J. Lewis propozoi një teori më të përgjithshme të acideve dhe bazave.
Bazat Lewis - këta janë dhurues të çifteve elektronike (alkoolet, anionet e alkoolit, eteret, aminet, etj.)
Acidet Lewis - këta janë pranues të çifteve elektronike , ato. komponimet që kanë një orbital të zbrazët (jonet e hidrogjenit dhe kationet metalike: H +, Ag +, Na +, Fe 2+; halogjenet e elementeve të periudhës së dytë dhe të tretë BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; halogjenet; kallaji dhe komponimet e squfurit: SnCl 4, SO 3).
Kështu, bazat Bronsted dhe Lewis janë të njëjtat grimca. Sidoqoftë, bazueshmëria e Brønsted është aftësia për të lidhur vetëm një proton, ndërsa bazueshmëria e Lewis është një koncept më i gjerë dhe nënkupton aftësinë për të bashkëvepruar me çdo grimcë që ka një orbital të ulët të papushtuar.
Një ndërveprim acid-bazë Lewis është një ndërveprim dhurues-pranues dhe çdo reaksion heterolitik mund të përfaqësohet si një ndërveprim acid-bazë Lewis:
Nuk ka asnjë shkallë të vetme për të krahasuar forcën e acideve dhe bazave Lewis, pasi forca e tyre relative do të varet nga ajo substancë që merret si standard (për acidet dhe bazat Bronsted, standardi është uji). Për të vlerësuar lehtësinë e ndërveprimeve acid-bazë sipas Lewis, R. Pearson propozoi një teori cilësore të acideve dhe bazave "të forta" dhe "të buta".
Baza të ngurta kanë elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Ato janë të vështira për t'u oksiduar. Orbitalet molekulare të tyre më të zëna (HOMO) kanë energji të ulët.
Bazat e buta kanë elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë. Ato oksidohen lehtësisht. Orbitalet molekulare të tyre më të zëna (HOMO) kanë energji të lartë.
Acidet e forta kanë elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Ata janë të vështirë për t'u rikuperuar. Orbitalet e tyre molekulare më të ulëta të pabanuara (LUMO) kanë energji të ulët.
Acidet e buta kanë elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë. Ato janë lehtësisht të restauruara. Orbitalet e tyre molekulare më të ulëta të pabanuara (LUMO) kanë energji të lartë.
Acidi më i fortë është H +, më i buti është CH 3 Hg +. Bazat më të forta janë F - dhe OH - , më të butat janë I - dhe H - .
Tabela 5. Acidet dhe bazat e forta dhe të buta.
|
E ndërmjetme | ||
|
H + , Na + , K + , Mg 2+ , Ca 2 + , Al 3 + , Fe 3 + , BF 3 , AlCl 3 , RC + =O |
Cu 2+, Fe 2+, Zn 2+, R3 C+ |
Ag +, Hg 2+, I 2 |
|
Bazat |
||
|
H 2 O, OH - , F - , ROH, RO - , R 2 O, NH 3 , RNH 2 |
ArNH 2 , Br - , C 5 H 5 N |
R 2 S, RSH, RS - , I - , H - , C 2 H 4 , C 6 H 6 |
Parimi i Pearson për acidet dhe bazat e forta dhe të buta (parimi LMCO):
Acidet e forta reagojnë më së miri me bazat e forta dhe acidet e buta me bazat e buta.
Kjo shprehet në shpejtësi më të larta të reaksionit dhe në formimin e komponimeve më të qëndrueshme, pasi ndërveprimi midis orbitaleve që janë të afërta në energji është më efektiv sesa bashkëveprimi midis orbitaleve që ndryshojnë ndjeshëm në energji.
Parimi LMCO përdoret për të përcaktuar drejtimin preferencial të proceseve konkurruese (reaksionet e eliminimit dhe zëvendësimit nukleofilik, reaksionet që përfshijnë nukleofile ambidentë); për krijimin e synuar të detoksifikuesve dhe medikamenteve.
Teoritë e acideve dhe bazave
Teoritë e acideve dhe bazave- një grup konceptesh themelore fizike dhe kimike që përshkruajnë natyrën dhe vetitë e acideve dhe bazave. Ata të gjithë prezantojnë përkufizimet e acideve dhe bazave - dy klasa substancash që reagojnë me njëra-tjetrën. Detyra e teorisë është të parashikojë produktet e reaksionit midis një acidi dhe një baze dhe mundësinë e shfaqjes së tij, për të cilat përdoren karakteristikat sasiore të forcës së acidit dhe bazës. Dallimet midis teorive qëndrojnë në përkufizimet e acideve dhe bazave, karakteristikat e forcës së tyre dhe, si pasojë, në rregullat për parashikimin e produkteve të reaksionit ndërmjet tyre. Ata të gjithë kanë zonën e tyre të zbatueshmërisë, të cilat zona mbivendosen pjesërisht.
Ndërveprimet acid-bazë janë jashtëzakonisht të zakonshme në natyrë dhe përdoren gjerësisht në praktikën shkencore dhe industriale. Idetë teorike për acidet dhe bazat janë të rëndësishme në formimin e të gjitha sistemeve konceptuale të kimisë dhe kanë një ndikim të larmishëm në zhvillimin e shumë koncepteve teorike në të gjitha disiplinat kryesore kimike.
Bazuar në teorinë moderne të acideve dhe bazave, degë të tilla të shkencave kimike si kimia e tretësirave ujore dhe jo ujore të elektroliteve, pH-metria në mjediset jo ujore, kataliza homo- dhe heterogjene acid-bazë, teoria e funksioneve të aciditetit. dhe shumë të tjera janë zhvilluar.
Evolucioni i ideve për ndërveprimet acid-bazë
Idetë shkencore për natyrën e acideve dhe bazave filluan të marrin formë në fund të shekullit të 18-të. Në veprat e A. Lavoisier, vetitë acidike shoqëroheshin me praninë e atomeve të oksigjenit në përbërjen e substancës. Acidet minerale dhe organike të njohura në atë kohë përmbanin në të vërtetë oksigjen. Kjo hipotezë tregoi shpejt mospërputhjen e saj kur, falë punës së G. Davy dhe J. Gay-Lussac, një numër acidesh pa oksigjen (për shembull, halogjenet e hidrogjenit, acidet hidrocianike) u bënë të njohura, ndërsa shumë përbërës që përmbajnë oksigjen bëjnë të njohur nuk shfaqin veti acidike.
Nga fillimi i shekullit të 19-të, acidet filluan të konsiderohen si substanca të afta të ndërveprojnë me metalet me çlirimin e hidrogjenit (Yu. Liebig, 1839). Në të njëjtën kohë, J. Berzelius parashtroi një ide që shpjegonte vetitë acid-bazike të substancave me natyrën e tyre elektrike "dualiste". Kështu, ai klasifikoi oksidet elektronegative të jometaleve dhe disa metale (për shembull, kromin, manganin, etj.) si acide dhe i konsideroi oksidet e metaleve elektropozitive si baza. Kështu, Berzelius e konsideron aciditetin ose bazicitetin si një veti funksionale dhe jo absolute të një përbërjeje. Berzelius ishte pionier i përpjekjes për të matur dhe parashikuar forcën e acideve dhe bazave.
Me ardhjen e teorisë së disociimit elektrolitik nga S. Arrhenius (1887), lindi mundësia e përshkrimit të vetive acid-bazike bazuar në produktet e jonizimit të elektrolitit. Falë punës së W. Ostwald, teoria u zhvillua për elektrolitet e dobëta.
Në fillim të shekullit të 20-të. Kimistët amerikanë G. Cady, E. Franklin dhe C. Kraus krijuan teorinë e sistemeve solvo, e cila zgjeroi dispozitat e teorisë Arrhenius-Oswald për të gjithë tretësit që janë të aftë për vetëshkëputje.
Teoritë moderne të acideve dhe bazave bazohen në idetë e J. Brønsted dhe G. Lewis. Ka përpjekje mjaft të suksesshme për të krijuar teori të përgjithësuara (M. Usanovich, 1939), por ato nuk përdoren gjerësisht.
Teoria e hidrogjenit të Liebig
Përkufizimet. Një acid është një substancë që mund të reagojë me një metal për të lëshuar hidrogjen. Koncepti i "themelit" mungon në këtë teori.
Produktet e reagimit. Kur një acid reagon me një metal, formohet një kripë dhe hidrogjen.
Shembuj. Acidi -- HCl.
Reaksioni 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Kriteret e reagimit. Metalet që janë në të majtë të hidrogjenit në serinë e aktivitetit reagojnë me acide të forta. Sa më i dobët të jetë acidi, aq më aktiv nevojitet metali për reaksionin ndërmjet tyre. Karakteristikat sasiore. Meqenëse teoria përdoret rrallë, karakteristikat sasiore të forcës së acidit (dhe për rrjedhojë parashikimet e drejtimit të reaksionit) nuk janë zhvilluar në kuadrin e kësaj teorie.
Fusha e zbatueshmërisë. Parashikimi i ndërveprimit të substancave që përmbajnë hidrogjen me metalet në çdo tretës.
Karakteristikat specifike. Sipas kësaj teorie, alkooli etilik dhe amoniaku janë acide të dobëta, pasi ato janë në gjendje të reagojnë me metalet alkali:
2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2
Teoria Arrhenius-Ostwald e disociimit elektrolitik
Artikulli kryesor: Teoria e disociimit elektrolitik
Për acidin HA K = ·/
Për bazën MSH K = ·/
Që një reaksion të zhvillohet midis një acidi dhe një baze, produkti i konstantave të disociimit të tyre duhet të jetë më i madh se 10 -14 (produkti jonik i ujit).
Fusha e zbatueshmërisë. Ai përshkruan në mënyrë mjaft të kënaqshme reaksionet e acideve dhe bazave mjaft të forta me njëri-tjetrin dhe vetitë e tretësirave të tyre ujore. Bazuar në idetë për shkallën dhe konstanten e disociimit, u krijua ndarja e elektroliteve në të fortë dhe të dobët dhe u prezantua koncepti i indeksit të hidrogjenit, shtrirja e të cilit në mediat alkaline kërkon, megjithatë, supozime shtesë (futja e produktit jonik të ujit).
Teoria mund të përdoret për të përshkruar hidrolizën e kripërave dhe reagimin e acideve dhe bazave me kripërat, por kjo kërkon një aparat shumë të rëndë - teoria e protonit (shih më poshtë) është shumë më e përshtatshme.
Zbatueshmëria e teorisë Arrhenius-Ostwald është e kufizuar në tretësirat ujore. përveç kësaj, nuk shpjegon praninë e vetive themelore të amoniakut, fosfinës dhe komponimeve të tjera që nuk përmbajnë grupe hidroksil.
Teoria e protonit Brønsted-Lowry
Artikulli kryesor: Teoria protolitike e acideve dhe bazave
Krahasimi i modeleve
ndërveprimi acid-bazë
sipas Lewis dhe Bronsted
Teoria protolitike (protonike) e acideve dhe bazave u propozua në vitin 1923 në mënyrë të pavarur nga shkencëtari danez J. Brønsted dhe shkencëtari anglez T. Lauri. Në të, koncepti i acideve dhe bazave u kombinua në një tërësi të vetme, e manifestuar në ndërveprimin acid-bazë: A B + H + (A - acid, B - bazë). Sipas kësaj teorie, acidet janë molekula ose jone që mund të jenë dhurues të protoneve në një reaksion të caktuar, dhe bazat janë molekula ose jone që shtojnë protone (pranues). Acidet dhe bazat së bashku quhen protolite.
Thelbi i ndërveprimit acid-bazë është transferimi i një protoni nga një acid në një bazë. Në këtë rast, acidi, pasi ka transferuar një proton në bazë, bëhet vetë një bazë, pasi mund të bashkojë përsëri një proton, dhe baza, duke formuar një grimcë të protonuar, bëhet acid. Kështu, në çdo ndërveprim acid-bazë, përfshihen dy palë acide dhe baza, të quajtura nga Brønsted të konjuguara: A1 + B2 A2 + B1.
E njëjta substancë, në varësi të kushteve të ndërveprimit, mund të jetë edhe acid edhe bazë (amfoterike). Për shembull, uji, kur ndërvepron me acide të forta, është një bazë: H 2 O + H + H 3 O +, dhe kur reagon me amoniak, ai bëhet acid: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH - .
Teoria e solvosistemit
Artikulli kryesor: Teoria e solvosistemit
Teoria e sistemeve solvo është një shtrirje e teorisë Arrhenius-Ostwald në tretës të tjerë jonikë (në veçanti, protikë). Propozuar nga kimistët amerikanë G. Cady, E. Franklin dhe C. Kraus
Përkufizimet. Një tretës jonik është një tretës që vetëshpërndahet në një kation dhe një anion. Kationi quhet jon lioniumi dhe anioni quhet jon liate. Një tretës protik është një tretës i aftë për autoprotolizë, domethënë transferimin e jonit H + nga një molekulë në tjetrën:
2HL ↔ H 2 L + + L -
Këta janë tretës që përmbajnë një lidhje mjaft polare që përfshin hidrogjen dhe një çift elektronik të vetëm në disa jometalë të tjerë (më shpesh azot, oksigjen ose fluor).
Shënim: në këtë përkufizim teoria e protonit është "e lidhur me kabllo", sepse autoprotoliza është një reaksion acid-bazë sipas Breasted-Lowry. Ai gjithashtu përmban teorinë e Lewis, pasi shpjegon arsyet e formimit të joneve të lioniumit.
Joni H 2 L + quhet joni i lioniumit, dhe joni L - quhet joni liat.
Acidet janë substanca që formojnë një jon lioniumi në një tretës të caktuar.
Bazat janë substanca që formojnë një jon liat në një tretës të caktuar.
Kripërat janë substanca që shpërndahen në një tretës të caktuar për të formuar një kation dhe një anion që nuk janë lionium ose liat.
Produktet e reagimit. Kur një acid reagon me një bazë (reaksioni i neutralizimit), formohet një kripë dhe një tretës.
Shembuj.
Karakteristikat sasiore dhe kriteret për reaksionin Fortësitë e acideve dhe bazave karakterizohen nga konstanta e disociimit të tyre.
Konstantet e disociimit varen nga tretësi. Tretësit protikë me konstante të autodissociimit të lartë (“tretës acidë”, për shembull HF) diferencojnë acidet (në to acidet bëhen të dobëta dhe ndryshojnë në forcë) por neutralizojnë bazat (të gjitha bazat bëhen të forta, duke u kthyer në jon lyate). Tretësit protikë me konstante autodissociimi të ulët (“tretësit bazë, si NH 3 ) dallojnë bazat, por neutralizojnë acidet (të cilat bëhen të forta, duke u bërë lionium).
Reagimi kalon nga acidet e forta në ato të dobëta.
Fusha e zbatueshmërisë. Ju lejon të parashikoni reaksionet acid-bazë në çdo tretës. Kontrolli i proceseve acido-bazike duke përdorur një tretës. Zgjeron konceptin e pH si përqendrimi i joneve të lioniumit në tretësirat jo ujore. Përshkruan vetitë themelore të substancave që nuk përmbajnë grupe OH.
Megjithatë, për shumë probleme teoria është shumë e rëndë.
Karakteristikat specifike Disa reaksione acido-bazike në këtë teori mund të kthehen përmbys, për shembull
KOH (acid) + HCl (bazë) = KCl (tretës) + H 2 O (kripë)
Teoria e elektroneve të Lewis
Artikulli kryesor: Teoria e Lewis
Në teorinë e Lewis (1923), bazuar në konceptet elektronike, koncepti i acidit dhe bazës u zgjerua më tej. Acidi Lewis është një molekulë ose jon që ka orbitale elektronike vakante, si rezultat i së cilës është i aftë të pranojë çifte elektronike. Këto janë, për shembull, jonet e hidrogjenit - protonet, jonet metalike (Ag +, Fe 3+), oksidet e disa jometaleve (për shembull, SO 3, SiO 2), një numër kripërash (AlCl 3), si dhe si substanca të tilla si BF 3, Al 2 O3. Acidet Lewis që nuk përmbajnë jone hidrogjeni quhen acide aprotike. Acidet protike konsiderohen si një rast i veçantë i klasës së acideve. Një bazë Lewis është një molekulë ose jon i aftë të dhurojë çifte elektronesh: të gjitha anionet, amoniaku dhe aminat, uji, alkoolet, halogjenet. Shembuj të reaksioneve kimike midis acideve dhe bazave Lewis:
- AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −
- BF 3 + F − → BF 4 −
- PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .
Teoria e përgjithshme e Usanovich
Teoria më e përgjithshme e acideve dhe bazave u formulua nga M. Usanovich në 1939. Teoria bazohet në idenë se çdo ndërveprim acid-bazë është një reaksion i formimit të kripës. Sipas kësaj teorie " një acid është një grimcë që mund të heqë kationet, duke përfshirë një proton, ose të shtojë anione, duke përfshirë një elektron. Baza - një grimcë që mund të pranojë një proton dhe katione të tjera ose të dhurojë një elektron dhe anione të tjera"(formulimi 1964). Ndryshe nga Lewis, Usanovich i bazon konceptet e "acidit" dhe "bazës" në shenjën e ngarkesës së grimcave, dhe jo në strukturën e shtresës elektronike.
Teoria e Usanovich në fakt shfuqizon një nga parimet themelore të kimisë klasike - konceptin e klasave të acideve dhe bazave: " acidet dhe bazat nuk janë klasa e komponimeve; aciditeti dhe baziciteti janë funksione të një substance. Nëse një substancë është një acid apo një bazë varet nga partneri» .
Disavantazhet e teorisë së Usanovich përfshijnë natyrën e saj shumë të përgjithshme dhe përkufizimin e pamjaftueshëm të qartë të formulimit të koncepteve "acid" dhe "bazë". Disavantazhet përfshijnë gjithashtu faktin se ai nuk përshkruan transformimet acid-bazë jojonike. Së fundi, nuk lejon parashikime sasiore
Sipas Lewis, vetitë acidike dhe bazike të përbërjeve organike vlerësohen nga aftësia e tyre për të pranuar ose siguruar një çift elektronik dhe më pas të formojnë një lidhje. Një atom që pranon një çift elektronik është një pranues elektroni, dhe një përbërje që përmban një atom të tillë duhet të klasifikohet si një acid. Atomi që siguron një çift elektronik është një dhurues elektroni, dhe përbërja që përmban një atom të tillë është një bazë.
Për shembull: Acidet Lewis përfshijnë BF 3, ZnCl 2, AlCl 3, FeCl 3, FeBr 3, TiCl 4, SnCl, SbCl 5, katione metalike, anhidrid sulfurik - SO 3, karbokacion. Bazat Lewis përfshijnë aminet RNH 2, R 2 NH, R 3 N, alkoolet ROH, eteret ROR, tiolet RSH, tioeteret RSR, anionet, komponimet që përmbajnë lidhje π (duke përfshirë përbërjet aromatike dhe heterociklike.
5.3. Koncepti i acideve dhe bazave të forta dhe të buta (parimi LMCO, parimi Pearson)
Qasja e përgjithshme për ndarjen e acideve dhe bazave në të forta dhe të buta mund të karakterizohet si më poshtë.
Acidet e forta- Acidet Lewis, në të cilat atomet pranuese janë me përmasa të vogla, kanë një ngarkesë të madhe pozitive, elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Orbitalja molekulare e acideve të forta, në të cilën transferohen elektronet dhuruese, ka një nivel të ulët energjie.
Acidet e buta - Acidet Lewis që përmbajnë atome të mëdha pranuese me ngarkesë të ulët pozitive, elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë. Orbitalja molekulare e acideve të buta që pranon elektrone dhuruese ka një nivel të lartë energjie.
Baza e ngurtë- grimcat dhuruese, në të cilat atomet dhuruese kanë elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Elektronet e valencës mbahen fort, produkti është i vështirë për t'u oksiduar. Orbitalja, çifti i elektroneve të së cilës transferohet te pranuesi ka një nivel të ulët energjie. Atomet dhuruese në baza të forta mund të jenë oksigjeni, azoti, fluori dhe klori.
Bazat e buta- grimcat dhuruese, në të cilat atomet dhuruese kanë elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë, ato oksidohen lehtësisht; elektronet e valencës mbahen dobët. Një orbitale, çifti i elektroneve të së cilës transferohet te një pranues ka një nivel të lartë energjie. Atomet dhuruese në bazat e buta janë atomet e karbonit, squfurit dhe jodit. Tabela 4
Sipas parimit të Pearson të acideve dhe bazave të forta dhe të buta (HABP), acidet Lewis ndahen në të forta dhe të buta. Acidet e forta - atome pranuese me madhësi të vogël, ngarkesë të lartë pozitive, elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët.
Acidet e buta - atome të mëdha pranuese me një ngarkesë të vogël pozitive, elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë.
Thelbi i LCMO është se acidet e forta reagojnë me bazat e forta dhe acidet e buta reagojnë me bazat e buta. Për shembull: kur etoksidi i natriumit ndërvepron me jodur izopropil, etoksidi - joni C 2 H 5 O - si bazë e fortë do të reagojë me një acid të fortë, i cili është protoni në pozicionin -. Reagimi i eliminimit do të jetë mbizotërues. 
Acidi Lewis është një molekulë ose jon që ka orbitale elektronike vakante, si rezultat i së cilës është i aftë të pranojë çifte elektronike. Për shembull, jonet e hidrogjenit - protonet, jonet metalike (Ag +, Fe 3+), oksidet e disa jometaleve (SO 3, SiO 2), një numër kripërash (AlCl 3), substanca si BF 3, Al 2 O 3. Acidet Lewis që nuk përmbajnë jone hidrogjeni quhen acide aprotike. Acidet protike konsiderohen si një rast i veçantë i klasës së acideve.
Një bazë Lewis është një molekulë ose jon i aftë të dhurojë çifte elektronesh: të gjitha anionet, amoniaku dhe aminat, uji, alkoolet, halogjenet.
Shembuj të reaksioneve kimike midis acideve dhe bazave Lewis:
· AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −
· BF 3 + F − → BF 4 −
· PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .
Potenciali jonik është raporti i ngarkesës elektronike të një joni me të rreze efektive.
Shprehur me raportin Z/r, ku Z është ngarkesa, r - rreze jonike. Përdoret për të karakterizuar bashkëveprimin e një joni në një rrjetë kristalore ose në tretësirë
Bazat e forta përfshijnë grimcat dhuruese që kanë elektronegativitet të lartë, polarizueshmëri të ulët dhe janë të vështira për t'u oksiduar. Komponimi i mban fort elektronet e tij, orbitali i tij molekular, një palë elektrone të të cilave transferohen te pranuesi, ka një nivel të ulët energjie Bazat e buta. Këto përfshijnë grimcat dhuruese me elektronegativitet të ulët, polarizueshmëri të lartë dhe oksidohen mjaft lehtë. Ata ruajnë dobët elektronet e tyre valente, orbitalet e tyre molekulare dhe kanë një nivel të lartë energjie (elektronet hiqen nga bërthama e atomit).
Acidet e forta. përfshijnë acidet Lewis, në të cilat atomet pranuese janë në përmasa të vogla, kanë një ngarkesë të madhe pozitive, elektronegativitet të lartë dhe polarizueshmëri të ulët. Një orbital molekular ka një nivel të ulët energjie. Acidet e buta. përfshijnë acidet Lewis që përmbajnë atome të mëdha pranuese me një ngarkesë të vogël pozitive, elektronegativitet të ulët dhe polarizueshmëri të lartë. Një orbital molekular ka një nivel të lartë energjie. Thelbi i parimit HMCO është se acidet e forta reagojnë në mënyrë preferenciale me bazat e forta, dhe acidet e buta me bazat e buta. shpejtësi më të larta reagimi për formimin e komponimeve më të qëndrueshme
Numri i biletës 2 1. Halogjenet. Gjendjet e oksidimit. Disproporcioni i halogjeneve. Krahasimi i kapacitetit oksidues. Halidet e hidrogjenit dhe acidet hidrohalike. Karakteristikat e HF. Halidet metalike dhe jometale, ndërveprimi i tyre me ujin. Oksidet halogjene.
Në gjendjen bazë, atomet halogjene kanë konfigurimin elektronik nsnр5. fluori në një rreze më të vogël, vlera më të larta të energjisë jonizuese dhe elektronegativitetit. Afiniteti elektronik i fluorit është më i vogël se ai i klorit. Gjendjet e oksidimit të fluorit -1, 0.
Komponimet halogjene në gjendje pozitive të oksidimit shfaqin veti oksiduese.
Halogjenet janë jometalet më reaktive. Fluori ndërvepron me pothuajse të gjitha substancat e thjeshta, me përjashtim të gazeve të lehta inerte. Nga fluori në jod, aftësia oksiduese zvogëlohet dhe aftësia reduktuese rritet. Klori reagon me oksidet e disa metaleve: magnez, alumin, hekur.
2MgO + 2C12 = 2MgCl2 + 02
Bromi është një agjent i fortë oksidues. Në një mjedis ujor, ai oksidon squfurin në acid sulfurik:
ZVg2 + S + 4Н20 = bНВg + H2S04
manganat kaliumi - në permanganat:
2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg
Vetitë oksiduese të jodit janë më pak të theksuara se halogjenët e tjerë. Jodi nuk është në gjendje të oksidojë jo vetëm oksigjenin, por edhe squfurin. Jodidet kanë veti reduktuese. Nën ndikimin e klorit, bromit, peroksidit të hidrogjenit dhe acidit nitrik, oksidohet në një mjedis ujor në acid jodik H03:
3I2 (tv) + 10HNO3 (100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20
Në kushte standarde, halogjenët e hidrogjenit janë gazra pa ngjyrë me erë të fortë. për HF, vlerat e pikave të shkrirjes dhe vlimit. Pikat anormalisht të larta të shkrirjes dhe vlimit të fluorit të hidrogjenit shpjegohen nga rritja e ndërveprimit ndërmolekular për shkak të formimit të lidhjeve hidrogjenore midis molekulave të HF. Fluori i ngurtë i hidrogjenit përbëhet nga
zinxhirë polimer zigzag. Për HCI, HBr, HI, formimi i lidhjeve hidrogjenore nuk është tipik për shkak të elektronegativitetit më të ulët të atomit të halogjenit. Tretësirat ujore të HC1, HBr dhe HI sillen si acide të forta. HF hidrofluorike dhe acidet klorhidrike HC1 nuk ndërveprojnë me acidin sulfurik të përqendruar, por HBr dhe HI oksidohen prej tij:
2HBr + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20
8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20
Halidet e metaleve alkaline dhe tokësore alkaline janë substanca jonike. Ato janë të tretshme në ujë dhe kanë pika të larta shkrirjeje dhe vlimi.
Acidet hipohalogjenitike NHO njihen vetëm në tretësirat ujore të holluara.
Acidet hipohalogjene janë të dobëta. vetitë acidike në serinë HSIu-HBrO-Niu dobësohen dhe ato bazike rriten. Acidi hidraulik është tashmë një përbërje amfoterike.
Tretësirat e hipohalogjeniteve kanë një reaksion shumë alkalik, dhe kalimi i CO2 përmes tyre çon në formimin e acidit:
NaCIO + Н20 + С02 = NaHC03 + НСУ
Acidet hipohalogjene dhe kripërat e tyre janë agjentë të fortë oksidues:
Ndër oksoacidet HXO2 njihet acidi klorur HXO2.
HClO2 është një acid me forcë mesatare.
Oksoacidet HXO3 janë më të qëndrueshme se acidet hipohalite. HSO3 hipoklor dhe acidet bromike HSO3 u përftuan në tretësirë me përqendrime nën 50%, dhe HSO3 jodike u izolua si një substancë individuale. Tretësirat e HClO3 dhe HBrO3 përftohen nga veprimi i H2S04 të holluar në tretësirat e kripërave përkatëse, për shembull:
Ba(ClO3)2 + H2S04 = 2HClO3 + BaS04
Acidi jodonik fitohet nga oksidimi i jodit me acid nitrik tymi.
acid, tretësirë peroksid hidrogjeni:
I2 + 5Н202 = 2НI3 + 4Н20.
HXO3 janë acide të forta. Në seritë HClO3 - HBrO3 - HI3 ka një rënie të lehtë të forcës së acideve.
Acidi perklorik HC104. çlirohet në formën e hidratit HC104*H20. Acidi bromik HBrO4 njihet vetëm në tretësirë.
HF e lëngët përbëhet nga zinxhirë polimer HF.
Lidhja halogjen-oksigjen është e brishtë, e cila shkaktohet nga zmbrapsja e fortë reciproke e atomeve me
Elektronegativiteti. Oksidet halogjene janë të paqëndrueshme. Mund të merret difluoridi i oksigjenit OF2
2F2 + 2NaOH =OF2 + 2NaF + H20
Difluoridi i oksigjenit është një agjent i fortë oksidues-fluorinues.
Duke kaluar një shkarkesë elektrike përmes një përzierjeje të ftohur të fluorit dhe oksigjenit, mund të përftohet një tjetër fluor, 02F2.
Oksidi i klorit (I) C120 Përftohet
3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O
Lidhja është jashtëzakonisht e paqëndrueshme.
2. Titani, zirkon, hafnium. Krahasimi i vetive redoks. Ndërveprimi i metaleve me tretësirat e acideve dhe alkaleve. Dallimi midis komponimeve Ti dhe Zr dhe Hf. Reaksionet e komponimeve Ti 2+ dhe Ti 3+. E 4+ Komponimet: oksidet, a- dhe b-format e acideve. Halidet, hidroliza e tyre. Kripërat oksokuese. Komplekset e halidit.
Jonizimi zvogëlohet dukshëm kur lëviz nga titani në zirkon.
Vetëm i pari nga elementët e grupit, titani, shfaq aktivitet të lartë kimik. Hafniumi ka kompresim lantanid. Gjendja karakteristike e oksidimit është +4, shumica e komponimeve janë kovalente. Në serinë Ti - Zr-Hf rritet qëndrueshmëria e përbërjeve me gjendjen më të lartë të oksidimit. Kështu, për titanin, oksidet TiO, Ti2O3, Ti02 dhe fluoridet TiF2, TiF3, TiF4 janë të qëndrueshme, dhe për zirkonin dhe hafniumin - vetëm dioksidet ZrO2, Hf02 dhe tetrafluoridet ZrF4, HfF4. Tendenca për titani për të shfaqur gjendje të ulët oksidimi +2, +3 është më e lartë se ajo e analogëve të tij të rëndë. Përbërjet e zirkonit (III) dhe hafniumit (III) nuk ekzistojnë në tretësirat ujore. gjendjet e oksidimit përmirësojnë vetitë bazë dhe reduktuese
Për titan, numri tipik i koordinimit është 6 dhe, më rrallë, 4; zirkonium dhe hafnium 7 dhe 8.
Reagimi me halogjenet fillon me ngrohje të ulët; tetrahalidet MX4 formohen gjithmonë.
Ndryshe nga zirkoniumi dhe hafniumi, titani reagon me acidet klorhidrike dhe të holluara sulfurik kur nxehet.
2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + ZN2T
Titani gjithashtu shpërndahet në acid hidrofluorik të përqendruar për të formuar tretësirë të gjelbër.
2Ti + 6HF = 2- + Ti2+ + ZN2T
Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20
Titani shpërndahet jashtëzakonisht ngadalë në acid nitrik të holluar dhe të koncentruar, si dhe në aqua regia - reagimi parandalohet nga formimi i një shtrese.
Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04
Kur nxehet, pluhuri i titanit shpërndahet ngadalë në solucione të përqendruara dhe shkrin alkalet:
Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2
Zirkoni dhe veçanërisht hafniumi janë më rezistent ndaj oksidimit nga acidet. nuk reagojnë me asnjë acid të holluar përveç acidit hidrofluorik. zirkoniumi dhe hafniumi reagojnë fuqishëm vetëm me një përzierje të acideve nitrik dhe hidrofluorik:
ЗМ + 4HN03+ 21HX = ZN3[MH7] + 4NO + 8N20
Ndërveprimi i zirkonit dhe hafniumit me acidin hidrofluorik dhe acidin sulfurik të koncentruar ndodh më ngadalë:
M + 7HF = H3 +2H2T
M + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20
HN03 i koncentruar rrit rezistencën ndaj korrozionit të metaleve. Zirkoni dhe hafniumi nuk reagojnë me alkalet.
