Киселини и основи на Луис са примери. Теория на Люис за киселини и основи

J. Lewis предложи по-обща теория за киселините и основите.

бази на Луис –това са донори на електронни двойки (алкохоли, алкохолатни аниони, етери, амини и др.)

Люисови киселини -това са акцептори на електронни двойки , тези. съединения с празна орбитала (водороден йон и метални катиони: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; халогениди на елементи от втория и третия период BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; халогени; калай и серни съединения: SnCl 4, SO 3).

По този начин базите на Бронстед и Люис са едни и същи частици. Основността на Брьонстед обаче е способността да се прикрепи само протон, докато основността на Луис е по-широко понятие и означава способността да взаимодейства с всяка частица, която има ниско разположена незаета орбитала.

Киселинно-алкалното взаимодействие на Луис е донорно-акцепторно взаимодействие и всяка хетеролитична реакция може да бъде представена като киселинно-алкално взаимодействие на Люис:

Няма единна скала за сравняване на силата на киселините и основите на Люис, тъй като тяхната относителна сила ще зависи от това какво вещество се приема за стандарт (за киселините и основите на Bronsted този стандарт е вода). За да оцени лекотата на киселинно-базовите взаимодействия според Люис, Р. Пиърсън предложи качествена теория за „твърди“ и „меки“ киселини и основи.

Твърди основиимат висока електроотрицателност и ниска поляризуемост. Трудно се окисляват. Техните най-високо заети молекулни орбитали (HOMO) имат ниска енергия.

Меки основиимат ниска електроотрицателност и висока поляризуемост. Лесно се окисляват. Техните най-високо заети молекулни орбитали (HOMO) имат висока енергия.

Твърди киселиниимат висока електроотрицателност и ниска поляризуемост. Трудно се възстановяват. Техните най-ниски незаети молекулни орбитали (LUMO) имат ниска енергия.

Меки киселиниимат ниска електроотрицателност и висока поляризуемост. Лесно се възстановяват. Техните най-ниски незаети молекулни орбитали (LUMO) имат висока енергия.

Най-твърдата киселина е H +, най-меката е CH 3 Hg +. Най-твърдите основи са F- и OH- , най-меките са I- и H- .

Таблица 5. Твърди и меки киселини и основи.

	Междинен
H + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2+ , Al 3+ , Fe 3+ , BF 3 , AlCl 3 , RC + =O	Cu 2+, Fe 2+, Zn 2+, R 3 C+	Ag + , Hg 2+ , I 2
Причини
H 2 O, OH -, F -, ROH, RO -, R 2 O, NH 3, RNH 2	ArNH2, Br-, C5H5N	R2S, RSH, RS-, I-, H-, C2H4, C6H6

Принцип на Пиърсън за твърди и меки киселини и основи (LMCO принцип):

Твърдите киселини реагират за предпочитане с твърдите основи, а меките киселини с меките основи.

Това се изразява в по-високи скорости на реакция и в образуването на по-стабилни съединения, тъй като взаимодействието между орбитали, които са близки по енергия, е по-ефективно от взаимодействието между орбитали, които се различават значително по енергия.

Принципът LMCO се използва за определяне на предпочитаната посока на конкуриращи се процеси (реакции на елиминиране и нуклеофилно заместване, реакции, включващи околни нуклеофили); за целенасочено създаване на детоксиканти и лекарства.

Теории на киселините и основите

Теории на киселините и основите- набор от основни физични и химични понятия, които описват природата и свойствата на киселините и основите. Всички те въвеждат определения за киселини и основи - два класа вещества, които реагират помежду си. Задачата на теорията е да предскаже продуктите на реакцията между киселина и основа и възможността за нейното протичане, за което се използват количествени характеристики на силата на киселината и основата. Разликите между теориите се състоят в дефинициите на киселините и основите, характеристиките на тяхната сила и, като следствие, в правилата за прогнозиране на реакционните продукти между тях. Всички те имат своя собствена област на приложение, която области частично се припокриват.

Киселинно-базовите взаимодействия са изключително често срещани в природата и се използват широко в научната и промишлена практика. Теоретичните идеи за киселините и основите са важни при формирането на всички концептуални системи на химията и имат разнообразно влияние върху развитието на много теоретични концепции във всички основни химически дисциплини.

Въз основа на съвременната теория на киселините и основите, такива клонове на химичните науки като химия на водни и неводни електролитни разтвори, рН-метрия в неводни среди, хомо- и хетерогенна киселинно-алкална катализа, теорията на киселинните функции и много други са разработени.

Еволюция на идеите за киселинно-алкални взаимодействия

Научните представи за природата на киселините и основите започват да се оформят в края на 18 век. В произведенията на А. Лавоазие киселинните свойства се свързват с наличието на кислородни атоми в състава на веществото. Известните тогава минерални и органични киселини всъщност съдържат кислород. Тази хипотеза бързо показа своята непоследователност, когато благодарение на работата на G. Davy и J. Gay-Lussac станаха известни редица безкислородни киселини (например халогеноводороди, циановодородни киселини), докато много кислородсъдържащи съединения правят не проявява киселинни свойства.

От началото на 19 век киселините започват да се считат за вещества, способни да взаимодействат с метали с отделяне на водород (Yu. Liebig, 1839). Приблизително по същото време J. Berzelius изложи идея, която обяснява киселинно-алкалните свойства на веществата чрез тяхната електрическа "дуалистична" природа. Така той класифицира електроотрицателните оксиди на неметали и някои метали (например хром, манган и др.) Като киселини и разглежда електроположителните метални оксиди като основи. Така Берцелиус разглежда киселинността или основността като функционално, а не като абсолютно свойство на съединението. Берцелиус е пионер в опита за количествено определяне и прогнозиране на силата на киселините и основите.

С появата на теорията за електролитната дисоциация от S. Arrhenius (1887) се появи възможността за описание на киселинно-алкални свойства въз основа на продукти на йонизация на електролити. Благодарение на работата на W. Ostwald е разработена теорията за слабите електролити.

В началото на 20в. Американските химици Г. Кади, Е. Франклин и К. Краус създадоха теорията на солвосистемите, която разшири разпоредбите на теорията на Арениус-Осуалд ​​до всички разтворители, способни на самодисоциация.

Съвременните теории за киселините и основите се основават на идеите на J. Brønsted и G. Lewis. Има доста успешни опити за създаване на обобщени теории (М. Усанович, 1939), но те не намират широко приложение.

Водородната теория на Либих

Дефиниции.Киселината е вещество, което може да реагира с метал, за да освободи водород. Понятието „фундамент“ отсъства в тази теория.
Реакционни продукти.Когато киселина реагира с метал, се образуват сол и водород.
Примери.Киселина -- HCl.
Реакция 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Критерии за реакцията.Металите, които са отляво на водорода в серията активност, реагират със силни киселини. Колкото по-слаба е киселината, толкова по-активен метал е необходим за реакцията между тях. Количествени характеристики.Тъй като теорията се използва рядко, количествените характеристики на силата на киселината (и следователно прогнозите за посоката на реакцията) не са разработени в рамките на тази теория.
Обхват на приложимост.Прогноза за взаимодействието на водородсъдържащи вещества с метали във всякакви разтворители.
Специфични характеристики.Според тази теория етиловият алкохол и амонякът са слаби киселини, тъй като са способни да реагират с алкални метали:

2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2

Теория на Арениус-Оствалд за електролитната дисоциация

Основна статия: Теория на електролитната дисоциация

За киселина HA К = ·/
За база МЗ К = ·/

За да протече реакция между киселина и основа, произведението на техните константи на дисоциация трябва да бъде по-голямо от 10 -14 (йонното произведение на водата).
Обхват на приложимост.Той доста задоволително описва реакциите на доста силни киселини и основи една с друга и свойствата на техните водни разтвори. Въз основа на идеи за степента и константата на дисоциация е установено разделянето на електролитите на силни и слаби и е въведена концепцията за водороден индекс, чието разширяване към алкална среда изисква обаче допълнителни допускания (въвеждането на йонния продукт от вода).
Теорията може да се използва за описание на хидролизата на соли и реакцията на киселини и основи със соли, но това изисква много тромав апарат - протонната теория (виж по-долу) е много по-удобна.
Приложимостта на теорията на Арениус-Оствалд е ограничена до водни разтвори. освен това не обяснява наличието на основните свойства на амоняк, фосфин и други съединения, които не съдържат хидроксилни групи.

Протонна теория на Брьонстед-Лоури

Основна статия: Протолитична теория за киселините и основите

Сравнение на модели
киселинно-алкално взаимодействие
според Луис и Бронстед

Протолитична (протонна) теория на киселините и основитее предложен през 1923 г. независимо от датския учен J. Brønsted и английския учен T. Lauri. В него концепцията за киселини и основи беше комбинирана в едно цяло, проявяващо се в киселинно-алкалното взаимодействие: A B + H + (A - киселина, B - основа). Според тази теория киселините са молекули или йони, които могат да бъдат донори на протони в дадена реакция, а основите са молекули или йони, които добавят протони (акцептори). Киселините и основите се наричат ​​заедно протолити.

Същността на киселинно-алкалното взаимодействие е прехвърлянето на протон от киселина към основа. В този случай киселината, прехвърляйки протон към основата, сама се превръща в основа, тъй като може отново да прикрепи протон, а основата, образувайки протонирана частица, става киселина. По този начин във всяко киселинно-алкално взаимодействие участват две двойки киселини и основи, наречени от Brønsted спрегнати: A1 + B2 A2 + B1.

Едно и също вещество, в зависимост от условията на взаимодействие, може да бъде както киселина, така и основа (амфотерна). Например водата, когато взаимодейства със силни киселини, е основа: H 2 O + H + H 3 O +, а когато реагира с амоняк, тя се превръща в киселина: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH −.

Теория на солвосистемата

Основна статия: Теория на солвосистемата

Теорията на солво системите е разширение на теорията на Арениус-Оствалд към други йонни (по-специално протни) разтворители. Предложен от американските химици Г. Кади, Е. Франклин и К. Краус
Дефиниции.Йонният разтворител е разтворител, който се самодисоциира на катион и анион. Катионът се нарича лиониев йон, а анионът се нарича лиатен йон. Протонен разтворител е разтворител, способен на автопротолиза, тоест прехвърляне на Н + йон от една молекула в друга:

2HL ↔ H 2 L + + L -

Това са разтворители, съдържащи доста полярна връзка, включваща водород и несподелена електронна двойка върху някакъв друг неметал (най-често азот, кислород или флуор).
Забележка: в тази дефиниция протонната теория е „твърдо свързана“, тъй като автопротолизата е киселинно-алкална реакция според Breasted-Lowry. Той също така съдържа теорията на Луис, тъй като обяснява причините за образуването на лиониевите йони.
Йонът H 2 L + се нарича лиониев йон, а L - йонът се нарича лиатен йон.
Киселините са вещества, които образуват лиониев йон в даден разтворител.
Основите са вещества, които образуват лиатен йон в даден разтворител.
Солите са вещества, които се дисоциират в даден разтворител, за да образуват катион и анион, които не са лионий или лиат.
Реакционни продукти.Когато киселината реагира с основа (реакция на неутрализация), се образуват сол и разтворител.
Примери.

Количествени характеристики и критерии за реакциятаСилата на киселините и основите се характеризира с тяхната константа на дисоциация.
Константите на дисоциация зависят от разтворителя. Протонните разтворители с високи константи на автодисоциация („киселинни разтворители“, например HF) диференцират киселините (в тях киселините стават слаби и се различават по сила), но неутрализират основите (всички основи стават силни, превръщайки се в лиатен йон). Протичните разтворители с ниски константи на автодисоциация („основни разтворители, като NH 3 ) диференцират основите, но неутрализират киселините (които стават силни, превръщайки се в лионий).
Реакцията преминава от силни киселини към слаби.
Обхват на приложимост.Позволява ви да предвидите киселинно-алкални реакции във всеки разтворител. Контрол на киселинно-алкални процеси с помощта на разтворител. Разширява концепцията за рН като концентрация на лиониевите йони до неводни разтвори. Описва основните свойства на веществата, които не съдържат ОН групи.
За много проблеми обаче теорията е твърде тромава.
Специфични характеристикиНякои киселинно-алкални реакции в тази теория могат да бъдат обърнати с главата надолу, например

KOH (киселина) + HCl (основа) = KCl (разтворител) + H 2 O (сол)

Електронна теория на Люис

Основна статия: Теория на Люис

В теорията на Луис (1923), базирана на електронни концепции, концепцията за киселина и основа беше допълнително разширена. Киселината на Луис е молекула или йон, който има свободни електронни орбитали, в резултат на което е способен да приема електронни двойки. Това са например водородни йони - протони, метални йони (Ag +, Fe 3+), оксиди на някои неметали (например SO 3, SiO 2), редица соли (AlCl 3), както и като вещества като BF 3, Al 2 O3. Киселините на Луис, които не съдържат водородни йони, се наричат ​​апротонни киселини. Протонните киселини се разглеждат като специален случай от класа киселини. Базата на Луис е молекула или йон, способен да отдава електронни двойки: всички аниони, амоняк и амини, вода, алкохоли, халогени. Примери за химични реакции между киселини и основи на Люис:

• AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −
• BF 3 + F − → BF 4 −
• PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .

Общата теория на Усанович

Най-общата теория на киселините и основите е формулирана от М. Усанович през 1939 г. Теорията се основава на идеята, че всяко киселинно-алкално взаимодействие е реакция на образуване на сол. Според тази теория " киселината е частица, която може да премахне катиони, включително протон, или да добави аниони, включително електрон. Основа - частица, която може да приеме протон и други катиони или да отдаде електрон и други аниони“ (формулировка 1964 г.). За разлика от Луис, Усанович основава понятията „киселина“ и „основа“ върху знака на заряда на частицата, а не върху структурата на електронната обвивка.

Теорията на Усанович всъщност премахва един от основните принципи на класическата химия - концепцията за класове киселини и основи: „ киселините и основите не са класове съединения; киселинността и основността са функции на веществото. Дали едно вещество е киселина или основа зависи от партньора» .

Недостатъците на теорията на Усанович включват нейния твърде общ характер и недостатъчно ясно определение на формулировката на понятията „киселина“ и „основа“. Недостатъците също включват факта, че не описва нейонни киселинно-базови трансформации. И накрая, не позволява количествени прогнози

Според Люис, киселинните и базичните свойства на органичните съединения се оценяват чрез способността им да приемат или осигуряват електронна двойка и впоследствие да образуват връзка. Атом, който приема електронна двойка, е акцептор на електрони и съединение, съдържащо такъв атом, трябва да се класифицира като киселина. Атомът, осигуряващ електронна двойка, е електронен донор, а съединението, съдържащо такъв атом, е основа.

Например: киселините на Люис включват BF 3, ZnCl 2, AlCl 3, FeCl 3, FeBr 3, TiCl 4, SnCl, SbCl 5, метални катиони, серен анхидрид - SO 3, карбокатион. Базите на Люис включват амини RNH 2, R 2 NH, R 3 N, алкохоли ROH, етери ROR, тиоли RSH, тиоетери RSR, аниони, съединения, съдържащи π връзки (включително ароматни и хетероциклични съединения.

5.3. Концепцията за твърди и меки киселини и основи (принцип на LMCO, принцип на Пиърсън)

Общият подход за разделяне на киселини и основи на твърди и меки може да се характеризира по следния начин.

Твърди киселини- Киселините на Луис, в които акцепторните атоми са малки по размер, имат голям положителен заряд, висока електроотрицателност и ниска поляризуемост. Молекулната орбитала на твърдите киселини, към която се прехвърлят донорните електрони, има ниско енергийно ниво.

Меки киселини -Киселини на Луис, съдържащи големи акцепторни атоми с нисък положителен заряд, ниска електроотрицателност и висока поляризуемост. Молекулярната орбитала на меките киселини, която приема донорни електрони, има високо енергийно ниво.

Твърди основи- донорни частици, в които донорните атоми имат висока електроотрицателност и ниска поляризуемост. Валентните електрони се държат плътно, продуктът трудно се окислява. Орбиталата, чиято двойка електрони се прехвърля към акцептора, има ниско енергийно ниво. Донорни атоми в твърди основи могат да бъдат кислород, азот, флуор и хлор.

Меки основи- донорни частици, в които донорните атоми имат ниска електроотрицателност и висока поляризуемост, лесно се окисляват; валентните електрони се задържат слабо. Орбитала, чиято двойка електрони се прехвърля към акцептор, има високо енергийно ниво. Донорните атоми в меките основи са въглеродни, серни и йодни атоми. Таблица 4

Според принципа на Пиърсън за твърди и меки киселини и основи (HABP), киселините на Луис се разделят на твърди и меки. Твърди киселини -акцепторни атоми с малък размер, висок положителен заряд, висока електроотрицателност и ниска поляризуемост.

Меки киселини -големи акцепторни атоми с малък положителен заряд, ниска електроотрицателност и висока поляризуемост.

Същността на LCMO е, че твърдите киселини реагират с твърди основи, а меките киселини реагират с меки основи. Например: когато натриевият етоксид реагира с изопропил йодид, етоксидният - йон C 2 H 5 O - като твърда основа ще реагира с твърда киселина, която е протонът в - позиция. Реакцията на елиминиране ще бъде преобладаваща.

Киселината на Луис е молекула или йон, който има свободни електронни орбитали, в резултат на което е способен да приема електронни двойки. Например водородни йони - протони, метални йони (Ag +, Fe 3+), оксиди на някои неметали (SO 3, SiO 2), редица соли (AlCl 3), вещества като BF 3, Al 2 O 3. Киселините на Луис, които не съдържат водородни йони, се наричат ​​апротонни киселини. Протонните киселини се разглеждат като специален случай от класа киселини.

Базата на Луис е молекула или йон, способен да отдава електронни двойки: всички аниони, амоняк и амини, вода, алкохоли, халогени.

Примери за химични реакции между киселини и основи на Люис:

· AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −

· BF 3 + F − → BF 4 −

· PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .

Йонният потенциал е отношението на електронния заряд на йона към неговияефективен радиус.

Изразено чрез съотношението Z/r, където Z е зарядът, r - йонен радиус. Използва се за характеризиране на взаимодействието на йон в кристална решетка или в разтвор

Твърдите основи включват донорни частици, които имат висока електроотрицателност, ниска поляризуемост и трудно се окисляват. Съединението държи здраво своите електрони, неговата молекулярна орбитала, двойка електрони от която се прехвърля към акцептора, има ниско енергийно ниво Меки основи. Те включват донорни частици с ниска електроотрицателност, висока поляризуемост и доста лесно се окисляват. Те слабо запазват своите валентни електрони, своите молекулни орбитали и имат високо ниво на енергия (електроните се отстраняват от ядрото на атома).
Твърди киселини. включват киселини на Люис, в които акцепторните атоми са малки по размер, имат голям положителен заряд, висока електроотрицателност и ниска поляризуемост. Молекулярната орбитала има ниско енергийно ниво. Меки киселини. включват киселини на Люис, съдържащи големи акцепторни атоми с малък положителен заряд, ниска електроотрицателност и висока поляризуемост. Молекулярната орбитала има високо енергийно ниво. Същността на принципа на HMCO е, че твърдите киселини реагират преференциално с твърди основи, а меките киселини с меки основи. по-високи скорости на реакция за образуване на по-стабилни съединения

Билет номер 2 1. Халогени. Състояния на окисление. Диспропорциониране на халогени. Сравнение на окислителната способност. Халогеноводороди и халогеноводородни киселини. Характеристики на HF. Метални и неметални халогениди, взаимодействието им с вода. Халогенни оксиди.

В основно състояние халогенните атоми имат електронна конфигурация nsnр5. флуор до по-малък радиус, по-високи стойности на йонизационна енергия и електроотрицателност. Електронният афинитет на флуора е по-малък от този на хлора. степен на окисление на флуор -1, 0.

Халогенните съединения в положителни степени на окисление проявяват окислителни свойства.

Халогените са най-реактивните неметали. Флуорът взаимодейства с почти всички прости вещества, с изключение на леките инертни газове. От флуора към йода окислителната способност намалява, а редукционната се увеличава. Хлорът реагира с оксиди на някои метали: магнезий, алуминий, желязо.

2MgO + 2C12 = 2MgCl2 + 02

Бромът е силен окислител. Във водна среда той окислява сярата до сярна киселина:

ZVg2 + S + 4Н20 = bНВg + H2S04

калиев манганат - до перманганат:

2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg

Окислителните свойства на йода са по-слабо изразени от другите халогени. Йодът не е в състояние да окислява не само кислорода, но и сярата. Йодидите имат редуциращи свойства. Под въздействието на хлор, бром, водороден прекис и азотна киселина се окислява във водна среда до йодна киселина H03:

3I2(tv) + 10HNO3(100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20

При стандартни условия халогеноводородите са безцветни газове с остра миризма. за HF, стойностите на точките на топене и кипене , Ненормално високите точки на топене и кипене на флуороводорода се обясняват с повишено междумолекулно взаимодействие поради образуването на водородни връзки между HF молекулите. Твърдият флуороводород се състои от

зигзагообразни полимерни вериги. За HCI, HBr, HI образуването на водородни връзки не е типично поради по-ниската електроотрицателност на халогенния атом. Водните разтвори на HC1, HBr и HI се държат като силни киселини. флуороводородна HF и солна киселина HC1 не взаимодействат с концентрирана сярна киселина, но HBr и HI се окисляват от нея:

2HBr + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20

8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20

Халидите на алкалните и алкалоземните метали са йонни вещества. Те са разтворими във вода и имат високи точки на топене и кипене.

Хипохалогенните киселини NHO са известни само в разредени водни разтвори.

Хипохалогенираните киселини са слаби. киселинните свойства в серията HSIu-HBrO-Niu отслабват, а основните свойства се увеличават. Водородната киселина вече е амфотерно съединение.

Разтворите на хипохалогенитите имат силно алкална реакция и преминаването на CO2 през тях води до образуване на киселина:

NaCIO + Н20 + С02 = NaHC03 + НСУ

Хипохалогенираните киселини и техните соли са силни окислители:

Сред оксокиселините HXO2 е известна хлорната киселина HXO2.

HClO2 е киселина със средна сила.

HXO3 оксокиселините са по-стабилни от хипохалитните киселини. Хипохлорната HSO3 и бромната HSO3 киселини са получени в разтвори с концентрации под 50%, а йодната HSO3 е изолирана като отделно вещество. Разтворите на HClO3 и HBrO3 се получават чрез действието на разреден H2S04 върху разтвори на съответните соли, например:

Ba(ClO3)2 + H2S04 = 2HClO3 + BaS04

Йодната киселина се получава чрез окисляване на йод с димяща азотна киселина.

киселина, разтвор на водороден прекис:

I2 + 5Н202 = 2НI3 + 4Н20.

HXO3 са силни киселини. В серията HClO3 - HBrO3 - HI3 има леко намаляване на силата на киселините.

Перхлорна киселина НС104. се освобождава под формата на хидрати НС104*Н20. Бромната киселина HBrO4 е известна само в разтвори.

Течният HF се състои от HF полимерни вериги.

Връзката халоген-кислород е крехка, което се дължи на силното взаимно отблъскване на атоми с висока

Електроотрицателност. халогенните оксиди са нестабилни. Може да се получи кислороден дифлуорид OF2

2F2 + 2NaOH =OF2 + 2NaF + H20

Кислородният дифлуорид е силно окислително-флуориращо средство.

Чрез преминаване на електрически разряд през охладена смес от флуор и кислород може да се получи друг флуорид, 02F2.

Хлорен оксид (I) C120 Получава се

3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O

Връзката е изключително нестабилна.

2. Титан, цирконий, хафний. Сравнение на редокс свойства. Взаимодействие на метали с разтвори на киселини и основи. Разлика между Ti съединения и Zr и Hf. Реакции на Ti 2+ и Ti 3+ съединения. Е 4+ съединения: оксиди, a- и b-форми на киселини. Халогениди, тяхната хидролиза. Оксокационни соли. Халогенни комплекси.

Йонизацията значително намалява при преминаване от титан към цирконий.

Само първият от елементите на групата, титанът, проявява висока химическа активност. Хафният има лантанидна компресия. Характерното състояние на окисление е +4, повечето съединения са ковалентни. В серията Ti - Zr-Hf стабилността на съединенията с най-висока степен на окисление се увеличава. Така за титана стабилни са оксидите TiO, Ti2O3, Ti02 и флуоридите TiF2, TiF3, TiF4, а за циркония и хафния - само диоксидите ZrO2, Hf02 и тетрафлуоридите ZrF4, HfF4. Склонността титанът да проявява ниски степени на окисление +2, +3 е по-висока от тази на тежките му аналози.Циркониеви (III) и хафниеви (III) съединения не съществуват във водни разтвори. степени на окисление подобряват основни и редуциращи свойства

За титана типичното координационно число е 6 и по-рядко 4; цирконий и хафний 7 и 8.

Реакцията с халогени започва при слабо нагряване, винаги се образуват тетрахалогениди MX4.

За разлика от циркония и хафния, титанът реагира със солна и разредена сярна киселина при нагряване

2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + ZN2T

Титанът също се разтваря в концентрирана флуороводородна киселина, за да образува зелени разтвори.

2Ti + 6HF = 2- + Ti2+ + ZN2T

Ti + 6HF + O2 = H2 + 2H20

Титанът се разтваря изключително бавно в разредена и концентрирана азотна киселина, както и в царска вода - реакцията се предотвратява чрез образуването на слой

Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04

При нагряване титановият прах бавно се разтваря в концентрирани разтвори и се топи алкали:

Ti + 2NaOH + H2O = Na2TiO3 + 2H2

Цирконият и особено хафният са по-устойчиви на окисление от киселини. не реагират с никаква разредена киселина, освен с флуороводородна киселина. цирконий и хафний реагират енергично само със смес от азотна и флуороводородна киселина:

ЗМ + 4HN03+ 21HX = ЗН3[МХ7] + 4NO + 8Н20

Взаимодействието на цирконий и хафний с флуороводородна киселина и концентрирана сярна киселина протича по-бавно:

M + 7HF = H3 +2H2T

M + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20

Концентрираният HN03 повишава корозионната устойчивост на металите. Цирконият и хафният не реагират с алкали.