J. Lewis föreslog en mer allmän teori om syror och baser.
Lewis baser – dessa är elektronpardonatorer (alkoholer, alkoholatanjoner, etrar, aminer, etc.)
Lewis syror - dessa är elektronparacceptorer , de där. föreningar med en tom orbital (vätejon och metallkatjoner: H+, Ag+, Na+, Fe 2+; halogenider av grundämnen från den andra och tredje perioden BF 3, AlCl 3, FeCl 3, ZnCl 2; halogener; tenn och svavelföreningar: SnCl 4, SO 3).
Sålunda är Bronsted- och Lewis-baser samma partiklar. Emellertid är Brønsted-basicitet förmågan att bara fästa en proton, medan Lewis-basicitet är ett bredare begrepp och betyder förmågan att interagera med vilken partikel som helst som har en lågt belägen obemannad orbital.
En Lewis syra-bas-interaktion är en donator-acceptor-interaktion, och vilken heterolytisk reaktion som helst kan representeras som en Lewis-syra-bas-interaktion:
Det finns ingen enkel skala för att jämföra styrkan hos Lewis-syror och baser, eftersom deras relativa styrka beror på vilket ämne som tas som standard (för Bronsted-syror och baser är denna standard vatten). För att bedöma hur lätt syra-bas-interaktionerna är enligt Lewis, föreslog R. Pearson en kvalitativ teori om "hårda" och "mjuka" syror och baser.
Styva baser har hög elektronegativitet och låg polariserbarhet. De är svåra att oxidera. Deras högst upptagna molekylära orbitaler (HOMO) har låg energi.
Mjuka baser har låg elektronegativitet och hög polariserbarhet. De oxiderar lätt. Deras högst upptagna molekylära orbitaler (HOMO) har hög energi.
Hårda syror har hög elektronegativitet och låg polariserbarhet. De är svåra att återhämta sig. Deras lägsta lediga molekylära orbitaler (LUMO) har låg energi.
Mjuka syror har låg elektronegativitet och hög polariserbarhet. De är lätta att återställa. Deras lägsta lediga molekylära orbitaler (LUMO) har hög energi.
Den hårdaste syran är H +, den mjukaste är CH 3 Hg +. De hårdaste baserna är F- och OH-, de mjukaste är I- och H-.
Tabell 5. Hårda och mjuka syror och baser.
|
Mellanliggande | ||
|
H+, Na+, K+, Mg2+, Ca2+, Al3+, Fe3+, BF3, AlCl3, RC+ =O |
Cu2+, Fe2+, Zn2+, R3C+ |
Ag + , Hg 2+ , I 2 |
|
Skäl |
||
|
H2O, OH-, F-, ROH, RO-, R2O, NH3, RNH2 |
ArNH2, Br-, C5H5N |
R2S, RSH, RS-, I-, H-, C2H4, C6H6 |
Pearsons princip för hårda och mjuka syror och baser (LMCO-principen):
Hårda syror reagerar företrädesvis med hårda baser och mjuka syror med mjuka baser.
Detta uttrycks i högre reaktionshastigheter och i bildningen av mer stabila föreningar, eftersom interaktionen mellan orbitaler som ligger nära energi är effektivare än interaktionen mellan orbitaler som skiljer sig markant i energi.
LMCO-principen används för att bestämma den föredragna riktningen för konkurrerande processer (eliminerings- och nukleofila substitutionsreaktioner, reaktioner som involverar omgivande nukleofiler); för målinriktat skapande av avgiftningsmedel och mediciner.
Teorier om syror och baser
Teorier om syror och baser- en uppsättning grundläggande fysikaliska och kemiska begrepp som beskriver naturen och egenskaperna hos syror och baser. De introducerar alla definitioner av syror och baser - två klasser av ämnen som reagerar med varandra. Teorins uppgift är att förutsäga produkterna av reaktionen mellan en syra och en bas och möjligheten av dess förekomst, för vilka kvantitativa egenskaper för syrans och basens styrka används. Skillnaderna mellan teorierna ligger i definitionerna av syror och baser, egenskaperna hos deras styrka och, som en konsekvens, i reglerna för att förutsäga reaktionsprodukterna mellan dem. De har alla sitt eget tillämpningsområde, vilka områden delvis överlappar varandra.
Syra-bas-interaktioner är extremt vanliga i naturen och används ofta i vetenskaplig och industriell praktik. Teoretiska idéer om syror och baser är viktiga i bildandet av alla begreppssystem inom kemi och har ett mångsidigt inflytande på utvecklingen av många teoretiska begrepp inom alla större kemiska discipliner.
Baserat på den moderna teorin om syror och baser, sådana grenar av kemiska vetenskaper som kemi för vattenhaltiga och icke-vattenhaltiga elektrolytlösningar, pH-metri i icke-vattenhaltiga medier, homo- och heterogen syra-baskatalys, teorin om surhetsfunktioner och många andra har utvecklats.
Utveckling av idéer om syra-bas-interaktioner
Vetenskapliga idéer om syrors och basers natur började ta form i slutet av 1700-talet. I A. Lavoisiers verk var sura egenskaper associerade med närvaron av syreatomer i ämnets sammansättning. De då kända mineral- och organiska syrorna innehöll faktiskt syre. Denna hypotes visade snabbt sin inkonsekvens när, tack vare G. Davys och J. Gay-Lussacs arbete, ett antal syrefria syror (till exempel vätehalogenider, cyanvätesyror) blev kända, medan många syrehaltiga föreningar gör det. inte uppvisar sura egenskaper.
Från början av 1800-talet började syror betraktas som ämnen som kan interagera med metaller med frisättning av väte (Yu. Liebig, 1839). Ungefär samtidigt lade J. Berzelius fram en idé som förklarade ämnens syra-basegenskaper genom deras elektriska "dualistiska" natur. Således klassificerade han elektronegativa oxider av icke-metaller och vissa metaller (till exempel krom, mangan, etc.) som syror och ansåg elektropositiva metalloxider som baser. Berzelius betraktar således surhet eller basicitet som en funktionell snarare än en absolut egenskap hos en förening. Berzelius var pionjär i försöket att kvantifiera och förutsäga styrkan hos syror och baser.
Med tillkomsten av teorin om elektrolytisk dissociation av S. Arrhenius (1887) uppstod möjligheten att beskriva syra-basegenskaper baserade på produkterna från elektrolytjonisering. Tack vare W. Ostwalds arbete utvecklades teorin för svaga elektrolyter.
I början av 1900-talet. De amerikanska kemisterna G. Cady, E. Franklin och C. Kraus skapade teorin om solvosystem, som utvidgade bestämmelserna i Arrhenius-Oswald-teorin till alla lösningsmedel som kan självdissociera.
Moderna teorier om syror och baser bygger på J. Brønsteds och G. Lewis idéer. Det finns ganska framgångsrika försök att skapa generaliserade teorier (M. Usanovich, 1939), men de används inte i stor utsträckning.
Liebigs väteteori
Definitioner. En syra är ett ämne som kan reagera med en metall för att frigöra väte. Begreppet "grund" saknas i denna teori.
Reaktionsprodukter. När en syra reagerar med en metall bildas ett salt och väte.
Exempel. Syra -- HCl.
Reaktion 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
Kriterier för reaktionen. Metaller som finns till vänster om väte i aktivitetsserien reagerar med starka syror. Ju svagare syran är, desto aktivare behövs metallen för reaktionen mellan dem. Kvantitativa egenskaper. Eftersom teorin sällan används har kvantitativa egenskaper för syrastyrkan (och därför förutsägelser om reaktionens riktning) inte utvecklats inom ramen för denna teori.
Tillämpningsområde. Förutsägelse av interaktionen av vätehaltiga ämnen med metaller i eventuella lösningsmedel.
Specifika funktioner. Enligt denna teori är etylalkohol och ammoniak svaga syror, eftersom de kan reagera med alkalimetaller:
2C2H5OH + 2Na = 2C2H5ONa + H2
2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2
Arrhenius-Ostwalds teori om elektrolytisk dissociation
Huvudartikel: Elektrolytisk dissociationsteori
För sur HA K = ·/
För MOH-bas K = ·/
För att en reaktion ska ske mellan en syra och en bas måste produkten av deras dissociationskonstanter vara större än 10 -14 (jonprodukten av vatten).
Tillämpningsområde. Den beskriver ganska tillfredsställande reaktionerna av ganska starka syror och baser med varandra och egenskaperna hos deras vattenlösningar. Baserat på idéer om graden och dissociationskonstanten fastställdes uppdelningen av elektrolyter i starka och svaga, och begreppet väteindex introducerades, vars utvidgning till alkaliska medier kräver dock ytterligare antaganden (införandet av den joniska produkten av vatten).
Teorin kan användas för att beskriva hydrolysen av salter och reaktionen av syror och baser med salter, men detta kräver en mycket krånglig apparat - protonteorin (se nedan) är mycket bekvämare.
Tillämpligheten av Arrhenius-Ostwald-teorin är begränsad till vattenlösningar. dessutom förklarar det inte närvaron av de grundläggande egenskaperna hos ammoniak, fosfin och andra föreningar som inte innehåller hydroxylgrupper.
Brønsted-Lowrys protonteori
Huvudartikel: Protolytisk teori om syror och baser
Jämförelse av modeller
syra-bas interaktion
enligt Lewis och Bronsted
Protolytisk (proton) teori för syror och baser föreslogs 1923 oberoende av den danske vetenskapsmannen J. Brønsted och den engelske vetenskapsmannen T. Lauri. I den kombinerades begreppet syror och baser till en enda helhet, manifesterad i syra-basinteraktionen: A B + H + (A - syra, B - bas). Enligt denna teori är syror molekyler eller joner som kan vara protondonatorer i en given reaktion, och baser är molekyler eller joner som adderar protoner (acceptorer). Syror och baser kallas gemensamt för protolyter.
Kärnan i syra-bas-interaktion är överföringen av en proton från en syra till en bas. I detta fall blir syran, efter att ha överfört en proton till basen, själv en bas, eftersom den återigen kan fästa en proton, och basen, som bildar en protonerad partikel, blir en syra. I varje syra-basinteraktion är alltså två par syror och baser involverade, kallade av Brønsted konjugerad: A1 + B2 A2 + B1.
Samma substans, beroende på förhållanden för interaktion, kan vara både en syra och en bas (amfoterisk). Till exempel är vatten, när det interagerar med starka syror, en bas: H 2 O + H + H 3 O +, och när det reagerar med ammoniak blir det en syra: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH − .
Solvosystemteori
Huvudartikel: Solvosystemteori
Teorin om solvosystem är en förlängning av Arrhenius-Ostwald-teorin till andra joniska (i synnerhet protiska) lösningsmedel. Föreslagen av amerikanska kemister G. Cady, E. Franklin och C. Kraus
Definitioner. Ett joniskt lösningsmedel är ett lösningsmedel som självdissocierar till en katjon och en anjon. Katjonen kallas en lyoniumjon och anjonen kallas en lyatjon. Ett protiskt lösningsmedel är ett lösningsmedel som kan autoprotolys, det vill säga överföringen av H+-jonen från en molekyl till en annan:
2HL ↔ H 2 L + + L -
Dessa är lösningsmedel som innehåller en ganska polär bindning som involverar väte och ett ensamt elektronpar på någon annan icke-metall (oftast kväve, syre eller fluor).
Notera: i denna definition är protonteorin "hardwired", eftersom autoprotolys är en syra-basreaktion enligt Breasted-Lowry. Den innehåller också Lewis-teorin, eftersom den förklarar orsakerna till bildandet av lyoniumjoner.
H 2 L + -jonen kallas lyoniumjonen och L -jonen kallas lyatjonen.
Syror är ämnen som bildar en lyoniumjon i ett givet lösningsmedel.
Baser är ämnen som bildar en lyatjon i ett givet lösningsmedel.
Salter är ämnen som dissocierar i ett givet lösningsmedel för att bilda en katjon och en anjon som inte är lyonium eller lyat.
Reaktionsprodukter. När en syra reagerar med en bas (neutraliseringsreaktion) bildas ett salt och ett lösningsmedel.
Exempel.
Kvantitativa egenskaper och kriterier för reaktionen Styrkan hos syror och baser kännetecknas av deras dissociationskonstant.
Dissociationskonstanter beror på lösningsmedlet. Protiska lösningsmedel med höga autodissociationskonstanter (”sura lösningsmedel”, till exempel HF) differentierar syror (i dem blir syrorna svaga och skiljer sig i styrka) men neutraliserar baser (alla baser blir starka och omvandlas till lyatjonen). Protiska lösningsmedel med låga autodissociationskonstanter ("basiska lösningsmedel, såsom NH 3 ) differentierar baser men neutraliserar syror (som blir starka och blir lyonium).
Reaktionen går från starka syror till svaga.
Tillämpningsområde. Gör att du kan förutsäga syra-bas-reaktioner i vilket lösningsmedel som helst. Kontroll av syra-basprocesser med hjälp av ett lösningsmedel. Utvidgar begreppet pH som koncentrationen av lyoniumjoner till icke-vattenhaltiga lösningar. Beskriver de grundläggande egenskaperna hos ämnen som inte innehåller OH-grupper.
Men för många problem är teorin för krånglig.
Specifika funktioner Vissa syra-basreaktioner i denna teori kan vändas upp och ner, till exempel
KOH (syra) + HCl (bas) = KCl (lösningsmedel) + H 2 O (salt)
Lewis elektronteori
Huvudartikel: Lewis teori
I Lewis teori (1923), baserad på elektroniska begrepp, utökades begreppet syra och bas ytterligare. En Lewis-syra är en molekyl eller jon som har tomma elektronorbitaler, som ett resultat av vilket den kan acceptera elektronpar. Dessa är till exempel vätejoner - protoner, metalljoner (Ag +, Fe 3+), oxider av vissa icke-metaller (till exempel SO 3, SiO 2), ett antal salter (AlCl 3) samt som ämnen som BF 3, Al 2 O3. Lewis-syror som inte innehåller vätejoner kallas aprotiska syror. Protiska syror betraktas som ett specialfall av klassen syror. En Lewis-bas är en molekyl eller jon som kan donera elektronpar: alla anjoner, ammoniak och aminer, vatten, alkoholer, halogener. Exempel på kemiska reaktioner mellan Lewis-syror och baser:
- AICI3 + Cl - → AICI4 -
- BF 3 + F − → BF 4 −
- PCl5 + Cl - → PCl6 -.
Usanovichs allmänna teori
Den mest allmänna teorin om syror och baser formulerades av M. Usanovich 1939. Teorin bygger på idén att varje syra-basinteraktion är en saltbildningsreaktion. Enligt denna teori " en syra är en partikel som kan ta bort katjoner, inklusive en proton, eller lägga till anjoner, inklusive en elektron. Bas - en partikel som kan acceptera en proton och andra katjoner eller donera en elektron och andra anjoner"(formulering 1964). Till skillnad från Lewis, baserar Usanovich begreppen "syra" och "bas" på tecknet på partikelns laddning, och inte på strukturen av elektronskalet.
Usanovichs teori avskaffar faktiskt en av de grundläggande principerna för klassisk kemi - begreppet klasser av syror och baser: " syror och baser är inte klasser av föreningar; surhet och basicitet är funktioner hos ett ämne. Om ett ämne är en syra eller en bas beror på partnern» .
Nackdelarna med Usanovichs teori inkluderar dess alltför allmänna karaktär och otillräckligt tydliga definition av formuleringen av begreppen "syra" och "bas". Nackdelar inkluderar också det faktum att den inte beskriver nonjoniska syra-bastransformationer. Slutligen tillåter det inte kvantitativa förutsägelser
Enligt Lewis bedöms de sura och basiska egenskaperna hos organiska föreningar genom deras förmåga att acceptera eller tillhandahålla ett elektronpar och därefter bilda en bindning. En atom som accepterar ett elektronpar är en elektronacceptor, och en förening som innehåller en sådan atom bör klassificeras som en syra. Atomen som tillhandahåller ett elektronpar är en elektrondonator och föreningen som innehåller en sådan atom är en bas.
Till exempel: Lewis-syror inkluderar BF 3, ZnCl 2, AlCl 3, FeCl 3, FeBr 3, TiCl 4, SnCl, SbCl 5, metallkatjoner, svavelsyraanhydrid - SO 3, karbokatjon. Lewis-baser inkluderar aminer RNH2, R2NH, R3N, alkoholer ROH, etrar ROR, tioler RSH, tioetrar RSR, anjoner, föreningar som innehåller π-bindningar (inklusive aromatiska och heterocykliska föreningar.
5.3. Konceptet med hårda och mjuka syror och baser (LMCO-principen, Pearson-principen)
Det allmänna tillvägagångssättet för att dela upp syror och baser i hårda och mjuka kan karakteriseras enligt följande.
Hårda syror- Lewis-syror, där acceptoratomerna är små till storleken, har en stor positiv laddning, hög elektronegativitet och låg polariserbarhet. Den molekylära omloppsbanan av hårda syror, till vilken donatorelektronerna överförs, har en låg energinivå.
Mjuka syror - Lewis-syror som innehåller stora acceptoratomer med låg positiv laddning, låg elektronegativitet och hög polariserbarhet. Den molekylära orbital av mjuka syror som tar emot donatorelektroner har en hög energinivå.
Styva baser- donatorpartiklar, i vilka donatoratomerna har hög elektronegativitet och låg polariserbarhet. Valenselektroner hålls tätt, produkten är svår att oxidera. Orbitalen vars elektronpar överförs till acceptorn har en låg energinivå. Donatoratomer i hårda baser kan vara syre, kväve, fluor och klor.
Mjuka baser- donatorpartiklar, i vilka donatoratomer har låg elektronegativitet och hög polariserbarhet, de oxideras lätt; valenselektroner hålls svagt. En orbital vars elektronpar överförs till en acceptor har en hög energinivå. Donatoratomer i mjuka baser är kol-, svavel- och jodatomer. Tabell 4
Enligt Pearsons princip om hårda och mjuka syror och baser (HABP) delas Lewis-syror in i hårda och mjuka. Hårda syror - acceptoratomer med liten storlek, hög positiv laddning, hög elektronegativitet och låg polariserbarhet.
Mjuka syror - stora acceptoratomer med liten positiv laddning, låg elektronegativitet och hög polariserbarhet.
Kärnan i LCMO är att hårda syror reagerar med hårda baser och mjuka syror reagerar med mjuka baser. Till exempel: när natriumetoxid reagerar med isopropyljodid kommer etoxiden - jonen C 2 H 5 O - som en hård bas att reagera med en hård syra, som är protonen i positionen -. Elimineringsreaktionen kommer att vara dominerande. 
En Lewis-syra är en molekyl eller jon som har tomma elektronorbitaler, som ett resultat av vilket den kan acceptera elektronpar. Till exempel vätejoner - protoner, metalljoner (Ag +, Fe 3+), oxider av vissa icke-metaller (SO 3, SiO 2), ett antal salter (AlCl 3), ämnen som BF 3, Al 2 O 3. Lewis-syror som inte innehåller vätejoner kallas aprotiska syror. Protiska syror betraktas som ett specialfall av klassen syror.
En Lewis-bas är en molekyl eller jon som kan donera elektronpar: alla anjoner, ammoniak och aminer, vatten, alkoholer, halogener.
Exempel på kemiska reaktioner mellan Lewis-syror och baser:
· AlCl3 + Cl - → AlCl4 -
· BF 3 + F − → BF 4 −
· PCl5 + Cl - → PCl6 -.
Jonpotential är förhållandet mellan den elektroniska laddningen av en jon och dess effektiv radie.
Uttryckt med förhållandet Z/r, där Z är laddningen, r - jonradie. Används för att karakterisera interaktionen av en jon i ett kristallgitter eller i lösning
Hårda baser inkluderar donatorpartiklar som har hög elektronegativitet, låg polariserbarhet och är svåra att oxidera. Föreningen håller sina elektroner tätt, dess molekylära orbital, vars elektronpar överförs till acceptorn, har en låg energinivå Mjuka baser. Dessa inkluderar donatorpartiklar med låg elektronegativitet, hög polariserbarhet och är ganska lätt att oxidera. De behåller svagt sina valenselektroner, sina molekylära orbitaler och har en hög energinivå (elektronerna avlägsnas från atomkärnan).
Hårda syror. inkluderar Lewis-syror, i vilka acceptoratomerna är små i storlek, har en stor positiv laddning, hög elektronegativitet och låg polariserbarhet. En molekylär orbital har en låg energinivå. Mjuka syror. inkluderar Lewis-syror som innehåller stora acceptoratomer med en liten positiv laddning, låg elektronegativitet och hög polariserbarhet. En molekylär orbital har en hög energinivå. Kärnan i HMCO-principen är att hårda syror reagerar företrädesvis med hårda baser och mjuka syror med mjuka baser. högre reaktionshastigheter för bildning av mer stabila föreningar
Biljett nummer 2 1. Halogener. Oxidationstillstånd. Disproportionering av halogener. Jämförelse av oxiderande kapacitet. Vätehalogenider och halogenvätesyror. Funktioner hos HF. Metall- och icke-metallhalider, deras interaktion med vatten. Halogenoxider.
I grundtillståndet har halogenatomer den elektroniska konfigurationen nsnр5. fluor till en mindre radie, högre värden på joniseringsenergi och elektronegativitet. Elektronaffiniteten för fluor är mindre än för klor. fluoroxidationstillstånd -1, 0.
Halogenföreningar i positivt oxidationstillstånd uppvisar oxiderande egenskaper.
Halogener är de mest reaktiva icke-metallerna. Fluor interagerar med nästan alla enkla ämnen, med undantag för lätta inerta gaser. Från fluor till jod minskar den oxiderande förmågan, och den reducerande förmågan ökar. Klor reagerar med oxider av vissa metaller: magnesium, aluminium, järn.
2MgO + 2C12 = 2MgCl2 + 02
Brom är ett starkt oxidationsmedel. I en vattenhaltig miljö oxiderar den svavel till svavelsyra:
ZVg2 + S + 4Н20 = bНВg + H2S04
kaliummanganat - till permanganat:
2K2Mp04 + Vg2 = 2KMp04 + 2KVg
Jods oxiderande egenskaper är mindre uttalade än andra halogener. Jod kan inte oxidera inte bara syre utan även svavel. Jodider har reducerande egenskaper. Under påverkan av klor, brom, väteperoxid och salpetersyra oxideras det i ett vattenhaltigt medium till jodsyra H03:
3I2(tv) + 10HNO3(100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20
Under standardförhållanden är vätehalogenider färglösa gaser med en stickande lukt. för HF, värdena för smält- och kokpunkten. De onormalt höga smält- och kokpunkterna för fluorväte förklaras av ökad intermolekylär interaktion på grund av bildandet av vätebindningar mellan HF-molekyler. Fast vätefluorid består av
sicksack polymerkedjor. För HCI, HBr, HI är bildningen av vätebindningar inte typisk på grund av halogenatomens lägre elektronegativitet. Vattenlösningar av HC1, HBr och HI beter sig som starka syror. fluorvätesyra HF och saltsyror HC1 interagerar inte med koncentrerad svavelsyra, men HBr och HI oxideras av det:
2HBr + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20
8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20
Alkali- och jordalkalimetallhalider är joniska ämnen. De är lösliga i vatten och har höga smält- och kokpunkter.
Hypohalogenitiska syror NHO är endast kända i utspädda vattenlösningar.
Hypohalogenerade syror är svaga. sura egenskaper i serien HSIu-HBrO-Niu försvagas, och de basiska ökar. Vattensyra är redan en amfoter förening.
Lösningar av hypohalogeniter har en mycket alkalisk reaktion, och att passera CO2 genom dem leder till bildning av syra:
NaCIO + Н20 + С02 = NaHC03 + НСУ
Hypohalogenerade syror och deras salter är starka oxidationsmedel:
Bland oxosyrorna HXO2 är klorsyra HXO2 känd.
HClO2 är en medelstark syra.
HXO3-oxosyror är mer stabila än hypohalitsyror. Hypoklorhaltiga HS03- och brom-HS03-syror erhölls i lösningar med koncentrationer under 50 %, och jod-HS03 isolerades som en individuell substans. Lösningar av HClO3 och HBrO3 erhålls genom inverkan av utspädd H2S04 på lösningar av motsvarande salter, till exempel:
Ba(ClO3)2 + H2S04 = 2HClO3 + BaS04
Jodonsyra erhålls genom oxidation av jod med rykande salpetersyra.
syra, väteperoxidlösning:
I2 + 5Н202 = 2НI3 + 4Н20.
HXO3 är starka syror. I serierna HClO3 - HBrO3 - HI3 sker en liten minskning av syrornas styrka.
Perklorsyra HC104. frigörs i form av hydrater HC104*H20. Bromsyra HBrO4 är endast känd i lösningar.
Flytande HF är sammansatt av HF-polymerkedjor.
Halogen-syrebindningen är bräcklig, vilket orsakas av den starka ömsesidiga repulsionen av atomer med hög
Elektronnegativitet. halogenoxider är instabila. Syredifluorid OF2 kan erhållas
2F2 + 2NaOH =OF2 + 2NaF + H20
Syredifluorid är ett starkt oxiderande-fluorerande medel.
Genom att leda en elektrisk urladdning genom en kyld blandning av fluor och syre kan en annan fluorid, 02F2, erhållas.
Kloroxid (I) C120 Det erhålls
3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O
Anslutningen är extremt instabil.
2. Titan, zirkonium, hafnium. Jämförelse av redoxegenskaper. Interaktion av metaller med lösningar av syror och alkalier. Skillnad mellan Ti-föreningar och Zr och Hf. Reaktioner av Ti 2+ och Ti 3+ föreningar. E 4+ föreningar: oxider, a- och b-former av syror. Halider, deras hydrolys. Oxokationssalter. Halidkomplex.
Joniseringen minskar märkbart när man går från titan till zirkonium.
Endast det första av grundämnena i gruppen, titan, uppvisar hög kemisk aktivitet. Hafnium har lantanidkompression. Det karakteristiska oxidationstillståndet är +4, de flesta föreningar är kovalenta. I Ti - Zr-Hf-serien ökar stabiliteten hos föreningar med det högsta oxidationstillståndet. För titan är således oxiderna TiO, Ti2O3, Ti02 och fluoriderna TiF2, TiF3, TiF4 stabila, och för zirkonium och hafnium - endast dioxiderna ZrO2, Hf02 och tetrafluoriderna ZrF4, HfF4. Tendensen för titan att uppvisa låga oxidationstillstånd +2, +3 är högre än för dess tunga analoger Zirkonium(III)- och hafnium(III)-föreningar finns inte i vattenlösningar. oxidationstillstånd förbättrar grundläggande och reducerande egenskaper
För titan är det typiska koordinationstalet 6 och, mindre vanligt, 4; zirkonium och hafnium 7 och 8.
Reaktionen med halogener börjar med låg uppvärmning, MX4-tetrahalider bildas alltid.
Till skillnad från zirkonium och hafnium reagerar titan med saltsyra och utspädda svavelsyror vid upphettning
2Ti + 6HC1 = 2TiCl3 + ZN2T
Titan löses också i koncentrerad fluorvätesyra för att bilda gröna lösningar.
2Ti + 6HF = 2- + Ti2+ + ZN2T
Ti + 6HF + 02 = H2 + 2H20
Titan löses extremt långsamt i utspädd och koncentrerad salpetersyra, såväl som i aqua regia - reaktionen förhindras genom bildandet av ett lager
Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04
Vid upphettning löses titanpulver långsamt i koncentrerade lösningar och smälter av alkalier:
Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2
Zirkonium och speciellt hafnium är mer motståndskraftiga mot oxidation av syror. reagerar inte med någon utspädd syra förutom fluorvätesyra. zirkonium och hafnium reagerar kraftigt endast med en blandning av salpeter- och fluorvätesyror:
ЗМ + 4HN03+ 21HX = ЗН3[МХ7] + 4NO + 8Н20
Interaktionen mellan zirkonium och hafnium med fluorvätesyra och koncentrerad svavelsyra sker långsammare:
M + 7HF = H3 + 2H2T
M + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20
Koncentrerad HN03 ökar metallernas korrosionsbeständighet. Zirkonium och hafnium reagerar inte med alkalier.
