)]. Все галогены токсичны, ПДК (мг/м³): фтор – 0,15; хлор – 1; вром – 0,5; йод – 1. При обработке сточных и питьевых вод и отбелке тканей и бумаги хром образуются хлорорганические соединения, некоторые из них очень токсичны и даже канцерогенны.

Получение:

В лаборатории: 4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O 16HCl + 2KMnO₄ = 5Cl₂ + 2KCl + 2MnCl₂ + 8H₂O

В пром-ти: электролизом кон р-ра хлорида натрия.

Фтор получают электролизом расплава смеси КF и HF, йод и бром – окисление бромидов и иодидов хлором.

Работа с фторидным водородом и др фторидами требует соблюдения мер предосторожности, т.к. все соед-я фтора ядовиты. Сам фтористый водород, помимо резкого раздражения слизистых оболочек, вызывает также разрушение ногтей и зубов. Кроме того, он способствует осаждению кальция в тканях. Ср-вом 1-ой помощи при острых отравлениях фторидами служит 2%-ый р-р хлорида кальция.

ПДК хлора в воздухе производственных помещений = 0,001 мг/л.

Пребывание в атмосфере, содержащей 0,01% хлора и выше, быстро ведет к тяжелому заболеванию. Признаком острого отравления является появления мучительного кашля.

При ожоге кожи жидким бромом рекомендуется промыть пострадавшее место разбавленным р-ром аммиака.

 

 

Вопрос № 24. Химические св-ва галогеноводородов. Восстановительные и кислотные св-ва. Особенности фтороводородной к-ты. Общие принципы получения галогеноводородов. Промышленное получение соляной кислоты. Применеие соляной и плавиковой кислот.

Химические св-ва. 1. Реагирует с металлами: Mg + 2HBr = MgBr₂ + H₂, Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂,

Соляная кислота реагирует с оксидами металлов: CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O HBr + KOH = KBr + H₂O. Также с щелочами и основаниями. Она вытесняет слабые кислоты из их солей, реагирует с амфотерными оксидами и гидроксидами, с основными солями.

Хлористый водород и соляная кислота обладают заметными восстановительными свойствами и под

действием сильных окислителей, могут окисляться давая газообразный хлор:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O.

2HBr + H₂SO₄(конц) = Br₂ + SO₂ + H₂O HI + H₂SO₄(конц) = 4 I₂ + H₂S­ + 4 H₂O,

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂.

KBrO₃ + ₅KBr + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3K₂SO₄ + 3H₂O8

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ = 6K₂SO₄ + 2MnSO+ 5I₂ + 8H₂O

В отличие от других галогеноводородных кислот HF представляет собой кислоту средней силы. Молекула HF в жидкостях сильно ассоциирована за счет водородных связей. SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O.

Получение. Непосредственным синтезом: H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Концентрированная серная кислота малолетуча и способна вытеснять HCl из солей:

NaCl + H₂SO₄(конц) = NaHSO₄ + HCl.

Промышленное получение НCl: сульфатный с-б NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄ синтетический с-б:

H₂ + Cl₂ = 2HCl. Получающийся хлороводород поглощается водой в спец поглотительных башнях. Газ и вода движутся в противоположных направлениях для более полного растворения газа в воде.

Соляная к-та применяется для получения ее солей, при травлении Ме, в пищевой прм-ти и медицине.

Плавиковая к-та применяется для удаления песка с Ме-го лития и для травления стекла.

 

Вопрос № 25. Межгалогенные соединения. Бинарные МГС, их физ и хим св-ва, получение. Сравнительная устойчивость фторидов и хлоридов. Применение. Полигалогенные анионы [XX2n]- и катионы [XX2n]+, их св-ва, получение. Полииодидные ионы.

ClF – бесцветный газ с сильным своеобразным запахом, относительно устойчив, полярен, слабо экзотермическое соединение. Образуется при нагревании сухих Cl₂ и F₂. Имеет кислотный хар-р: ClF +HOH = HClO + HF; MeF + ClF = Me[ClF₂].

ClF₃ – трифторид хлора – бледно-зеленое в-во м.б (Т-образное строение). получено при нагревании ClF с избытком фтора. По хим природе – соединение кислотное. MeCl + 2F₂ = Me[ClF₄]; MeF + ClF₃ = Me[ClF₄] - тетрафторохлораты (III) калия, рубидия, цезия. Удобно использовать для транспортировки фтора, т.к. он сжижается при обычныз температурах уже под небольшим давлением и легко отщепляет фтор.

С1F₅ – пентафторид. Молекула имеет форму тетрагональной пирамиды из атомов фтора, вблизи основания к-ой располагается атом хлора. Пентафторид хлора —малодиссоциирующая жидкость, устойчив до 200 "С. Его получают фторированием С1F₃ (при 350 °С

и 25 МПа):С1F₃ +F₂ =С1F₅Ведутся исследования по получению производных [С1F₆]^-иона.Катион образуется при взаимодействии сильнейшего окислителя PtF₆ с рядом соединений с более низкими С.О хлора.

Известны также катионные комплексы хлора и в других степенях окисления хлора, например С1F₂⁺, С1F₄⁺. Катионные комплексы хлора имеют низкую энергию связи, поэтому представляют большой интерес как составные части энергоемких соединений. К энергоемким веществам относятся также С1F₆,

BrF – BrF₂^- газ красного цвета BrCl – BrCl₂^- газ желтого цвета

IF – IF₂^-

ICl – ICl₂^- тв красное легкоплавкое в-во очень неустойчиво. Широко используется при органических синтезах в качестве хлорирующего или иодирующего в-ва

IBr – IBr₂^- тв серое легкоплавкое в-во

Бинарные соединения брома (I) и иода (I) являются кислотными соединениями. Об этом, в частности, свидетельствует их отношение к воде. IС1+НОН =НIO + НС1 и взаимодействие с однотипными

производными щелочных и щелочно-земельных металлов, например: КС1+IС1= К[IСl₄] - дихлороиодат;

СsI + АtI = Cs[АtI₂] – дииодостат

Иодиды щем Ме очень склонны в р-рах присоединять м-лы галогенов с образованием полииодидов. Одну из таких р-ций можно рассмотреть как взаимодействие основного иодида щелочного Ме с кислотным иодидом йода (I): KI + II = K[II₂]

Ионы галогеногалогенатов (I) [ICl₂]^-, [IBr₂]^-, [II₂]^-, [BrBr₂]^-, [BrCl₂]^- имеют линейную структуру. Центральный атом комплекса несет положительный заряд, а периферические — отрицательный. Известны также соединения, содержащие ионы типа [I(ВгС1)]^-, [Вг(ВгС1)]^- и др.

Строение рассматриваемых линейных ионов можно объяснить образованием трехцентровых молекулярных орбиталей при комбинации трех атомных р-орбиталей.

BrF₃ – [BrF₄]^- IF₃ – [IF₄]^- ICl₃ – [ICl₄]^-

Молекулы тригалогенидов по структуре имеют Т-образное строение. Тригалогениды брома и иода (кроме жидкого ВгFз) — твердые легкоплавкие вещества. Это кислотные соединения с некоторыми признаками амфотерности. Их гидролиз сопровождается диспропорционированием, например:

ВrF₃ + 2НОН ==НВrО₂ + ЗНF

ЗНВrО₂ = 2НВrО₃ + НВr _____

ЗВrF₃ + 6НОН=2НВrО₃ +9НF+НВr

О кислотной природе галогенидов Вг (III) и I (III) свидетельствует также наличие производных комплексов [BrF₄]^-, [ICl₄]^- Например, образование тетрахлороиодата (III) калия можно представить уравнением реакции KCl + ICl₃ = K[ICl₄]

Тетрагалогеногалогенат (Ш)-анионы [ЭНаl₄]^- имеют квадратную форму. Четыре связи расположены по осям квадрата, а две несвязывающие электронные пары располагаются над и под плоскостью распре-деления связей. Согласно представлению о гипервалентнык связях квадратное строение тетрагалогеногалогенат(IП)-комплексов отвечает двум взаимно перпендикулярным трехцентровым четырехэлектронным связям На1—Э—На1. Центральные атомы комплексов [ЭНаl₄]^- имеют положительный эффективный заряд, а периферические — отрицательный.

В жидком состоянии галогениды Вг(Ш) и 1(111) частично ионизированы, например:

BrF₃ + BrF₃ «BrF₂⁺ + BrF₄^- Подобный тип ионизации свидетельствует об амфотерности — молекулы

ВгFз могут выступать и как акцепторы, и как доноры F^--ионов. Так, ВгF₃ с основными фторидами образует фтороброматы: КF+ВгF₃ =К[ВгF₄], а с более кислотными, чем он сам, фторидами — производные катиона ВrF₂⁺— фторобромил (III): ВrF₃ + SbF₅ = [ВrF₂] [SbF₆]

Указанная особенность тригалогенидов определяет их использование в качестве неводных растворителей для проведения соответствующих синтезов.

BrF₅ – BrF₆^- квадратная пирамида из атомов фтора с атомом брома в близи центра основания, химически активен

IF₅ – IF₆^- коричневый в отсутствии влаги р-р при ее наличии медленно синеет

Фториды брома (V) и иода (V), бесцветные жидкости. По кислотно-основным свойствам они являются

кислотными. Более или менее энергично взаимодействуют с водой, образуя кислоты:

BrF₅ + 3H₂O = HBrO₃ + 5HF. С основными соединениями они дают соли: KF + IF₅ = K[IF₆].

BrF₇ и IF₇ – очень реакционоспособные газы. IF₇ + 6H₂O = H₅IO₆ + 7HF

Фториды более устойчивы, чем хлориды, т.к. Кд(F^-)<Kд(Cl^-)

 

Вопрос № 2. Нахождение водорода в природе. Изотопный состав. Различные св-ва соед-ий, содерж различ изотопы водорода. Изотопы водорода в природе и технике. История открытия водорода и его изотопов.

Водород - самый распространенный элемент Вселенной. Он составляет основную массу Солнца, звезд и других космических тел. В недрах звезд на определенной стадии их эволюции протекают разнообразные термоядерные реакции с участием водорода. Они и являются источником неисчислимого количества энергии, излучаемого звездами в космическое пространство. Распространенность водорода на Земле существенно иная. В свободном состоянии на Земле он встречается сравнительно редко — содержится в нефтяных и горючих газах, присутствует в виде включений в некоторые минералы. Некоторое количество водорода появляется постоянно в атмосфере в результате разложения органических веществ микроорганизмами, но затем водород быстро перемещается в стратосферу вследствие его легкости. Основная масса водорода в земной коре находится в виде химических соединений с другими элементами: большая часть его связана в форме воды, глин и углеводородов; последние составляют основу нефти и входят составной частью в природные горючие газы. Кроме того, растительные и животные организмы содержат сложные вещества, в состав которых обязательно входит водород. Общее содержание водорода составляет 0,88% массы земной коры, и по распространенности на Земле он занимает 9-е место.

Природный водород представляет собой смесь изотопов: протия ¹₁Н, дейтерия ²₁Н (или ²₁D) и трития ³₁Н (или ³₁Т). Искусственно получены еще два изотопа водорода: ⁴₁Н и ⁵₁Н, но они весьма неустойчивы. Ядра протия и дейтерия стабильны. Тритий же радиоактивен: выбрасывая электрон, он превращается в легкий изотоп гелия ³₂Не с периодом полураспада 12,26 года. В естественной смеси изотопов преобладает протий (99,985%), массовое содержание дейтерия меньше (порядка 0,015%), содержание трития ничтожно. Количественные соотношения между изотопами водорода Н:D:Т могут быть представлены как 1:1,45*10^-5:4,0*10^-15.

Для водорода как ни для какого другого элемента, относительное различие изотопных масс достигает значительной величины. Поэтому, хотя все изотопы хар-ся одинаковой электронной структурой, они заметно различаются не только физическими, но и химическими свойствами. Вследствие резкого преобладания протия влияние тяжелых изотопов сказывается незначительно и может быть зафиксировано лишь в очень точных экспериментах. Поэтому без большой погрешности можно считать, что свойства природного водорода соответствуют свойствам системы состоящей из чистого протия.

Небольшие различия свойств, именуемые изотопным эффектом, обусловлены различием масс изотопных атомов, которое в первую очередь сказывается на частоте колебаний изотопов в молекулах и твердых телах. Так, колебательная Е молекул трития и дейтерия меньше, чем протия. А это, в свою очередь, сказывается на термодинамических свойствах: теплоемкости, температуре плавления и кипения, энтальпии плавления и испарения, давлении насыщенного пара и т.д. Так, D по сравнению с обычным водородом обладает меньшей теплоемкостью, теплопроводностью и скоростью диффузии.

Т.о., для изотопных соединений характерна термодинамическая неравноценность. Последняя ведет к неравноценности активных комплексов при химических реакциях, в результате чего имеет место различие в скоростях протекания реакций, т.е. наблюдается кинетический изотопный эффект. Он выражается отношением констант скоростей химических реакций для различных изотопных соединений. ПР: отношение констант скоростей синтеза бромидов протия и дейтерия = 5. Такие значительные отличия физических и химических свойств изотопов одного и того же элемента уникальны и не имеют аналогов в ПС. Все это в какой-то мере оправдывает применение для каждого изотопа водорода собственного названия (особенно для протия и дейтерия).

Изотопы водорода – D, Т – нашли важное применение в атомной энергетике (термоядерное горючее).