Важнейшие способы получения солей

1. Взаимодействие металла с кислотой. Образование солей при взаимодействии металла с кислотами может сопровождаться или не сопровождаться выделением водорода. Это зависит от активности металла, химических свойств кислоты и её концентрации.

Кислоты, не являющиеся окислителями по аниону, взаимодействуют лишь с металлами, находящимися в ряду напряжений левее водорода. В этих случаях образование солей сопровождается выделением водорода:

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂­

Mg + 2 CH₃COOH = Mg(CH₃COO)₂ + H₂­

Металлы, находящиеся в ряду напряжений правее водорода, с такими кислотами не взаимодействуют.

Кислоты, обладающие окислительными свойствами по аниону, вступают в реакцию как с активными, так и с малоактивными металлами без выделения водорода:

3 Mg + 8 HNO₃ = 3 Mg(NO₃)₂ + 2 NO­ + 4 H₂O

Cu + 4 HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂­ + 2 H₂O

Характер взаимодействия с металлами серной кислоты существенно зависит от её концентрации. Разбавленная серная кислота не проявляет окислительных свойств и взаимодействует с активными металлами с выделением водорода:

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂­

Концентрированная серная кислота является окислителем за счет аниона и взаимодействует с металлами с образованием солей без выделения водорода:

Cu + 2 H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂­ + 2 H₂O

2. Взаимодействие основного оксида с кислотой:

CaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

3. Взаимодействие основания с кислотой. Реакции этого типа имеют большое практическое значение и получили название реакции нейтрализации. Они всегда сопровождаются образованием воды.

Ba(OH)₂ + 2 HCl = BaCl₂ + 2 H­₂O,

2 NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 H₂O.

4. Взаимодействие соли с кислотой. При реакциях этого типа образуется новая соль и новая кислота. Для осуществления этой реакции необходимо, чтобы взятая кислота была сильнее образующейся или менее летучей. Например:

СаСO₃ + 2 HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + CO₂­ + H₂O

2 NaCl + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2 HCl­

Действием избытка кислоты на средние соли многоосновных кислот получают кислые соли:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2 NaHSO₄,

CaCO₃ + CO₂ + H₂O = Ca(HCO₃)₂.

5. Взаимодействие основного оксида с кислотным:

CaO + SiO₂ = CaSiO₃,

Ag₂O + SO₃ = Ag₂SO₄.

6. Взаимодействие основания с кислотным оксидом:

6 NaOH + P₂O₅ = 2 Na₃PO₄ + 3 H₂O,

2 KOH + CrO₃ = K₂CrO₄ + H₂O.

7. Взаимодействие соли с кислотным оксидом. Реакции этого типа происходят преимущественно при нагревании, поэтому вступающий в реакцию кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся после реакции:

СаСО₃ + SiO₂ = CaSiO₃ + CO₂­,

Cr₂(SO₄)₃ + 3 B₂O₃ = 2 Cr(BO₂)₃ + 3 SO₃­.

8. Взаимодействие основания с солью. Этой реакцией часто пользуются в практике как для получения солей, так и для получения оснований, основных солей, для перевода кислых солей в средние:

Fe(NO₃)₃ + 3 NaOH = 3 NaNO₃ + Fe(OH)₃¯,

ZnCl₂ + KOH = KCl + Zn(OH)Cl,

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2 CaCO₃ + 2 H₂O.

9. Взаимодействие между двумя солями. Это один из самых распространённых методов получения солей. Из двух участвующих в реакции солей в результате двойного обмена образуются две новые соли. Реакции этого типа протекают до конца лишь в том случае, если один из продуктов удаляется из сферы реакции (выпадает в осадок)_­:

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2 NaCl,

Ag₂SO₄ + 2 KI = 2 AgI¯ + K₂SO₄.

10. Взаимодействие между металлом и солью. Реакции протекают при условии, что металл находится в ряду напряжений левее металла, входящего в состав исходной соли:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu¯,

Cu + Hg(NO₃)₂ = Cu(NO₃)₂ + Hg¯.

11. Взаимодействие металла с неметаллом. Этим методом получают соли бескислородных кислот:

2 Fe + 3 Cl₂ = 2 FeCl₃,                          Zn + S = ZnS.

12. Взаимодействие металла со щёлочью. Металлы, оксиды которых амфотерны, реагируют с водными растворами щелочей, выделяя водород и образуя соли:

Zn + 2 NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂­,

2 Al + 6 KOH = 2 K₃AlO₃ + 3 H₂­.

13. Взаимодействие неметалла со щёлочью. Галогены, сера и некоторые другие элементы взаимодействуют со щелочами, образуя две соли одновременно — бескислородную и кислородсодержащую:

Сl₂ + 2 KOH = KCl + KClO + H₂O,

3 S + 6 NaOH = 2 Na₂S + Na₂SO₃ + 3 H₂O.

14. Взаимодействие неметалла с солью. Некоторые неметаллы способны соединяться с солями с образованием новых солей:

Сl₂ + 2 KI = 2 KCl + I₂,    S + Na₂SO₃ = Na₂S₂O₃.

15. Термическое разложение солей. При нагревании некоторых кислородсодержащих солей образуются новые соли, с меньшим содержанием кислорода или вообще его не содержащие:

2 KNO₃ = 2 KNO₂ + O₂­,

2 KClO₃ = 2 KCl + 3 O₂­,

4 Na₂SO₃ = Na₂S + 3 Na₂SO₄.

ГЛАВА 7.6. ВОДОРОД. ВОДА

Водород

Водород — наиболее лёгкий из всех элементов. Он находится в начале периодической системы и не может быть отнесён к какой-либо определённой её группе. Его особое положение в системе вызвано тем, что первый период содержит только два элемента — водород и гелий, а остальные периоды — 8 и больше элементов. Водород объединяет признаки I и VII главных подгрупп, но существуют и большие различия в его отношении к щелочным металлам и галогенам.

Химические свойства, которыми водород напоминает щелочные металлы, обусловлены другими обстоятельствами, чем у щелочных металлов, а к галогенам, объясняются теми же, что и у последних, причинами. Поэтому водород — это галоген, который вследствие своего особого положения в качестве первого члена периодической системы проявляет в химическом отношении некоторое внешнее сходство со щелочными металлами.

Водород, как и галогены, является неметаллом: образует двухатомные молекулы, в которых атомы (как и у галогенов) связаны ординарной связью. Энергия диссоциации молекул постепенно убывает в ряду Н-Cl-Br-F-I. Водород, как и галогены, может присоединять электрон, т. е. он обладает сродством к электрону (при присоединении электрона к нейтральному атому выделяется энергия). И водород, и галогены в соединениях, где они отрицательно заряжены, исключительно одновалентны.

Соединения водорода с металлами, в которых водород является электроотрицательной составной частью по строению и характеру связи (ионные гидриды) аналогичны галогенидам.

То обстоятельство, что водород в качестве первого члена в ряду элементов может терять только один электрон сильно отличается от галогенов. При отщепления от атома водорода электрона остаётся очень маленькое ядро атома — протон, что отличает его от всех остальных элементов периодической системы. Для них диаметр ионов, после отщепления валентных электронов, лежит в пределах 20-330 пм; диаметр водородного ядра составляет лишь 10^-3 пм. При соединении такого исключительно малого ядра с отрицательно заряженным ионом выделяется особенно много энергии. Это относится к образованию иона гидроксония Н₃О⁺ и водородных связей, в водных растворах, где ионы водорода соединяются с молекулами воды, и к другим аналогичным реакциям. Поэтому водород, несмотря на высокий ионизационный потенциал, ведёт себя как довольно сильно электроположительный элемент. Он проявляет склонность к образованию малополярных ковалентных связей и, в соответствии с этим, легколетучих соединений, их летучесть смещает равновесия реакций в сторону их образования. На этом основана большая восстановительная способность водорода.

Щелочные металлы, как и водород, могут быть только одновалентными, но, в отличие от него, исключительно электроположительными, при этом водород не является металлом и обладает, в отличие от щелочных металлов, способностью заряжаться отрицательно. Щелочные металлы имеют самые низкие из всех элементов потенциалы ионизации и находятся левее всех в ряду напряжений, водород же в этом ряду располагается значительно правее и имеет даже более высокий потенциал ионизации, чем благородные металлы. Большим сходством обладают и спектры этих элементов из-за сходства внешнего электронного слоя.

Он является одним из наиболее распространённых элементов — его доля составляет 0,88% от массы всех трёх оболочек земной коры (атмосферы, гидросферы и литосферы), что при пересчёте на атомные проценты даёт цифру 15,5.

Основное количество этого элемента находится в связанном состоянии. Так, вода содержит его около 11 вес. %, глина — около 1,5% и т. д. В виде соединений с углеродом водород входит в состав нефти, горючих природных газов и всех организмов.

Свободный водород состоит из молекул Н₂. Он часто содержится в вулканических газах. Частично он образуется также при разложении некоторых органических остатков. Небольшие его количества выделяются зелёными растениями. Атмосфера содержит около 5∙10^–5 объёмн. % водорода.

Он был впервые описан в 1766 г. Генри Кавендишем, который получал его действием железа и некоторых других металлов на разбавленную серную или соляную кислоту (сама эта реакция была известна значительно ранее). Полученный лёгкий газ Кавендиш принял сперва за флогистон, а затем (1781 г.) за соединение флогистона с водой. Разложение воды раскалённым железом было впервые (1783) проведено Лавуазье (при продувании струи пара через нагретый до красного каления оружейный ствол). Современное название дал этому элементу Лавуазье (1783 г.) — водород (рождающий воду). Разложение воды электрическим током было осуществлено им в 1789 г.

Водород состоит из смеси изотопов с массовыми числами 1 и 2 (¹Н и ²Н). Соотношение между ними в отдельных природных объектах несколько колеблется, но более или менее близко к 6700: 1, т. е. один атом ²Н (дейтерия) приходится примерно на 6700 атомов ¹Н (протия). В ничтожных количествах — порядка одного атома на 10¹⁸ атомов ¹Н — к ним примешан радиоактивный изотоп водорода ³Н (тритий), средняя продолжительность жизни атомов которого составляет 18 лет. Благодаря резкому количественному преобладанию протия над двумя другими изотопами природный водород может в первом приближении считаться состоящим из атомов ¹Н.

Если говорить не только о земной коре, а о Вселенной в целом, то водород является самым распространённым элементом. На его долю приходится около 80% массы Юпитера и около 60% массы Сатурна. В межзвездном пространстве атомы водорода встречаются в несколько раз чаще, чем атомы всех остальных элементов, вместе взятых. Он резко преобладает над другими элементами также в атмосфере звёзд и, в частности, является главной составной частью солнечной атмосферы. Основной состав последней может быть выражен следующими данными (в атомных процентах):

H	He	O	Mg	N	Si	S	C	Fe	Ca	Na	Ni	Al
81,75	18,17	0,03	0,02	0,01	0,006	0,003	0,003	0,0008	0,0033	0,0003	0,0002	0,0002

Температура поверхности Солнца составляет около 5500 °С.

Основной формой существования водорода в космическом пространстве являются отдельные атомы Н. Ионизация их (по схеме Н = Н⁺ + е^-) имеет определённое значение для теплового баланса этого пространства. Возникает она (как и диссоциация молекулы Н₂ на атомы) в основном за счёт лучистой энергии звёзд, а при обратных процессах рекомбинации (Н⁺ + е^- = Н и Н + Н = Н₂) энергия выделяется главным образом в форме кинетической. Результатом является некоторое повышение температуры “околозвёздных” областей космического пространства по сравнению с очень далёкими от звёзд.

Создаваемая за счёт излучения кинетическая температура очень велика. Так, при длине волны 500 нм (что соответствует приблизительно середине видимого спектра), воспринимающая данное излучение частица обладает такой кинетической энергией, какую она имела бы при Т = 20 000 град.

Образование в естественных условиях, получение и применение. В природе водород образуется главным образом при разложении органических веществ, например целлюлозы или белков, некоторыми видами бактерий.

В настоящее время водород получают в огромных количествах. Очень большую часть его используют при синтезе аммиака, гидрогенизации жиров и при гидрировании угля, масел и углеводородов. Кроме того, водород применяют для синтеза соляной кислоты, метилового спирта, синильной кислоты, при сварке и ковке металлов, а также при изготовлении ламп накаливания и драгоценных камней. В продажу водород поступает в баллонах под давлением свыше 150 атм. Они окрашены в тёмно-зелёный цвет и снабжаются красной надписью “Водород”.