Дж. Льюїсом була запропонована більш загальна теорія кислот та основ.
Підстави Льюїса -це донори пари електронів (спирти, алкоголят-аніони, прості ефіри, аміни тощо)
Кислоти Льюїса –це акцептори пари електронів , тобто. сполуки, що мають вакантну орбіталь (іон водню та катіони металів: H + , Ag + , Na + , Fe 2+ ; галогеніди елементів другого та третього періодів BF 3 , AlCl 3 , FeCl 3 , ZnCl 2 ; галогени; сполуки олова та сірки: SnCl 4 , SO 3).
Таким чином, підстави Бренстеда та Льюїса – це одні й ті самі частинки. Проте основність по Бренстеду є здатність приєднувати лише протон, тоді як основність по Льюїсу – поняття ширше і означає здатність до взаємодії з будь-якою частинкою, що має вільну орбіталь.
Кислотно-основна взаємодія за Льюїсом є доноро-акцепторною взаємодією і будь-яку гетеролітичну реакцію можна представити як взаємодію кислоти та основи Льюїса:
Єдиної шкали для порівняння сили кислот і основ Льюїса не існує, тому що їх відносна сила залежатиме від того, яка речовина взята за стандарт (для кислот та основ Бренстеда таким стандартом є вода). Для оцінки легкості протікання кислотно-основної взаємодії за Льюїсом Р. Пірсоном була запропонована якісна теорія “жорстких” та “м'яких” кислот та основ.
Жорсткі основимають високу електронегативність і низьку поляризуемість. Вони важко окислюються. Їхні вищі зайняті молекулярні орбіталі (ВЗМО) мають низьку енергію.
М'які основимають низьку електронегативність і високу поляризацію. Вони легко окислюються. Їхні вищі зайняті молекулярні орбіталі (ВЗМО) мають високу енергію.
Жорсткі кислотимають високу електронегативність і низьку поляризацію. Вони важко відновлюються. Їхні нижчі вільні молекулярні орбіталі (НСМО) мають низьку енергію.
М'які кислотимають низьку електронегативність і високу поляризуемість. Вони легко відновлюються. Їхні нижчі вільні молекулярні орбіталі (НСМО) мають високу енергію.
Найжорсткіша кислота - Н + , найм'якша - СН 3 Hg +. Найбільш жорсткі основи – F - та OH - , найбільш м'які – I - та Н - .
Таблиця 5. Жорсткі та м'які кислоти та основи.
|
Проміжні | ||
|
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 |
|
Основи |
||
|
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 |
Принцип жорстких та м'яких кислот та основ Пірсона (принцип ЖМКО):
Жорсткі кислоти переважно взаємодіють із жорсткими основами, а м'які кислоти – з м'якими основами.
Це виявляється у високих швидкостях реакцій й у освіті більш стійких сполук, оскільки взаємодія між близькими по енергії орбіталями ефективніше, ніж взаємодія між орбіталями, що значно розрізняються по енергії.
Принцип ЖМКО використовують визначення переважного напрями конкуруючих процесів (реакції елімінування і нуклеофільного заміщення, реакції з участю амбидентных нуклеофілів); для спрямованого створення детоксикантів та лікарських препаратів.
Теорії кислот та основ
Теорії кислот та основ- сукупність фундаментальних фізико-хімічних уявлень, що описують природу та властивості кислот та основ. Всі вони вводять визначення кислот і основ - двох класів речовин, що реагують між собою. Завдання теорії - прогноз продуктів реакції між кислотою і основою і можливості її протікання, для чого використовуються кількісні характеристики сили кислоти і основи. Відмінності між теоріями лежать у визначеннях кислот і основ, характеристики їхньої сили і, як наслідок - у правилах передбачення продуктів реакції між ними. Всі вони мають свою область застосування, які області частково перетинаються.
Кислотно-основні взаємодії надзвичайно поширені у природі та знаходять широке застосування у науковій та виробничій практиці. Теоретичні уявлення про кислоти та основи мають важливе значення у формуванні всіх концептуальних систем хімії та надають різнобічний вплив на розвиток багатьох теоретичних концепцій у всіх основних хімічних дисциплінах.
На основі сучасної теорії кислот і основ розроблені такі розділи хімічних наук, як хімія водних та неводних розчинів електролітів, рН-метрія в неводних середовищах, гомо- та гетерогенний кислотно-основний каталіз, теорія функцій кислотності та багато інших.
Еволюція уявлень про кислотно-основні взаємодії
Наукові уявлення про природу кислот та основ почали формуватися наприкінці XVIII ст. У роботах А. Лавуазьє кислотні властивості пов'язувалися з наявністю у складі речовини атомів кисню. Відомі тоді мінеральні та органічні кислоти, дійсно, містили кисень. Ця гіпотеза швидко показала свою неспроможність, коли завдяки роботам Г. Деві та Ж. Гей-Люссака став відомий цілий ряд кислот, що не містять кисню (наприклад, галогеноводороди, синильні кислоти), у той час, як багато кисневмісних сполук не виявляють кислотних властивостей.
З початку XIX століття кислотами стали вважати речовини, здатні до взаємодії з металами з виділенням водню (Ю. Лібіх, 1839). Приблизно в цей час Й. Берцеліус висунув ідею, що пояснює кислотно-основні властивості речовин їх електричною «дуалістичною» природою. Так, до кислот він відносив електронегативні оксиди неметалів та деяких металів (наприклад, хрому, марганцю та ін), а електропозитивні оксиди металів вважав основами. Таким чином, кислотність або основність Берцеліуса розглядається як функціональна, а не абсолютна властивість сполуки. Берцеліус вперше зробив спробу кількісної оцінки та передбачення сили кислот та основ.
З появою теорії електролітичної дисоціації С. Арреніуса (1887) виникла можливість опису кислотно-основних властивостей, виходячи з продуктів іонізації електроліту. Завдяки роботам В. Оствальда теорія набула розвитку для слабких електролітів.
На початку XX ст. американські хіміки Г. Кеді, Е. Франклін та Ч. Краус створили теорію сольвосистем, що поширила положення теорії Арреніуса-Освальда на всі розчинники, здатні до самодисоціації.
В основу сучасних теорій кислот і основ покладено уявлення Й. Бренстеда та Г. Льюїса. Є цілком успішні спроби створити узагальнені теорії (М. Усанович, 1939), але вони не знаходять широкого застосування.
Воднева теорія Лібіха
Визначення.Кислота - речовина, здатна реагувати з металом із виділенням водню. Поняття "підстава" у цій теорії відсутнє.
Продукти реакції.При реакції кислоти з металом утворюється сіль та водень.
приклади.Кислота - HCl.
Реакція 2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
Критерії перебігу реакції.З сильними кислотами реагують метали, що стоять у ряді активностей лівіше водню. Чим слабкіша кислота, тим паче активний метал необхідний реакції між ними. Кількісні показники.Оскільки теорія використовується рідко, кількісні характеристики сили кислоти (отже, і передбачення напрями реакції) у межах цієї теорії не розроблено.
Область застосування.Пророцтво взаємодії водневмісних речовин з металами в будь-яких розчинниках.
Специфічні риси.Відповідно до цієї теорії етиловий спирт і аміак є слабкими кислотами, оскільки здатні реагувати зі лужними металами:
2C 2 H 5 OH + 2Na = 2C 2 H 5 ONa + H 2
2NH 3 + 2Na = 2NaNH 2 + H 2
Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса-Оствальда
Основна стаття: Теорія електролітичної дисоціації
Для кислоти HA K = ·/
Для основи MOH K = ·/
Щоб пройшла реакція між кислотою та основою, добуток їх констант дисоціації має бути більшим, ніж 10 -14 (іонний добуток води).
Область застосування.Вона цілком задовільно описує реакції досить сильних кислот і основ одна з одною та властивості їх водних розчинів. На основі уявлень про ступінь та константу дисоціації було закріплено розподіл електролітів на сильні та слабкі, введено поняття водневого показника, поширення якого на лужні середовища вимагає, однак, додаткових припущень (введення іонного твору води).
Теорію можна застосовувати для опису гідролізу солей і реакції кислот і основ з солями, проте при цьому потрібний дуже громіздкий апарат - протонна теорія (див. нижче) набагато зручніша.
Застосування теорії Арреніуса-Оствальда обмежується водними розчинами. крім того, вона не дозволяє пояснити наявність основних властивостей аміаку, фосфіну та інших сполук, що не містять гідроксогруп.
Протонна теорія Брьонстеда-Лаурі
Основна стаття: Протолітична теорія кислот та основ
Порівняння моделей
кислотно-основної взаємодії
за Льюїсом і Бренстедом
Протолітична (протонна) теорія кислот та основбула запропонована в 1923 незалежно один від одного датським ученим Й. Брёнстедом і англійським вченим Т. Лаурі. У ній поняття про кислоти і основи було об'єднане в єдине ціле, що проявляється в кислотно-основній взаємодії: А В + Н + (А - кислота, В - основа). Відповідно до цієї теорії кислотами є молекули або іони, здатні бути в даній реакції донорами протонів, а основами є молекули або іони, що приєднують протони (акцептори). Кислоти та основи отримали загальну назву протолітів.
Сутністю кислотно-основної взаємодії є передача протону від кислоти до основи. При цьому кислота, передавши протон основи, сама стає основою, оскільки може знову приєднувати протон, а основа, утворюючи протоновану частинку, стає кислотою. Таким чином, у будь-якій кислотно-основній взаємодії беруть участь дві пари кислот і основ, названі Бренстедом. пов'язаними: А1 + В2 А2 + В1
Одна й та сама речовина залежно від умов взаємодії може бути як кислотою, так і основою (амфотерність). Наприклад, вода при взаємодії з сильними кислотами є основою: H 2 O + H + H 3 О + , а реагуючи з аміаком стає кислотою: NH 3 + H 2 O NH 4 + + OH − .
Теорія сольвосистем
Основна стаття: Теорія сольвосистем
Теорія сольвосистем - розширення теорії Арреніуса-Оствальда на інші іонні (зокрема протонні розчинники). Запропонована американськими хіміками Г. Кеді, Е. Франклін та Ч. Краусом
Визначення.Іонний розчинник - розчинник, що самодисоціює на катіон і аніон. Катіон у своїй називається іоном ліонія, а аніон - іоном ліату. Протонний розчинник - розчинник, здатний до автопротолізу, тобто передачі іона H + від однієї молекули до іншої:
2HL ↔ H 2 L + + L -
Це розчинники, що містять досить полярний зв'язок за участю водню і неподілену електронну пару на якомусь іншому неметалі (найчастіше азоті, кисні або фторе).
Примітка: у цьому визначенні "зашита" протонна теорія, бо автопротоліз є кислотно-основна реакція по Брестеду-Лоурі. У ньому також "зашита" теорія Льюїса, оскільки саме вона пояснює причини утворення іонів ліонія.
Іон H 2 L + при цьому називається іоном ліонію, а L - - іоном ліату.
Кислоти - це речовини, що утворюють в даному розчиннику іон ліонію.
Основи - речовини, що утворюють в даному розчиннику іон ліату.
Солі - речовини, що дисоціюють у даному розчиннику з утворенням катіону та аніону, що не є ліонієм і ліатом.
Продукти реакції.В реакції кислоти з основою (реакція нейтралізації утворюється сіль та розчинник.
приклади.
Кількісні характеристики та критерії перебігу реакціїСили кислот та основ характеризуються їхньою константою дисоціації.
Константи дисоціації залежить від розчинника. Протонні розчинники з високим константами автодисоціації ("кислотні розчинники", наприклад HF) диференціюють кислоти (в них кислоти стають слабкими і розрізняються по силі) але нівелюють підстави (всі підстави стають сильними, перетворюючись на іон ліату). Протонні розчинники з низькими константами автодисоціації ("основні розчинники, наприклад NH 3) диференціюють основи, але нівелюють кислоти (які стають сильними, перетворюючись на ліоній).
Реакція йде від сильних кислот до слабких.
Область застосування.Дозволяє пророкувати кислотно-основні реакції в будь-яких розчинниках. Управління кислотно-основними процесами за допомогою розчинника. Розширює неводні розчини поняття водневого показника (pH) як концентрацію іонів ліонія. Описує основні властивості речовин, що не містять груп ВІН.
Однак для багатьох завдань теорія надто громіздка.
Специфічні рисиДеякі кислотно-основні реакції в цій теорії можуть стати "з ніг на голову", наприклад
KOH (кислота) + HCl (основа) = KCl (розчинник) + H 2 O (сіль)
Електронна теорія Льюїса
Основна стаття: Теорія Льюїса
Теоретично Льюїса (1923 р.) з урахуванням електронних уявлень було ще більше розширено поняття кислоти і основи. Кислота Льюїса - молекула або іон, що мають вакантні електронні орбіталі, внаслідок чого вони здатні приймати електронні пари. Це, наприклад, іони водню – протони , іони металів (Ag + , Fe 3+), оксиди деяких неметалів (наприклад, SO 3 , SiO 2), ряд солей (AlCl 3), а також такі речовини як BF 3 , Al 2 O 3 . Кислоти Льюїса, що не містять іонів водню, називаються апротонними. Протонні кислоти розглядаються як окремий випадок класу кислот. Основа Льюїса - це молекула або іон, здатні бути донором електронних пар: всі аніони, аміак та аміни, вода, спирти, галогени. Приклади хімічних реакцій між кислотами та основами Льюїса:
- AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −
- BF 3 + F − → BF 4 −
- PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .
Загальна теорія Усановича
Найбільш загальна теорія кислот та основ була сформульована М. Усановичем у 1939 році. В основі теорії лежить уявлення про те, що будь-яка кислотно-основна взаємодія – це реакція солеутворення. Відповідно до цієї теорії « кислота - це частка, яка може відщеплювати катіони, включаючи протон, або приєднувати аніони, включаючи електрон. Основа - частка, яка може приєднувати протон та інші катіони або віддавати електрон та інші аніони»(Формулювання 1964 р.). На відміну від Льюїса Усановича в основі понять «кислота» та «основа» використовує знак заряду частинки, а не будову електронної оболонки.
Теорія Усановича фактично скасовує один із основоположних принципів класичної хімії - уявлення про класи кислот та основ: « кислоти та основи - це не класи сполук; кислотність та основність - це функції речовини. Чи буде речовина кислотою чи основою, залежить від партнера» .
До недоліків теорії Усановича відносять її надто загальний характер і недостатньо чітку визначеність формулювання понять «кислота» та «основа». До недоліків відносять також та обставина, що вона не описує неіоногенні кислотно-основні перетворення. Зрештою, вона не дозволяє робити кількісні передбачення
За Льюїсом, кислотні та основні властивості органічних сполук оцінюються за здатністю приймати або надавати електронну пару з подальшим утворенням зв'язку. Атом, який приймає електронну пару, є акцептором електронів, а з'єднання, що містить такий атом, слід віднести до кислот. Атом, що надає електронну пару, є донором електронів, а з'єднання, що містить такий атом - основу.
Наприклад: до кислот Льюїса відносяться BF 3 , ZnCl 2 , AlCl 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , TiCl 4 , SnCl , SbCl 5 , катіони металів, сірчаний ангідрид - SO 3 , карбкатіон. До основ Льюїса відносяться аміни RNH 2 , R 2 NH, R 3 N, спирти ROH, прості ефіри ROR, тіоли RSH, тіоефіри RSR, аніони, сполуки, що містять π-зв'язки (у тому числі ароматичні та гетероциклічні сполуки).
5.3.Концепція жорстких і м'яких кислот та основ (принцип ЖМКО, принцип Пірсона)
Загальний підхід розподілу кислот і основ на жорсткі та м'які може бути охарактеризовано наступним чином.
Жорсткі кислоти- кислоти Льюїса, в яких акцепторні атоми малі за розміром, мають великий позитивний заряд, велику електронегативність і низьку поляризуемість. Молекулярна орбіталь жорстких кислот, яку переходять електрони донора, має низький рівень енергії.
М'які кислотикислоти Льюїса, що містять акцепторні атоми великого розміру з малим позитивним зарядом, з невеликою електронегативністю і високою поляризацією. Молекулярна орбіталь м'яких кислот, що приймає електрони донора, має високий рівень енергії.
Жорсткі основи- донорні частинки, в яких атоми-донори мають високу електронегативність і низьку поляризацію. Валентні електрони утримуються міцно, продукт окислюється важко. Орбіталь, пара електронів якої передається акцептору, має низький рівень енергії. Донорними атомами у твердих підставах можуть бути кисень, азот, фтор, хлор.
М'які основи- донорні частинки, в яких атоми-донори мають низьку електронегативність і високу поляризацію, вони легко окислюються; валентні електрони утримуються слабо. Орбіталь, пара електронів якої передається акцептору, має високий рівень енергії. Донорними атомами у м'яких підставах виступають атоми вуглецю, сірки, йоду. Табл.4
Відповідно до принципу жорстких і м'яких кислот і основ (ЖМКО) Пірсона кислоти Льюїса поділяються на жорсткі та м'які. Жорсткі кислоти-акцепторні атоми з малим розміром, великим позитивним зарядом, великою електронегативністю та низькою поляризацією.
М'які кислоти-акцепторні атоми великого розміру з малим позитивним зарядом, з невеликою електронегативністю і високою поляризацією.
Суть ЖКМО полягає в тому, що жорсткі кислоти реагують з твердими основами та м'які кислоти реагують з мякими основами. Наприклад: при взаємодії етилату натрію з ізопропілйодидом, етоксид - іон С 2 Н 5 Про - як жорстка основа реагуватиме з жорсткою кислотою, якою є протон - положенні. Переважна буде реакція відщеплення. 
Кислота Льюїса - молекула або іон, що мають вакантні електронні орбіталі, внаслідок чого вони здатні приймати електронні пари. Наприклад, іони водню - протони, іони металів (Ag + , Fe 3+), оксиди деяких неметалів (SO 3 , SiO 2), ряд солей (AlCl 3), речовини як BF 3 , Al 2 O 3 . Кислоти Льюїса, які не містять іонів водню, називаються апротонними. Протонні кислоти розглядаються як окремий випадок класу кислот.
Основа Льюїса - це молекула або іон, здатні бути донором електронних пар: всі аніони, аміак та аміни, вода, спирти, галогени.
Приклади хімічних реакцій між кислотами та основами Льюїса:
· AlCl 3 + Cl − → AlCl 4 −
· BF 3 + F − → BF 4 −
· PCl 5 + Cl − → PCl 6 − .
Іонний потенціал є відношенням електронного заряду іона до йогоефективний радіус.
Виражається ставленням Z/r, де Z - заряд, r - радіус іона. Використовується для характеристики взаємодії іона в кристалічній решітці або розчині
Жорсткі основи, відносяться донорні частинки, що володіють високою електронегативністю, низькою поляризацією, що важко окислюються. З'єднання міцно утримує свої електрони, його молекулярна орбіталь, пара електронів якої передається акцептору, має низький рівень енергії М'які основи. Відносяться донорні частинки з низькою електронегативністю, високою поляризацією, що досить легко окислюються. Вони слабо утримують свої валентні електрони, їх молекулярні орбіталі, мають високий рівень енергії (електрони віддалені від ядра атома).
Жорсткі кислоти. входять кислоти Льюїса, в яких акцепторні атоми малі за розміром, мають великий позитивний заряд, велику електронегативність і низьку поляризуемість. Молекулярна орбіталь має низький рівень енергії. М'які кислоти. входять кислоти Льюїса, що містять акцепторні атоми великого розміру з малим позитивним зарядом, з невеликою електронегативністю і високою поляризацією. Молекулярна орбіталь має високий рівень енергії. Суть принципу ЖМКО полягає в тому, що жорсткі кислоти переважно реагують із жорсткими основами, а м'які кислоти – з м'якими основами. більших швидкостях реакцій утворенні більш стійких сполук
Білет №2 1. Галогени. Ступені окиснення. Диспропорціонування галогенів. Зіставлення окисної здатності. Галогеноводні та галогеноводневі кислоти. Особливості HF. Галогеніди металів та неметалів, їх взаємодія з водою. Оксиди галогенів.
В основному стан атоми галогенів мають електронну конфігурацію nsnр5. фтору меншому радіусу, більшим значенням енергії іонізації та електронегативності. Спорідненість до електрону фтору менша, ніж хлору. фтору ступенів окиснення -1, 0.
З'єднання галогенів у позитивних ступенях окиснення виявляють окисні властивості.
Галогени - найактивніші неметали. Фтор взаємодіє практично з усіма простими речовинами, крім легких інертних газів. Від фтору до йоду окислювальна здатність зменшується, а відновна – збільшується. Хлор реагує із оксидами деяких металів: магнію, алюмінію, заліза.
2MgO + 2С12 = 2MgCl2 + 02
Бром є сильним окислювачем. У водному середовищі він окислює сірку до сірчаної кислоти:
ЗВг2 + S + 4Н20 = бНВг + H2S04
манганат калію - до перманганату:
2К2Мп04 + Вг2 = 2КМп04 + 2КВг
Окисні властивості йоду виражені слабше, ніж інших галогенів. Йод не здатний окислити як кисень, а й сірку. Йодіди відновлювальні властивості. Під дією хлору, брому, пероксиду водню та азотної кислоти він окислюється у водному середовищі до йодної кислоти НЮ3:
3I2(тв.) + 10HNO3(100%) = 6НIO3 + 10NO2 + 2Н20
У стандартних умовах галогеноводороди – безбарвні гази з різким запахом. для HF значення температур плавлення та кипіння, Аномально високі температури плавлення та кипіння фтороводню пояснюються посиленням міжмолекулярної взаємодії за рахунок утворення водневих зв'язків між молекулами HF. Твердий фтороводород складається з
зигзагоподібних полімерних ланцюгів. Для НСI, НВг, HI утворення водневих зв'язків не характерне через меншу електронегативність атома галогену. Водні розчини НС1, НВг та HI поводяться як сильні кислоти. плавикова HF та соляна НС1 кислоти з концентрованою сірчаною кислотою не взаємодіють, а НВг та HI нею окислюються:
2НВг + H2S04(koh4.) = Br2t + S02 + 2H20
8HI + H2S04(koh4.) = 4I2 + H2S + 4H20
Галогеніди лужних та лужноземельних металів є іонними речовинами. Вони розчиняються у воді, мають високі температури плавлення та кипіння.
Гіпогалогенітні кислоти НХО відомі лише в розведених водних розчинах.
Гіпогалогенітні кислоти є слабкими. кислотні властивості у ряді НСЮ-НВгО-НЮ послаблюються, а основні збільшуються. Іодноватиста кислота є вже амфотерним з'єднанням.
Розчини гіпогалогенітів мають сильнолужну реакцію, а пропускання через них С02 призводить до утворення кислоти:
NaCIO + Н20 + С02 = NaHC03 + НСЮ
Гіпогалогенітні кислоти та їх солі є сильними окислювачами:
З оксокислот НХ02 відома хлориста кислота НСЮ2.
НСlO2 є кислотою середньої сили.
Оксокислоти НХ03 більш стійкі, ніж гіпогалогенітні кислоти. Хлорнова НСЮ3 і бромнова НВЮ3 кислоти отримані в розчинах з концентрацією нижче 50%, а йодна НЮ3 виділена як індивідуальна речовина. Розчини НСlO3 та НВrO3 отримують дією розведеної H2S04 на розчини відповідних солей, наприклад:
(СlO3)2 + H2S04 = 2НСЮ3 + BaS04
Йодну кислоту отримують окисленням йоду димної азотної
кислотою, розчином пероксиду водню:
I2 + 5Н202 = 2НI3+4Н20.
НХ03 є сильними кислотами. У ряді НСlO3-НВrO3-НІ3 спостерігається деяке зменшення сили кислот.
Хлорна кислота НС104. виділяється у вигляді гідратів НС104*Н20. Бромна кислота НВг04 відома лише у розчинах.
Рідкий HF складається з полімерних ланцюгів HF.
Зв'язок галоген-кисень є неміцним, що викликано сильним взаємним відштовхуванням атомів з високою
Електронегативність. Оксиди галогенів нестійкі. Дифторид кисню OF2 може бути отриманий
2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H20
Дифторид кисню – сильний окислювально-фторуючий агент.
При пропущенні електричного розряду через охолоджену суміш фтору та кисню може отриманий інший фторид - 02F2.
Оксид хлору (I) С120 Його одержують
3HgO + 2С1 2 = Hg30 2 Cl 2 + Cl 2 O
З'єднання вкрай нестійке.
2. Титан, цирконій, гафній. Порівняння окислювально-відновних властивостей. Взаємодія металів із розчинами кислот та лугів. Відмінність сполук Ti від Zr та Hf. Реакції сполук Ti 2+ та Ti 3+ . Сполуки Е 4+ : оксиди, a- та b-форми кислот. Галогеніди, їхній гідроліз. Солі оксокатіонів. Галогенідні комплекси.
Іонізації при переході від титану до цирконію помітно знижується.
Лише перший із елементів групи - титан виявляє високу хімічну активність. У гафнію лантаноїдний стиск. характерна ступінь окислення +4, більшість сполук ковалентні. У ряді Ti - Zr-Hf стійкість сполук з вищим ступенем окиснення зростає. Так, для титану стійкі оксиди ТЮ, Ti203, Ti02 та фториди TiF2, TiF3, TiF4, а для цирконію та гафнію - тільки діоксиди Zr02, Hf02 та тетрафториди ZrF4, HfF4. Схильність до прояву низьких ступенів окислення +2, +3 у титану вище, ніж у його важких аналогів. Сполуки цирконію(Ш) та гафнію(Ш) у водних розчинах не існують. ступеня окислення посилюються основні та відновлювальні властивості
Для титану типово координаційне число 6 і, рідше, 4; цирконію та гафнію 7 і 8.
Реакція з галогенами починається при слабкому нагріванні завжди утворюються тетрагалогеніди МХ4.
На відміну від цирконію та гафнію титан при нагріванні реагує з соляною та розведеною сірчаною кислотами.
2Ti + 6НС1 = 2TiCl3 + ЗН2Т
Титан розчиняється також у концентрованій плавиковій кислоті з утворенням зелених розчинів.
2Ti + 6HF = 2- + Ti2+ + ЗН2Т
Ti + 6HF + 02 = H2 + 2Н20
Вкрай повільно титан розчиняється в розведеній та концентрованій азотній кислоті, а також у царській горілці - перебігу реакції перешкоджає утворення шару
Ti + 4H2S207 - Ti(S04)2 + 2S02T + 4H2S04
При нагріванні порошок титану повільно розчиняється у концентрованих розчинах та розплавах лугів:
Ti + 2NaOH + H20 = Na2Ti03 + 2H2
Цирконій і особливо гафній стійкіші до окислення кислотами. не реагують з жодної з розведених кислот за винятком плавикової. цирконій та гафній енергійно реагують лише з сумішшю азотної та плавикової кислот:
ЗМ + 4HN03 + 21HX = ЗН3 [МХ7] + 4NO + 8Н20
Повільніше протікає взаємодія цирконію та гафнію з плавиковою кислотою та концентрованою сірчаною кислотою:
M + 7HF = H3 +2H2T
М + 5H2S04 = H2 + 2S02t + 4H20
Концентрована HN03 збільшує корозійну стійкість металів. Цирконій та гафній із лугами не реагують.
