За разлика от водород, водород или катион на протонната Н +. Тя няма електрони и поради това винаги е единственият окислител. Водните разтвори на киселини, където концентрацията на водородните катиони е достатъчно голям, активно и средната активност на Me, т.е. Me стои в електрохимичната серия от ляво на водород, се окислява лесно от: Zn + H 2SO 4 = ZnSO4 + Н2 ↑ (разредена).
В реакцията на киселини в който окислителят е Н + катион. Мъжете с променлива окисление на (Fe, Cr), се образуват соли, Me, съдържащи в най-ниската си окисление, поради ниската способността на окисляване водороден катион:
Чистата вода съдържа водородни катиони в изключително ниски концентрации и следователно той реагира само с активен мен:
Метали, оксиди и хидроксиди са амфотерни, реагират с алкален воден разтвор, където първият разтваря защитната оксид филм на повърхността и след това обелени Me взаимодейства с водните молекули, за да образуват хидроксо и молекулярен водород:
В лабораториите на водородът произведен чрез действието на силни киселини на активното Me, често цинк: Zn + 2HCl = ZnCl2 + Н2 ↑
В промишлеността, водород се произвежда от пара-желязо, или чрез пропускане на водната пара върху гореща въглища (кокс):
Много чист водород, произведен чрез електролиза на вода:
Оксид Н2 О. водород в молекулата на водата в кислороден атом е SP 3 хибридизация състояние. Неговите две SP 3 хибридни орбитални съдържащи несдвоени електрони, които участват в образуването на две връзки с полярните водородни атоми и останалите две са ангажирани самотен електронни двойки кислородния атом. С два водородни атома на частични положителни заряда носители и две несподелени електронни двойки, всяка молекула вода могат да образуват четири водородни връзки с прилежащите четири водни молекули.
Високата диелектрична константа на водата подпомага разтварянето и дисоциацията на йони на соли, киселини и основи. Всички йони влизат йон-дипол взаимодействието с полярни молекули вода и получените хидратация черупки са оформени около всеки йон. Force взаимодействие на йони с водни молекули на хидратация черупки толкова големи, че те съществуват не само в разтвор, но са частично запазена в някои кристали във вид на кристални хидрати: CuSO4 * 5H2 О, Na 2SO 4 * 10H2 О, FeCl3 * 6H2 О.
Водата е разтворител и стабилизатор молекули и йони. В живи организми, го транспортира хранителни вещества към клетките, поддържа вътреклетъчното налягане и формата на клетките, участващи в синтеза и хидролизата на биологични субстрати, е регулатор на топлинния баланс. Голяма част от водата в живия организъм в и извън клетките (70%), показва, че водата не е от съществено значение само за живот, това е - самия живот. Водата е важен и разнообразни приложения и в изкуството и в промишлеността.
Химичните свойства на вода.
Вода - изключително слаб електролит. На дисоциация произвежда много малко водородни катиони Н + и анион ОН -. концентрация в чиста вода са еднакви и при 22 0 ° С до 10 -7 мол / л. че носителят на система и в същото време кисела катион Н + свойства. и основни свойства - анион ОН - в равни количества прави ampholyte типична вода с добре балансирани киселина базови свойства. По този начин, при взаимодействие с различни оксиди молекулата си действа като ampholyte:
В солена вода на процеса на хидролиза, която обикновено е "идеален" ampholyte, и може да действа като киселина и като основа - чрез хидролиза на обекта (анион или катион). Хидролизата на сол на аниона на молекула вода дава водороден катион анион сол, т.е. е киселина. Това представлява нов слаба киселина: NO2 - + Н + - ОН - ↔ HNO2 + OH -
Хидролизата на солта на молекулата на катион вода дава катион анион ОН -. казано база. Това създава слаба основа: Си2 + + Н + - ОН - ↔ (CuOH) + + Н +
В редокс реакции, водата може също проявяват двойна характер - или окислител поради Н +. или редуциращ агент поради О 2-.
Наличието в молекулата на водата при кислороден атом самотен електронни двойки го прави активни лиганд образуване катиони г устойчиви метални комплексни йони: [Zn (Н 2О) 4] 2+. [Cu (Н 2О) 4] 2+. [Fe (Н 2О) 6] 3+. [Cr (Н 2О) 6] 3+. Наличието на тези йони във водни разтвори им дава специфичен цвят характеристика на комплекс йон.
Упражнения за самостоятелна работа
1. При вещества: Н2. O2. Zn, HCI, CuO. Направи уравнението на всички възможни реакции на тези съединения с всяка друга.
2. дава примери за производство на водород като резултат от реакции: а) разлагане; б) заместване.
3. е равно количество вода, образувана по време на намаляване на водород от 10 г меден оксид (I) и 10 г меден оксид (II)? Отговор за потвърждаване на изчисленията.
4.: а) на плътността на въздуха на водород; б) плътността на водород във въздуха?
5. Когато разтваря в кисела смес от 2,33 грама на желязо и цинк, се получава 896 мл от водород (STP). колко грама на желязо и цинк, съдържащ се в смес?
6. Каква роля - окислител или редуктор - играе водороден пероксид във всяка една от следните реакции:
Направете реакция уравнението на втория метод на електронна везна.
7. Какво обем водород (STP), необходими за намаляване на меден оксид (II), получен чрез термично разлагане на 19,6 грама воден разтвор на мед (II)?
8. неутрализация разтвор, получен чрез взаимодействие на калциев хидрид с вода, разтвор на 43,67 мл обем, прекарано с маса фракция hlorovodoroda29,2% и плътност 1,145 грама / мл. Какво обем водород (NU) се откроява от разлагането на хидрид?
9. При обработване на проба смес от цинк и желязо със солна киселина се извлича 0.896 литра водород, и под действието на алкален разтвор в същата проба сместа - 0.448 литра водород. Определя масовото отношение (%) на компонентите в сместа.
Той реагира с почти всички прости вещества, с изключение на някои неметали. Всички galogeny- енергични окислители, така че се намира в природата само под формата на съединения. С увеличаване на номер на последователност на реактивност халоген намалява реактивност на халид йони F -. Cl -. Br -. I -. По - намалява.
Чрез халогените са ftorF, hlorCl, bromBr, Yodi, astatAt и (официално) изкуствен елемент ununseptiyUus.
Всички неметали, халогени. На външен 7elektronov на енергийно ниво са силни окислители. При взаимодействие с метален йон възниква връзка, и соли, образувани. Халогени (с изключение на F) чрез взаимодействие с elektrootritsatelnymielementami могат да проявяват намаляване свойства и до най-високата окисляване състояние 7. Както вече бе споменато по-горе, халогени имат висока реактивност, обаче обикновено се срещат в природата под формата на съединения. Тяхното присъствие в кората намалява с увеличаване на атомен радиус на флуор към йод. Брой астатин в земната кора, измерена в грамове, а унунсептий естествено липсва. Флуор, хлор, бром и йод са произведени в индустриален мащаб, хлора се произвежда в много по-големи количества. В природата, тези елементи се намират предимно под формата на халиди (с изключение на йод, което също се появява под формата на натриев или калиев йодат на депозитите на нитрати на алкални метали).
Тъй като много хлориди, bromidyi iodidyrastvorimyv вода, те anionyprisutstvuyut в океана и природни луги. Основният източник на флуорид е калциев флуорид, което е много слабо разтворим в седиментни скали (kakflyuoritCaF2).
Основният начин на получаване на прости veschestvyavlyaetsya okisleniegalogenidov. Първо се получава флуоро v1886g.frantsuzskim химик Хенри Muassanompri elektrolizerastvora хидрофлуорид KHF2 калий в безводен флуороводородна киселина.
При лабораторни условия, хлоро получава от солна киселина чрез взаимодействие с манганов оксид (IV) при нагряване:
Вместо МпО 2 окислител може да се прилага калиев перманганат. Реакцията протича при температура на околната среда:
В промишлеността, предимно хлор, произведени чрез електролиза на воден разтвор на натриев хлорид natriyav специални Електролизери. Така следните реакции:
полу-реакция на анода:
полу-реакция на катода:
Brompoluchayut химически окисление на бромид йон в морска вода. Подобен метод се използва за производство yodaiz природни луги богати на I -. Като окислител се използва и в двата случая като хлоро силни окислителни свойства и получената Вг2 и I2 се отстранява от разтвора чрез въздушен поток.
Свързани статии