На відміну від водню, катіон водню, або протон Н +. не має електронів і тому завжди виступає тільки окислювачем. У водних розчинах кислот, де концентрація катіонів водню досить велика, активні і середньої активності Ме, тобто Ме, що стоять у ряді напруг лівіше водню, легко їм окислюються: Zn + H2 SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2 ↑
При взаємодії кислот, в яких окислювачем є катіон Н +. з Ме зі змінним ступенем окислення (Fe, Cr), утворюються солі, що містять Ме в його нижчого ступеня окислення, внаслідок невисокої окислювальної здатності катіона водню:
Чиста вода містить катіони водню в надзвичайно низькій концентрації, і тому вона реагує тільки з активними Ме:
Метали, оксиди і гідроксиди яких амфотерни, взаємодіють з водними розчинами лугів, де спочатку відбувається розчинення захисної оксидної плівки на їх поверхні, а потім очищений Ме взаємодіє з молекулами води, утворюючи гидроксокомплекс і молекулярний водень:
У лабораторіях водень отримують дією сильних кислот на активні Ме, найчастіше на цинк: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 ↑
У промисловості водень отримують залізо-паровим методом або пропусканням пари води над розпеченим вугіллям (коксом):
Дуже чистий водень отримують електролізом води:
Оксид водню Н2 О. в молекулі води атом кисню знаходиться в стані sp 3-гібридизації. Дві його гібридні sp 3 орбіталі, що містять неспарені електрони, беруть участь в утворенні двох полярних зв'язків з атомами водню, а дві залишилися зайняті неподіленими електронними парами атома кисню. Завдяки двом атомам водню, що несе частковий позитивний заряд, і двом неподіленим електронним парам, кожна молекула води може утворювати чотири водневі зв'язки з чотирма сусідніми молекулами води.
Висока діелектрична проникність води сприяє розчиненню і дисоціації на іони солей, кислот і підстав. Всі іони вступають в іон-дипольна взаємодія з полярними молекулами води і в результаті навколо кожного іона утворюються гідратів оболонки. Сили взаємодії іонів з молекулами води гідратної оболонок настільки великі, що вони існують не тільки в розчинах, але і частково зберігаються в деяких кристалах в вигляді кристалогідратів: CuSO4 * 5H2 O, Na2 SO4 * 10H2 O, FeCl3 * 6H2 O.
Вода є розчинником і стабілізатором молекул і іонів. В живих організмах вона транспортує поживні речовини в клітини, зберігає внутрішньоклітинний тиск і форму клітин, бере участь в синтезі і гідролізі біологічних субстратів, є регулятором теплового балансу. Велика кількість води в живому організмі всередині і поза клітинами (70%) вказує на те, що вода не просто необхідна для життя, вона - саме життя. Вода має важливе і різноманітне застосування і в техніці, і в промисловості.
Хімічні властивості води.
Вода - надзвичайно слабкий електроліт. При її дисоціації утворюється дуже мало катіонів водню Н + та аніонів ОН -. концентрація яких в чистій воді рівні між собою і при 22 0 С складають 10 -7 моль / л. наявність в системі одночасно і носія кислотних властивостей катіона Н +. і основних властивостей - аніону ОН - в рівних кількостях робить воду типовим амфолітом з чітко збалансованими кислотно-основними властивостями. Так, при взаємодії з різними оксидами її молекула виступає як амфоліт:
В процесі гідролізу солей вода, яка в цілому є «ідеальним» амфолітом, може виступати і як кислота, і як підстава - в залежності від об'єкта гідролізу (аніон або катіон). При гідролізі солі за аніоном молекула води віддає аниону солі катіон водню, тобто вона є кислотою. При цьому утворюється нова слабка кислота: NO2 - + H + - OH - ↔ HNO2 + OH -
При гідролізі солі за катіоном молекула води віддає цьому катиону аніон ВІН -. виступаючи підставою. При цьому утворюється слабка основа: Cu 2+ + H + - OH - ↔ (CuOH) + + H +
В окисно-відновних реакціях вода також може проявляти двоїстий характер - або окислювач за рахунок Н +. або відновник за рахунок О 2-.
Наявність в молекулі води у атома кисню неподіленого електронних пар робить її активним лігандом, що створює з катіонами d-металів стійкі комплексні іони: [Zn (H2 O) 4] 2+. [Cu (H2 O) 4] 2+. [Fe (H2 O) 6] 3+. [Cr (H2 O) 6] 3+. Наявність таких іонів у водних розчинах надає їм певний колір, характерний для даного комплексного іона.
Завдання і вправи для самостійної роботи
1. Дано речовини: Н2. О2. Zn, HCl, CuO. Складіть рівняння всіх можливих реакцій цих речовин між собою.
2. Наведіть приклади освіти водню в результаті реакцій: а) розкладання; б) заміщення.
3. Однакова чи кількість води утворюється при відновленні воднем 10 г оксиду міді (I) і 10 г оксиду міді (II)? Відповідь підтвердіть розрахунком.
4. Яка: а) щільність повітря за воднем; б) щільність водню по повітрю?
5. При розчиненні в кислоті 2,33 г суміші заліза і цинку було отримано 896 мл водню (н.у.). скільки грамів заліза і цинку містилося в суміші?
6. Яку роль - окислювача або відновника - грає пероксид водню в кожній з наступних реакцій:
Складіть рівняння другий реакції методом електронного балансу.
7. Який об'єм водню (н.у.) знадобиться для відновлення оксиду міді (II), отриманого при термічному розкладанні 19,6 г гідроксиду міді (II)?
8. На нейтралізацію розчину, отриманого при взаємодії гідриду кальцію з водою, затратили розчин об'ємом 43,67 мл з масовою часткою хлороводорода29,2% і щільністю 1,145 г / мл. який обсяг водню (н.у.) виділився при розкладанні гідриду?
9. При обробці зразка суміші цинку і заліза соляної кислотою виділилося 0,896 л водню, а при дії розчину лугу на такий же зразок суміші - 0,448 л водню. Визначте масові частки (%) компонентів в суміші.
Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Все галогени- енергійні окислювачі, тому зустрічаються в природі тільки у вигляді сполук. Зі збільшенням порядкового номера хімічна активність галогенів зменшується, хімічна активність галогенід-іонів F -. Cl -. Br -. I -. At - зменшується.
До галогенам відносяться фторF, хлорCl, бромBr, йодI, астатAt, а також (формально) штучний елемент унунсептійUus.
Всі галогени-неметали. На зовнішньому енергетичному рівні 7електронов, є сильними окислювачами. При взаємодії з металами виникає іонний зв'язок, і утворюються солі. Галогени, (крім F) при взаємодії з більш електроотріцательниміелементамі, можуть проявляти і відновні властивості аж до вищої міри окислення +7. Як вже було сказано вище, галогени мають високу реакційну здатність, тому зустрічаються в природі зазвичай у вигляді сполук. Їх поширеність в земній корі зменшується при збільшенні атомного радіусу від фтору до йоду. Кількість астату в земній корі вимірюється грамами, а Унунсептій в природі відсутня. Фтор, хлор, бром і йод виробляються в промислових масштабах, причому хлор виробляється в набагато більших кількостях. У природі ці елементи зустрічаються в основному у вигляді галогенідів (за винятком йоду, який також зустрічається у вигляді йодату натрію або калію в родовищах нітратів лужних металів).
Оскільки багато хлориди, бромідиі іодідирастворімив воді, то ці аніонипрісутствуют в океані і природних розсолах. Основним джерелом фтору є фторид кальцію, який дуже малорастворим знаходиться в осадових породах (какфлюорітCaF2).
Основним способом отримання простих веществявляется окісленіегалогенідов. Вперше фтор був отриманий в1886г.французскім хіміком Анрі Муассаномпрі електролізераствора гідрофторид калію KHF2 в безводної плавикової кислоті.
У лабораторних умовах хлор отримують з соляної кислоти при взаємодії її з оксидом марганцю (IV) при нагріванні:
Замість окислювача MnO2 можна застосувати перманганат калію. Реакція протікає при звичайній температурі:
У промисловості хлор в основному отримують електролізом водного розчину хлориду натріяв спеціальних електролізерах. При цьому протікають наступні реакції:
полуреакции на аноді:
полуреакции на катоді:
Бромполучают хімічним окисленням бромід-іона, що знаходиться в морській воді. Подібний процес використовується і для отримання йодаіз природних розсолів, багатих I -. В якості окислювача в обох випадках використовують хлор, що володіє більш сильними окисними властивостями, а утворюються Br2 і I2 видаляються з розчину потоком повітря.