НЕФТЬ-ГАЗ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА
На главную >>


Теперь на нашем сайте можно за 5 минут создать свежий реферат или доклад

Скачать книгу целиком можно на сайте: www.nglib.ru.

Предложения в тексте с термином "Кислота"

Для технеция и рения характерно образование высших халькогенидов общей формулы Э2Х 7 *• Высшие сульфиды технеция и рения получают действием H2S на растворы технециевой и рениевой кислот:

Tc2S, и Re2ST представляют собой черные кристаллические вещества, растворимые в окисляющих кислотах.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Наиболее известен сульфат Mn(SO4)2 черного цвета, который устойчив при избытке серной кислоты.

Производным ReCl3 является комплексный тримерный анион [Re3G12]3~, который получается при взаимодействии ReCl3 с концентрированной соляной кислотой.

Так, серная кислота квалификации «ч» содержит 1 -10~2 мае.

Ксенаты (+6) напоминают производные серной кислоты, в частности ВаХеО4 напоминает BaSO4.

В растворе перксенаты сильно гидролизованы, так как ксеноновая (+8) кислота Н4ХеО„ относительно слаба (p/d 2, р#2 6, рК3 11).

При взаимодействии перксенатов с безводной серной кислотой получается ХеО4 — газ желтоватого цвета, медленно отщепляющий кислород уже при обычных условиях:

В то же время для более легкого криптона уже получены KrF2, криптоновая кислота Н2КгО4 и ее соли, которые, как и следовало ожидать, менее стабильны, чем соответствующие соединения ксенона.

Затем после растворения этой смеси в соляной кислоте и обработки сероводородом удаляют медь, свинец, висмут в виде нерастворимых сульфидов.

Поэтому они взаимодействуют с растворами минеральных неокисляющих кислот с выделением водорода.

Серная кислота в разбавленных растворах интенсивно реагирует с железом, но при концентрации более 70% она пассивирует металл.

Интересно отметить, что кобальт реагирует с щавелевой кислотой Н2С2О4 за счет образования прочных оксалатных комплексов [Со(С2О4)3]3~.

С кислотами они легко взаимодействуют с образованием солей Э(+2).

Белый Fe(OH)i, розово-красный Со(ОН)2 и зеленый Ni(OH)2 легко растворимы в кислотах и при нагревании отщепляют воду с образованием соответствующих оксидов ЭО.

В силу уменьшения стабильности степени окисления +3 для Со и Ni по сравнению с Fe соответствующие гидроксиды различным образом ведут себя при взаимодействии с кислотами.

Если Fe(OH)3 образует соли железа (+3), то реакция Со(ОН)3 и Ni(OH)3 с кислотами сопровождается их восстановлением до Э(+2), причем в отсутствие веществ, способных окисляться, выделяется свободный кислород, например:

Гидроксид Fe(OH)3 проявляет в некоторой степени и кислотную функцию, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей с образованием так называемых ферритов — солей железистой кислоты HFeO2.

Так, при окислении бромом взвеси Fe(OH)3 в горячем концентрированном растворе щелочи образуются соли железной кислоты H2FeO4 — ферраты:

В свободном состоянии железная кислота и соответствующий ей оксид FeO3 не выделены.

Дигалогениды получают лишь косвенным путем • — растворением металла (или его оксида) в соответствующей галогеноводо-родной кислоте.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Действительно, для Fe, Co и Ni известны соли практически всех кислот.

Особая устойчивость этих комплексов подтверждается и тем фактом, что удается выделить в свободном состоянии и соответствующие комплексные кислоты H4[3(CN)6I и H3[3(CN)GL Для цианидных комплексов Fe, Co, № характерно замещение лигаидов CN~ на другие (Н2О, NH3, СО, NO~, NO, NO+ и т.

При этом все платиноиды, кроме осмия, переходят в раствор в виде комплексных хлорометаллических кислот (H2[PtCle], H2[RuCl6] и т.

После осаждения платины и иридия из раствора, подкисленного серной кислотой, выделяют палладий, рутений и родий в виде металлов путем восстановления цинком.

Родий из черни выделяют растворением в серной кислоте с последующим осаждением, например, в виде [Ph (NH3)3]C13, а рутений отгоняют в виде летучего RuO4 с последующим восстановлением.

Все платиновые металлы в компактном состоянии устойчивы по отношению к неокисляющим минеральным кислотам.

Не действует на них и горячая азотная кислота (кроме палладия) и даже царская водка (кроме платины).

Оксиды Os02 и Ru02 нерастворимы в воде и кислотах.

Оксиду родия (+3) отвечает пентагидрат Rh2O3-5H2O лимонно-желтого цвета, нерастворимый в воде, но легко растворимый в кислотах, что указывает на его основный характер.

Гидроксид иридия (+4) почти нерастворим в щелочах, но легко растворяется в кислотах.

Состаренный 1г(ОН)4 (потерявший избыточное количество воды) более устойчив к действию кислот.

Так, он не растворяется в разбавленной H2SO4, а в соляной кислоте растворим за счет образования комплекса Н2[1гС1в].

Безводный PdO нерастворим в кислотах.

Однако его гидрок-сид, получаемый гидролизом Pd(NO3)2, легко взаимодействует с кислотами.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Соли слабых кислот, не содержащие кристаллизационной воды, термически нестабильны.

Для платиноидов характерны ацидокомплексы с лигандами — анионами слабых кислот: CN~, CNS~,CH3COO~ идр.

Кроме того, для иридия известен полимер [Ir(CO3)]n> чрезвычайно устойчивый по отношению к щелочам и кислотам.

Комплексные галогениды платины и палладия типа Н2[ЭГ4] являются сильными кислотами и характеризуются высокой устойчивостью внутренней сферы, причем устойчивость комплексов растет в ряду С1~->Вг~"-»-1~ и для платины выше, чем для палладия:

Известны и соответствующие кислоты Н4[Э(СМ)в], представляющие собой бесцветные кристаллические вещества.

Если в соединении последнего типа вместо аммиака в качестве нейтрального лиганда стоит вода ([Pt (HaO^rj), то образующийся продукт обладает свойствами кислоты.

Характерной для Pt (+4) является сильная двухосновная кислота H2[PtCle] и ее соли.

Так, способность платины сорбировать кислород позволяет использовать ее в качестве катализатора процессов окисления (контактный способ производства серной кислоты, каталитическое окисление аммиака и т.

АС»+/АС= — 2,6 В), легко окисляется на воздухе и энергично взаимодействует не только с минеральными кислотами, но и с водой.

Металлический торий медленно растворяется в минеральных кислотах.

Концентрированная азотная кислота его пассивирует, как Zr и Hf.

Прокаленный ThO2 нерастворим в кислотах и щелочах.

Соли кислородсодержащих кислот тория отвечают степени окисления +4.

Высший оксид Ра2О6 устойчив по отношению к воде, соляной и азотной кислотам.

Диоксид РаО2 также плохо растворим в кислотах, но реагирует с HF за счет комплексообразо-вания.

Так, в отличие от Та2О5, которому соответствует кислота Н3ТаО4, гидроксид Ра (+5), РаО(ОН)3 растворяется только в кислотах и представляет собой основание — гидроксид протактинила РаО3+.

Последний с водой дает ряд гидратов, важнейшими из которых являются диурановая H2U2O7 и урановая H2UO4 кислоты (аналогия с хромом).

Основная функция U03 проявляется при взаимодействии с кислота''438ми с образованием солей уранила UO2+ — характерного для химии урана [UO2SO4, UOa(N03)2 и др.

UF3 труднорастворим в воде и довольно инертен к кислотам, в то время как остальные UF3 энергично взаимодействуют с водой и выступают в роли восстановителей.

Если S02C12 и Сг02С12 образуют серную и хромовую кислоты, то в случае урана равновесие сильно сдвинуто влево и02С12 + 2Н2О^± UO2 (ОН)2 + 2НС1 вследствие преимущественно основных свойств гидроксида уранила.

При действии щелочей на соли уранила получают производные диурановой кислоты H2UaO7 — диуранаты, а при сплавлении оксидов UO3 и Ме2О — моноуранаты (аналогичные дихроматам и хроматам).

Наряду с солями нептунилов NpOa+ и NpO^ известны и соли катионов Np;i+ и Np4+ с кислородсодержащими кислотами: перхлораты, нитраты, сульфаты.

Среди солей кислородных кислот преобладают производные Ри (+4): сульфаты, нитраты, перхлораты и др.

Он легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах с образованием солей Am (+3).

Каро кислота 323

Кермезит 284 Керметы 156 Киноварь 42, 134 Кислород 42, 312 Кислорода фториды 356 Кислота азотистая 87 — азотистоводородная 254 — азотная 262, 268 — азотноватая 259 — азотноватистая 255 — борная 140 — бромная 369 — бромноватая 368 — бромноватистая 368 — вольфрамовая 339 — гексагидроксосурьмяная 290 — гексаметафосфорная 275 — гремучая 192 — диванадиевая 303 — динадсерная 323 — динадфосфорная 277 — дитионистая 320 — дитионовая 319 — диурановая 438 — железистая 404 — железная 405 — золотохлористоводородная 124 — йодная 369 — йодноватая 368 — иодноватистая 368 — карбаминовая 196 — кремнефтористоводородная 201, 206 — криптоновая 396 — малоновая 187 — марганцевая 377 — марганцоватистая 379 — мезорениевая 377 — метаборная 85, 140 — метаванадиевая 303 — метависмутовая 291 — метакремниевая 204 — метафосфористая 273 — мышьяковистая 289 — надугольная 196 •— оловянная, а-223 -------, р-223 — ортоборная 85 — ортованадиевая 303 — ортокремниевая 204 — ортомышьяковая 290 — ортотеллуровая 86, 330 •— ортофосфорная 274 — пероксоазотная 265 — пероксодисерная 110 — пероксомоносерная 110 — пероксомонофосфорная 110 — пиросерная 322 — пиросернистая 318 — пирофосфористая 273 — пирофосфорная 274 — плавиковая 353 — рениевая 375, 377 — селенистая 330 — селеновая 330 — селеноводородная 322 — серная 87, 322, 327 — сернистая 83, 87, 318 — сероводородная 324 — синильная 191, 197 — соляная 360 — сульфоксиловая 320 — теллуристая 330 — теллуровая 330 — теллуроводородная 332 — тетраборная 141 — тетраметафосфорная 274, 275 — тетраполифосфорная 274 — тетрафтороборная 142 — технециевая 375, 377 — тиосерная 320 -— тиосернистая 319 — тиоугольная 195 — тиоциановая 192 •— триборная 141 — триполифосфорная 274 — угольная 194 — фосфористая 272 — фосфорноватая 276 — фосфорноватистая 277 — хлорная 362 — хлористая 361 —-' хлорноватая 361 — хлорноватистая 360, 365 — циановая 192 — цирконилсерная 242 — щавелевая 185 Кислоты полиборные 141 — поликремниевые 204 — политионовые 319 Кластер 31, 146, 345, 385, 424 Клатраты 392

Соли кислородсодержащих кислот.

Деление оксидов на основные и кислотные базируется на их собственном отношении к кислотам и щелочам, а также на свойствах соответствующих им гидроксидов.

Учитывая, что сама вода является идеальным амфолитом, индифферентность оксидов по отношению к ней вовсе не связана с их индифферентностью по отношению к кислотам и щелочам.

Все кислотные оксиды, независимо от их отношения к воде, реагируют со щелочами, а все основные — с кислотами.

Так, нерастворимые в воде СиО и SiO2 хорошо взаимодействуют с кислотами и щелочами соответственно.

В то же время амфотерные оксиды, как правило, устойчивы не только по отношению к воде, но и к кислотам и щелочам.

Типичным примером такого рода оксидов является А12О3, совершенно не взаимодействующий с кислотами, а со щелочами реагирующий лишь в жестких условиях — при сплавлении.

Галогеноводороды, как более полярные соединения, еще лучше растворимы в воде, причем их водные растворы уже являются сильными кислотами (кроме HF):

Снла кислот также возрастает в ряду НС1—HBr—HI, несмотря на то что полярность связей в этом направлении уменьшается (как и в случае халькогеноводородов).

Образовавшийся поп F~, обладающий сильным отрицательным зарядом, способен образовать водородную связь с молекулой HF: ---H —F]что приводит к уменьшению концентрации водородных ионов, а следовательно, и силы кислоты.

), которые, растворяясь в воде, практически не диссоциируют и вследствие этого не подвергаются гидролизу, хотя формально их можно рассматривать как соли слабого основания и сильной кислоты.

Солеобразные галогениды являются солями соответствующих галогеноводородных кислот.

Им отвечают гидроксиды, носящие ярко выраженный кислотный характер — хромовая Н2СЮ4 и серная H2SO4 кислоты.

Все эти пниктогениды устойчивы к воде и неокисляющим минеральным кислотам.

Бориды активных металлов разлагаются водой и минеральными кислотами с выделением смеси бороводородов (боранов).

Бориды переходных металлов химически стойки по отношению к неокисляющим минеральным кислотам и кислороду воздуха даже при высоких температурах.

Таким образом, карбиды активных металлов можно рассматривать как солеобразные производные слабых кислот—«метановой» СН, и «ацетиленовой» С2Н2.

Силициды s-элементов, в том числе и полисилициды, разлагаются водой и разбавленными неокисляющими кислотами с выделением силанов (SiH4 и его гомологов):

Силициды переходных металлов тугоплавки, устойчивы к окислению на воздухе даже при высоких температурах и не взаимодействуют с неокисляющими кислотами.

В эту же классификацию обычно включают и комплексные соединения, поскольку существуют, например, комплексные кислоты (HJPtGel), комплексные основания (tAg(NH3)2]OH) и комплексные соли [K4[Fe(CN)e]).

Отличительной особенностью оснований, кислот и солей является гетеродесмичный характер соответствующих структур, в которых сочетаются преимущественно ковалентное взаимодействие внутри фрагментов и преимущественно ионное — между ними.

Так, халькопирит CuFeS2 лишь формально можно рассматривать как солеобраз-ное производное сероводородной кислоты, поскольку его структура типична для ковалентных соединений (тетраэдрические гибридные ковалентные s/Я-связи).

Так, взаимодействие основных оксидов с кислотными приводит к образованию солей, основных оксидов с водой — к образованию оснований, а кислотных с водой — кислот.

Например, оксид азота N2Or, с водой образует гидроксид HNO3, который в водном растворе является сильной кислотой.

Например, слабая в водном растворе сернистая кислота H2SO3 в жидком аммиаке диссоциирована примерно в такой же степени, как HNO3 в водном растворе, т.

является очень сильной кислотой.

В силу этого слабые в водных растворах кислоты становятся сильными кислотами в растворе жидкого аммиака и основаниями в среде жидкого фтороводорода.

Поэтому для бора характерно сохранение координационного окружения из трех гидроксогрупп в ортоборнои кислоте Н3ВО3 (хотя известны производные и метаборной кислоты НВО2).

Поэтому для кремния и фосфора, помимо мета-форм кислот (H2SiO3 и НРО3), аналогичных угольной и азотной кислотам, известны и о/шю-формы H4SiO4 и Н3РО4.

С учетом существования ортокремниевой и ортофосфорной кислот для элементов 3-го периода наблюдается общая закономерность:

Вследствие этого формулы соответствующих высших кислот имеют вид: H4GeO4, H3AsO4 (—1Н,О), H2SeO4 (—2Н2О) и НВгО4 (—ЗН2О).

Наряду с Н2ТеО4 известна и ортотеллуровая кислота Н6ТеО0 [Те(ОН)в без потери молекул воды].

От величины п (количества гидроксогрупп в формульной единице) сила кислоты практически не зависит, поскольку для многоосновных кислот концентрация ионов водорода в растворе в основном определяется первой константой диссоциации, отвечающей схеме + 1ЭОт(ОН)н_10]

Кислоты типа Э(ОН)„ (т-=0) принадлежат к очень слабым электролитам (Н3ВО3, НОС1, Н„ТеО0 имеют константы диссоциации по первой ступени, равные, соответственно, б-Ю"10, 5 -10~8, 2 -10~8).

Кислоты типа ЭО(ОН)„ (т = 1) — слабые (для НС1О2, ШО2) Н2СО3 константы диссоциации равны 1 -К)"2, 4 -К)""4, 1 -10~4).

Кислоты типа ЭО2(ОН),г (/и=2)—сильные (HNOr, и H,SO, имеют первые константы диссоциации, равные 4 -101 и 1 -103 соответственно); ЭО3(ОН) (т=3, п = 1) — очень сильные кислоты (НС1О, — /Сч=1 -Ю10).

Так, азотистая кислота HNO2 или NO (ОН) слабее азотной ШО3 или МО2(ОН), сернистая H2SO;i или SO (ОН),, слабее серной H2SO4 или SO2(OH)2.

Оксиды типичных неметаллов с водой дают сильные кислоты, диссоциирующие с образованием оксо-апионов:

Слабокислотные оксиды образуют при взаимодействии с водой соответствующие кислоты, которые диссоциируют преимущественно до кислотных анионов, причем последние в малой степени склонны к дальнейшей диссоциации:

Этот общий признак касается не только гидроксидов, по и в еще большей степени распространен среди их солеобразнык производных, которые более стабильны, чем соответствующие кислоты (например, NaOCl и НОС1, КС1О3 и НСЮ3).

СОЛИ КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИХ КИСЛОТ

Если же взаимодействуют основные и кислотные оксиды, то образуются соли кислородсодержащих кислот.

Таким образом, гидроксиды (основания и кислоты) являются своеобразным частным случаем солей.

При этом в результате электролитической диссоциации (например, в водных растворах) единственным типом катионов являются катионы Н3О+ в случае кислот и единственным типом анионов ОН~ в случае оснований.

С этой точки зрения к данному типу взаимодействия относятся не только реакции между кислотами и основаниями, но и между основными и кислотными оксидами.

Если же кислота и основание, образующие соль, различаются по силе, что чаще всего и наблюдается на практике, то полной взаимной нейтрализации не происходит и кислотно-основное равновесие фиксируется па некоторой промежуточной стадии.

Кислые и основные соли можно рассматривать как продукт частичной нейтрализации многоосновных кислот основаниями или основными оксидами или мпогокислотпых оснований кислотами или кислотными оксидами.

Соли часто являются характеристическими объектами, так как по ним можно судить о свойствах соответствующих кислот.

Существует общая закономерность: соли устойчивее кислот, что обусловлено повышением прочности за счет поляризации связи Me — О.

Одним из существенных свойств солей вообще и солей кислородсодержащих кислот в частности является растворимость.

Однако можно привести некоторые качественные закономерности, характеризующие растворимость солей кислородсодержащих кислот в воде.

Так, практически все соли одноосновных кислот (нитраты, ацетаты, перхлораты и т.

Закономерности растворимости средних солей многоосновных кислот более сложны.

Растворимость солей бария крайне мала для всех кислот типа Н2Э04 (Э—S, Se, Cr, Mo, W, Mn, Re, Fe, Ru, Os).

Строго говоря, кислородсодержащие кислоты и их соли уже являются комплексными соединениями, хотя обычно комплексными считают более сложные объекты.

Помимо рассмотренных выше вариантов образования комплексных соединений с участием бинарных, сюда следует отнести и более сложные случаи: взаимодействие солей, солей и оснований, солей и кислот и т.

В силу этого такие соединения в водных растворах могут быть только солями, кислотами и основаниями, Если при взаимодействии образуются нейтральные комплексы, они не принадлежат ни к одному из этих классов.

Однако комплексные кислоты HJPbFel и их солеобразные производные весьма устойчивы.

Так, кислота средней силы HF при взаимодействии с BF3 или SiF4 образует сильные комплексные кислоты HtBFJ и H2[SiF6], причем последняя в водных растворах по силе соответствует серной кислоте.

Слабая синильная кислота HCN при взаимодействии с цианидом серебра AgCN дает сильную кислоту H[Ag(CN)2l, соли которой со щелочными металлами (например, Na[Ag(CN)J) в водных растворах не гидролизуются.

Существует закономерность и в увеличении силы комплексных кислот при усложнении структуры комплексного аниона за счет образования изо-и гетерополисоединений.

Известно, что, например, дихромовая кислота Н2Сг2О7 значительно сильнее хромовой Н2СЮ4.

В еще большей степени это заметно на примерах поликислот молибдена и вольфрама, которые, помимо дикислот, образуют три-, тетра- и более сложные кислоты, сила которых возрастает с увеличением числа ядер в комплексном ноне.

Соли же аммония очень распространены, в то время как производные оксония выделены в свободном состоянии в виде кристаллических моногидратов только сильных кислот, например OH3'NO3~ и ОЩСЮг (НМОз -Н2О и НС1О4 -Н2О).

Электролитом обычно служит водный раствор щелочи, применение же серной кислоты нерационально из-за быстрого коррозионного разрушения стальной аппаратуры.

В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или серную кислоту.

Крупным потребителем водорода в химической промышленности является производство аммиака, львиная доля которого идет на получение азотной кислоты и удобрений.

В воде растворяется большинство неорганических кислот, оснований и солей.

Из органических веществ растворимы в воде те, молекулы которых содержат полярные функциональные группы: многие кислоты, спирты, амины, сахара и т.

Получают пероксид водорода окислением алкильных производных гидрохинона воздухом (80% от общего количества), а также электролизом растворов сульфата _ _ ^ аммония или серной кислоты.

В последнем случае гидросульфат-анионы окисляются на аноде в пероксодисерную (надсерную) кислоту, при гидролизе которой получается пероксид водорода: + 2HoO ---- 2H.

Как кислота Н2О2 может реагировать со щелочами, образуя перок-сиды металлов:

При взаимодействии последних с кислотами выделяется пероксид водорода, а не вода:

По химической природе Ы2О — основный оксид, а потому при взаимодействии с кислотными оксидами и кислотами образует соли.

Соли кислородсодержащих кислот.

Для сравнения приведем температуры плавления и энтальпии образования литиевых солей трех кислородсодержащих кислот:

Получают LiNO3 действием на LiOH или Li2COn разбавленной азотной кислотой.

Сульфат лития — термически наиболее устойчивая из солей кислородсодержащих кислот, характеризуется многими полиморфными модификациями, получается разложением карбоната лития разбавленной серной кислотой с последующим упариванием раствора.

116ных металлов галогеноводородными кислотами образуются их гало-гениды, которые являются характеристическими соединениями.

Соли кислородсодержащих кислот.

Физические свойства солей кислородсодержащих кислот щелочных металлов закономерно изменяются в зависимости от положения элемента внутри группы системы.

Из солей кислородсодержащих кислот наиболее важны карбонаты.

Выделяющейся при обжиге сульфидов диоксид серы SO2 идет на производство серной кислоты.

Известен оксид черного цвета AgO (Ag2O — темно-бурого), который разлагается при 100°С (АЯ^ ,98 =—13,4 кДж/моль), п]эи действии серной кислоты образует Ag2SO4 и выделяет кислород.

является сильнейшим окислителем, например окисляет соляную кислоту до хлора.

кислота: |- 4HCI = Н[АиС14] 4

Бериллий растворяется в разбавленных щелочах и кислотах, в том числе в HF.

В воде он не растворяется, водородом не восстанавливается, но химической природе он амфотерен: взаимодействует с более кислотными и основными оксидами, а также с кислотами и основаниями.

При растворении его в кислотах образуются аквакомплексы [Ве(ОН)2)4]2' , в щелочах— гидроксокомплексы [Ве(ОН)4Р~.

Однако порошкообразный нитрид бериллия медленно разлагается водой и разбавленными кислотами:

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Соли кислородсодержащих кислот бериллия и других элементов уже можно трактовать как комплексные соединения.

Растворяется в минеральных кислотах (кроме HF), но не растворяется в щелочах.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Все эти металлы активней бериллия и магния, вытесняют водород из воды и разбавленных кислот.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексы.

В этом методе обожженную руду в виде оксидов растворяют в разбавленной серной кислоте, а раствор подвергают катодному восстановлению.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Соли сильных кислот, образованные элементами подгруппы цинка (нитраты, сульфаты и др.

Разбавленная (1 : 1) азотная кислота с избытком ртути взаимодействует согласно уравнению реакции

В природе бор встречается исключительно в виде кислородных соединений: борной кислоты Н3ВО3, буры Na2B4O7 '10H2O и минерала ашарита MgHBO3.

Кипящие соляная и плавиковая кислоты на него не действуют.

Он медленно реагирует с такими сильными окислителями, как фтор, горячая концентрированная азотная кислота и царская водка.

В первом случае струк-епис ортоборной кислоты тура содержит плоские группировки [ВО3] с атомом бора вs/Я-гибридном состоянии, во втором — тетраэдр ические образования [BOJ с з/?

Сначала образуется метаборная кислота НВ02.

Обе реакции обратимы, вода растворяет В2О3 и переводит его в борную кислоту Н3ВО3.

Ортоборная, или просто борная, кислота — белое кристаллическое вещество, легко расслаивающиеся на очень тонкие перламутровые чешуйки.

Борная кислота хорошо растворима в воде, а также в некоторых органических растворителях.

Несмотря на наличие трех гидроксо-групп, в водных растворах она проявляет себя как одноосновная кислота вследствие образования гидроксокомплекса:

Тетрагидроксоборат водорода представляет собой слабую кислоту, близкую по силе синильной и угольной кислотам.

Необычным в поведении борной кислоты является и то, что с ростом концентрации кислотность ее растворов не падает, как у других кислот, а увеличивается.

Причиной этого является возникновение в крепких растворах Н3ВО3 ряда полиборных кислот nB2O3-mH2O, не выделенных в свободном состоянии.

В растворах умеренной концентрации при комнатной температуре преобладающей формой является циклическая триборная кислота (ЗВ2О3 •ЗН2О=Н6ВвС112=2НзВ3Ов): но-в-о

Циклизация ведет к перераспределению электронной плотности и связь О — Н делается более полярной, чем и объясняется увеличение кислотности растворов борной кислоты.

При определенных условиях борная кислота может проявлять и более высокую основность.

Так, в присутствии серной кислоты она реагирует с метиловым спиртом по реакции

Здесь борная кислота ведет себя как трехосновная.

Серная кислота связывает образующуюся воду и смещает равновесие этерификации вправо.

Если в триметилборате (борнометиловый эфир) борная кислота функционирует как трехосновная, ацетат бора В(СН3СОО)3 представляет собой пример, в котором В(ОН)3 проявляет себя как трехкислотное основание, так как бор выступает в роли катионо-образователя.

Ортоборная кислота Н3ВО3 при 100 °С с отщеплением молекулы воды переходит в метаборную НВО2, структурный мотив которой составляет шестичленный цикл трибориой кислоты.

Строение неизвестной в свободном состоянии тетраборной кислоты может быть представлено следующим образом: /°\ /°\

В целом соли борных кислот многочисленны и разнообразны, как и силикаты.

Из производных BF3 наибольшее значение имеет комплексная тетрафторобориая кислота H[BF41 и ее соли — тетрафторобораты.

В водном растворе H[BFJ практически полностью ионизирована и поэтому является сильной одноосновной кислотой.

Возникновение этой кислоты имеет место также при гидролизе BF3, причем в продуктах гидролиза одновременно присутствуют HF, Н3ВОз и ряд других комплексных кислот: = B(OH)8+3H[BF4] H[BF4] -f Н2О = HF + H[B(OH)F3] H[B(OH)F3] + H20 = HF + H[B(OH)2F2]

Последние две кислоты можно рассматривать как продукты гидролитического расщепления H[BF4].

Эти бориды химически активны, легко разлагаются минеральными кислотами:

Оксид бора, борная кислота, бораты применяются для * Композиционные материалы (от лат.

Так, металлический алюминий и его гидроксид растворяются и в кислотах, и в щелочах, а А1(+3) образует и комплексные катионы, и ацидокомплек-сы.

При обычных условиях А1 не взаимодействует с водой, но легко растворяется в растворах кислот и щелочей.

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, поэтому в ней он не растворяется.

Этот осадок в действительности является продуктом полимеризации тригидрата гидроксида алюминия, который и растворяется в кислотах и щелочах:

Соли гипотетической кислоты НАЮ2 называются метаалюминатами или алюмошпинелями, так как некоторые из них встречаются в природе (MgAl2O4, ZnAl2O4) и входят в группу минералов, именуемых шпинелями.

Поскольку они являются солями слабого основания и несильных кислот, в водном растворе нацело подвергаются гидролизу.

Фторид алюминия получают синтезом из элементов или растворением гидроксида алюминия в плавиковой кислоте.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Извлечение индия сводится к обогащению им исходного продукта и действию на концентрат серной кислотой.

В кислотах все три металла хорошо растворимы.

Лишь кислоты, обладающие большой окислительной способностью, переводят таллий в Т1(+3).

Так, концентрированная азотная кислота дает смесь T1NO3 и T1(NO3)3 и только царская водка переводит таллий в Т1С1„.

Как и оксид алюминия, свежеполученный непрокаленный Ga2O3 легко растворяется в сильных кислотах и утрачивает эту способность после прокаливания.

Гидроксид галлия растворяется в сильных кислотах и основаниях.

Гидроксид Т1(ОН)3 неустойчив и при хранении в эксикаторе с серной кислотой превращается в оксид.

Так, GaN не растворяется даже в кипящей царской водке, но горячая концентрированная серная кислота и концентрированные растворы щелочей медленно переводят его в раствор.

Соединения галлия и индия растворяются в кислотах.

Некоторые из них, например InP, пассивируются в азотной кислоте.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

При растворении гидроксида галлия в избытке кислоты и щелочи имеют место те же процессы, что и в случае А1(ОН)3: он- он - [Ga (ОН2),]3 <- Т-------" Ga (ОН)3 '--------" [Ga (ОН)е]3~ нао *- н3о +

Это темно-коричневый порошок, легко окисляющийся при нагревании и восстанавливающий серную кислоту до сероводорода.

На воздухе оно окисляется, растворяется в соляной кислоте, но стойко к действию воды.

Монофторид легко получить, нейтрализуя гидроксид таллия Т1ОН плавиковой кислотой.

При неполном сгорании галлия во фторе или при его обработке плавиковой кислотой получают белый кристаллический GaF2, плохо растворимый в воде.

Sc и РЗЭ растворяются в разбавленных кислотах, за исключением плавиковой и фосфорной, из-за образования нерастворимых фторидов и фосфатов.

В сульфидах Э5 степень окисления РЗЭ +2 чисто формальная, так как при растворении в кислотах они выделяют сероводород и водород.

В отличие от сульфидов селе-ниды устойчивы к воде и разлагаются только кислотами.

Соли кислородных кислот и комплексные соединения.

Для скандия и РЗЭ наиболее характерны соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения на их основе.

Но устойчивость комплексов резко повышается при взаимодействии Э3+ с анионами многокарбо-новых кислот с образованием ацидокомплексов.

Диоксид церия не растворяется в воде, а после прокаливания и в кислотах, и в щелочах.

СеО2 является сильным окислителем, например, выделяет хлор из соляной кислоты:

176рении в водных растворах кислот возникают растворы розового цвета из-за образования аквакомплекса [Се(ОН)2)8]4+.

CeF4 получается растворением Се02 в плавиковой кислоте и представляет собой бесцветный порошок, разлагающийся при 390 °С.

Из солей кислородсодержащих кислот известны только производные церия.

Сульфат Ce(SO4)2 получается нагреванием СеО2 с горячей концентрированной серной кислотой.

Для извлечения алмазов охлажденную массу дробят и обрабатывают смесью кислот.

Обе модификации углерода устойчивы к действиям кислот и щелочей.

В лаборатории его легко получают, приливая по каплям муравьиную кислоту к концентрированной серной кислоте.

А щавелевая кислота при нагревании с серной кислотой дает смесь СО и СО2: н 2с,о4 == со + со2 + н 2о

В этой реакции, равно как и в вышеприведенной реакции получения СО из муравьиной кислоты, формально проявляется кислотная функция оксида углерода.

Реакция гидролиза тиооксида углерода характеризует его как кислотообразующее вещество угольной кислоты.

Оксид углерода С3О2 (диоксид триуглерода) получают отнятием воды от малоновой кислоты:

В химическом отношении метан инертен, не взаимодействует ни с кислотами, ни с щелочами.

В обычных условиях он не горит, не гидролизуется, не взаимодействует с кислотами и щелочами.

Водные растворы циановодорода называются цианистоводородной или сшшльной кислотой.

Она является слабой кислотой (р/С 9,3).

Из ее солей — цианидов — она вытесняется даже такими слабыми кислотами, как борная и угольная.

Как и циан, синильная кислота подвержена гидролизу.

Одним из наиболее распространенных способов получения синильной кислоты в промышленном масштабе является окисление смеси метана и аммиака.

Они могут быть получены действием галогена на синильную кислоту:

Уже на воздухе цианиды превращаются в цианаты — соли циановой кислоты HCNO:

Свободная циановая кислота — летучая (^кип=25 °С), неустойчивая жидкость.

Ее водные растворы имеют ярко выраженный кислотный характер, представляют собой весьма сильную кислоту (рК 3,53).

Н— б— C=N Н — N = C=-O: Н — б — N=±C; циановая изоциапсшая гремучая кислота кислота кислота

При комнатной температуре молекул изоциановой кислоты в равновесной смеси совсем немного.

Третья форма —- гремучая кислота — включает трехковалентный углерод и четырехковалентный азот.

Гремучая кислота очень неустойчива, существует только в растворах.

В результате получаются соли роданистоводородной или тиоциа-новой кислоты — роданиды.

Он хорошо растворяется в воде и дает сильную кислоту (р/С —0,3).

На карбид кремния не действуют индивидуальные минеральные кислоты, но он растворяется в смеси HF+HNO3.

У гай 193 приводит к его разрушению с выделением кремниевой кислоты и С02:

На него не действуют кислоты, щелочи и окислители.

Углеродсодержащие кислоты и их производные.

Наличие угольной кислоты Н2СО3 придает раствору кислый вкус.

Она является кислотой средней силы (p/d 3,93).

Угольная кислота не выделена в свободном состоянии и существует только в растворах.

Ортоформа угольной кислоты Н4СО.

Получить соли угольной кислоты можно также растворением диоксида углерода в щелочах, а при избытке СОа карбонат переходит в гидрокарбонат:

В угольной кислоте и карбонатах анион угольной кислоты СО*~ по существу представля-ет собой ацидокомплекс, в котором центральный атом углерода подвержен з/э2-гибридизации.

Сильные кислоты разрушают карбонаты и гидрокарбонаты, вытесняя из них более слабую угольную кислоту:

CS2 + K2s==K2CS3 образуется соль тиоугольной кислоты H2CS3, которую можно рассматривать как производное угольной кислоты, где атомы кислорода заменены на серу.

Тиоугольную кислоту выделяют из ее солей — тиокарбонатов — взаимодействием с сильной кислотой:

Свободная тиоугольная кислота — маслянистая жидкость, легко разлагающаяся на H2S и CS2.

По термической стойкости и кислотным свойствам она превосходит угольную кислоту.

Тиоугольная кислота относится к сильным кислотам (рК 2,7).

Пероксопроизводными угольной кислоты являются соли пе-роксомоноугольной (мононадуголыюй) Н2СО4 и пероксодиуголыюй (надугольной) Н2С2Ов кислот, называемые пероксокарбонатами.

Сами кислоты в свободном состоянии не выделены, но в их структурах обязательно наличие пероксидной цепочки: /О — Н (X ,О

При нагревании пероксокарбонаты разлагаются, в воде гидроли-зуются, а кислотами разрушаются:

Для пероксомоноугольной кислоты известны и средние, и кислые соли.

К производным угольной кислоты относится карбаминовая кислота H;>N — СООН.

В химической промышленности он служит сырьем для получения соды, мочевины, некоторых карбоно-вых кислот.

Синильная кислота применяется для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

Минеральные кислоты на кремний не действуют.

Он растворяется в смеси азотной и плавиковой кислот.

При этом азотная окисляет кремний, а плавиковая переводит нерастворимые продукты окисления в комплексную кремнефтористоводородную кислоту: = 3H2[SiFu]+4NO + 8H2O

Химическая активность модификаций Si02 возрастает от кварца к кристобалиту и особенно кремнезему, полученному обезвоживанием геля кремниевой кислоты.

Фтор, газообразный HF и плавиковая кислота энергично взаимодействуют с SiO2:

Не действуют на него кислоты и царская водка.

'Поскольку SiO2 нерастворим в воде, кремниевую кислоту получают косвенным путем:

Образующаяся кремниевая кислота выделяется из раствора в виде студенистого осадка или остается в растворе в коллоидном состоянии.

Кремниевая кислота с х=1 и у=1 называется метакремниевой H2SiO3, а у ортокремние-вой H4SiO4 z/=2.

Все кислоты, для которых х>\, называются поликремниевыми.

В свободном состоянии эти кислоты выделить не удается.

Все кремниевые кислоты очень слабые.

Частично обезвоженная студнеобразная кремниевая кислота представляет собой твердую белую очень пористую массу, называемую силикагелем.

Водородные соединения кремния — кремневодороды или си-ланы — получают действием кислот на силициды активных металлов, например:

Кроме того, он может быть получен нагреванием смеси кварцевого песка, фторида кальция и серной кислоты:

Тетрафторид кремния, присоединяя две формульные единицы HF, переходит в кремнефтористоводородную (гексафторокремниевую) кислоту:

В индивидуальном состоянии HJSiFj не выделена, по силе близка к серной кислоте.

Несмотря на очевидность различия между этими понятиями, даже в учебной и научной литературе допускают их смешение, употребляя, например, такие выражения, как «элементарный азот», «взаимодествие элементарного цинка с кислотой» и т.

Он не растворяется в кислотах и растворах щелочей.

Только расплавы щелочей и горячая концентрированная плавиковая кислота медленно его разлагают:

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Кремниевую кислоту и силикаты уже можно рассматривать как силикатные оксокомплексы водорода и металлов.

К числу немногих растворимых производных кремниевой кислоты относятся силикаты щелочных металлов.

В закрытых посудах эти растворы хорошо сохраняются, а на воздухе разлагаются под действием СО2: углекислота вытесняет кремниевую кислоту.

Как и в кремнеземе и кремниевых кислотах, основной структурной единицей силикатов является тетраэдрическая группировка [SiO4]4~.

Эти стекла отличаются повышенной прочностью и термостойкостью, устойчивостью к действию кислот и воды.

В промышленности германий получают обработкой оксидного германийсодержащего сырья крепким раствором соляной кислоты:

Поэтому с разбавленными и концентрированными растворами кислот, не являющихся одновременно окислителями, он не реагирует.

При растворении свинца в концентрированной НС1 также образуется комплексная кислота HJPbClJ- В концентрированной HNO3 германий и олово образуют германиевые и оловянные кислоты хЭО-i -г/Н2О.

Свинец же подобным образом взаимодействует с азотной кислотой любой концентрации, образуя Pb(NO3)2- Таким образом, олово здесь также занимает промежуточное положение, реагируя с концентрированной HNO3 подобно германию, а с разбавленной — подобно свинцу.

Все гидриды элементов подгруппы германия получают при разложении кислотами их соединений с активными металлами, например:

Низшие оксиды легко взаимодействуют с кислотами, что свидетельствует о преимущественно основном их характере:

Высшие оксиды ЭО2 в кислотах трудно растворимы.

Особенно это характерно для оловянных кислот.

Так, свежеосажденный гидроксид Sn(+4) (а -оловянная кислота) растворяется в концентрированной НС1 с образованием SnQ4, со щелочами образует станнат Na2[Sn(OH)e], который в твердом состоянии кристаллизуется в виде кристаллогидрата Na2SnO3-3H2O.

С течением времени гелеобраз-ный осадок а -оловянной кислоты теряет способность взаимодействовать с НС1 и не реагирует со щелочами.

Такой состаренный и потерявший часть воды гидроксид Sn (+4) называется р-оловянной кислотой.

Причиной различия свойств а- и |5-оловянных кислот является именно дегидратация геля, сопровождающаяся частичной кристаллизацией SnO2, устойчивого к действию кислот и щелочей.

Формально их можно рассматривать как соли очень слабого основания и сильной галогеноводородной кислоты.

С этих позиций ЭГ4 как акцепторы электронной нары выступают в роли кислоты, а лиганды Г", ОН~, являющиеся донорами электронной пары,— в качестве основания.

В концентрированных минеральных неокисляющих кислотах ЭХ растворяются: ЭХ+2НС1 = ЭС1Н-Н2Х

С водой, разбавленными кислотами и щелочами не взаимодействует.

GeP устойчив по отношению к воде, воздуху и неокисляющим минеральным кислотам.

Соли кислородсодержащих кислот.

Соли кислородсодержгших кислот мало характерны для германия и олова, особенно в высших степенях окисления.

Сульфаты олова SnSO4 и Sn(S04)2 получают непосредственным взаимодействием олова с разбавленной или концентрированной серной кислотой:

PbSO4 получают путем обработки свинца концентрированной серной кислотой, растворением РЬО в серной кислоте или окислением сульфида свинца кислородом воздуха при нагревании:

При взаимодействии олова с HNO3 в зависимости от ее концентрации и температуры можно получить Sn(NOs)2, Sn(NOg)4 и оловянные кислоты SnO2-xH2O: о°с 4Sn + 1 OHNO3 (р азб.

При этом используется разбавленная HNO3, поскольку в концентрированной кислоте Pb(NO3)2 растворим плохо, хотя в воде эта соль растворяется хорошо.

Ацетат свинца образуется при взаимодействии металлического свинца с теплой уксусной кислотой в присутствии кислорода воздуха:

Однако они вполне устойчивы по отношению к воде и минеральным кислотам, за исключением HF и горячей Н3РО4.

Интересно отметить, что при нагревании простые вещества реагируют со слабыми (но концентрированными) органическими кислотами (уксусной, щавелевой), хотя практически не взаимодействуют с такими агрессивными реагентами, как концентрированные H2SO4 и HNO3.

Такие кислоты, как HF, Н2С2О4 и т.

В смесях кислот, одна из которых является окислителем, а другая — источником лигандов (HNO3+HC1, HNO3+HF), процесс растворения суммарно выглядит следующим образом:

Так, прокаленный Ti2O3 индифферентен по отношению к кислотам и щелочам, подобно А12О3.

Получаемый непосредственно Ti(OH)4 аморфен и хорошо растворяется в кислотах.

При длительном стоянии или при нагревании он подвергается старению с образованием микрокристаллической р-формы, устойчивой по отношению к кислотам (кроме HF и горячей концентрированной H2SO4).

Поскольку для всех Э(ОН)4 основные свойства выражены сильнее кислотных, эти гидроксиды (в свежеосажденном состоянии) растворяются в кислотах с образованием солей, например Ti(SO4)2, Zr(NO3)4 и т.

Вследствие этого он хорошо взаимодействует с кислотами, давая соответствующие соли, например Ti2(SO4)3, причем в водных растворах таких солей титан существует в виде аквакомплексов [Ti(H2O)e]3+ фиолетового цвета.

Фосфиды титана и циркония — тугоплавкие вещества, устойчивые по отношению к воде, влажному воздуху и неокисляющим кислотам.

Соли кислородсодержащих кислот.

Соли кислородсодержащих кислот, в которых металлы подгруппы титана выполняют роль катионов, мало характерны для этих элементов.

При упаривании его в присутствии концентрированной серной кислоты можно получить и безводный Т12(5О4)з- Эта соль в меньшей степени склонна к гидрелизу, является сильным восстановителем.

Следовательно, кристаллогидрат Zr(SO4)2 Ф4Н2О в действительности является цирконилсерной кислотой H2[ZrO(SO4)2]-3H2O.

Цирконилсерная кислота может рассматриваться как производное трисульфатциркониевой кислоты H2[Zr(SO4h], образованное путем замещения иона SO4~ на ион кислорода.

Таким образом, сравнивая соли одно- и многоосновных кислородсодержащих кислот, можно отметить повышение их стабильности с увеличением основности кислоты.

Так, если соли одно- и двухосновных кислот существуют главным образом в виде производных ЭО2+, то производные четырехосновных кислот (Н4Р2О7, H4SiO4 и т.

Результаты исследования поведения веществ в жидком аммиаке дали возможность построить обобщенную теорию кислот и оснований, открыли перед химией новые пути проведения реакций синтеза ранее неизвестных веществ и т.

Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты.

Существенная разница заключается только в том, что соли калия, образованные от сильных кислот, не подвержены гидролизу, а соли аммония в водных растворах гидролизуются в очень слабой степени вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.

Для аммонийных солей от кислот, не являющихся окислителями, при их термическом разложении выделяются аммиак и кислота:

Если кислота летуча, при конденсации паров снова происходит образование солей аммония.

В этом ряду наибольшей термической стойкостью обладает иодид аммония, так как для аммонийных солей однотипных кислот их термическая устойчивость возрастает с увеличением силы кислоты.

Константа кислотной диссоциации ничтожно мала (р/С 35), а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:

При восстановлении раствора азотной кислоты атомарным водородом получается гидроксиламин:

С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония.

Водный раствор HN3 называется азотистоводородной кислотой.

Она получается окислением гидразина азотистой кислотой:

В разбавленных растворах азотистоводородная кислота медленно диспропорционирует:

Азотистоводородная кислота функционирует как окислитель:

Смесь концентрированной соляной и азотистоводородной кислот способна растворять даже благородные металлы.

Соли азотистоводородной кислоты — азиды — по растворимости в воде похожи на галогениды.

С водой оксид азота (+1) не взаимодействует, хотя известна кислота H2N2O2, в которой азот также имеет степень окисления +1.

Эта кислота называется азотноватистой и ей приписывается структура с двумя равноценными атомами азота:

Свободную азотноватистую кислоту можно получить вытеснением из ее солей сильной кислотой:

Она хорошо растворяется в воде, но кислота слабая (p/d 8, а р/(212).

Азотноватистая кислота весьма неустойчива, при незначительном нагреве взрывается:

Термическая устойчивость гипонитритов гораздо выше, чем азотноватистой кислоты.

В лаборатории оксид азота (+2) чаще всего получают действием разбавленной азотной кислоты на медные стружки:

Основным промышленным способом синтеза оксида азота (+2), который является промежуточным продуктом при получении азотной кислоты, служит окисление аммиака на платиновом или железо-ванадиевом катализаторе:

Сильными окислителями NO переводится в азотную кислоту: 5NO + ЗКМпО4 + GH2SO4 = 5Н NO3 + 3MnSO4 + 3KHSO4 + 2Н2О

Никаких соединений он с водой не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в свободном состоянии азотноватой кислоты H2NSO3, в которой азот также имеет степень окисления +2.

Азотноватой кислоте приписывается структура н• N — N = O

А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50% -ной азотной кислоты с оксидом мышьяка (+3):

Оксиду азота (+3) отвечает известная лишь в растворе неустойчивая азотистая кислота HNO2.

Получить ее можно растворением равных объемов NO и NO2 в воде либо вытеснением ее более сильной кислотой из солей :

Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную:

5HN02 + 2КМп04 + 3H2S04 = KaSO4 + 2MnSO4 + 5HNO:, + 3H2O Для азотистой кислоты известны две таутомерные структуры:

Соли азотистой кислоты — нитриты — производятся от обеих форм.

Азотистая кислота является амфолитом с более сильно выраженной кислотной функцией (рККИсл 4).

Производные азотистой кислоты, отвечающие ее основной функции, содержащие группу [МО]+, называются нитрозильными соединениями.

Так, нитрозилсерная кислота NOHSO4 является важным промежуточным продуктом при нитрозном способе получения серной кислоты.

Они химически активны, являются сильными окислителями, взаимодействуют с водой с образованием азотистой и галогеноводородной кислоты: МОГ + Н2О = HNO2 + НГ

Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте или термическим разложением нитрата свинца:

Если растворение NO2 вести в присутствии кислорода, получается только азотная кислота:

При растворении NO2 в горячей воде также получается азотная кислота, ибо первоначально образующаяся азотистая кислота диспро-порционирует с выделением оксида азота (+2):

Получают оксид азота (+5) дегидратацией азотной кислоты с помощью Р2О5 или окислением NO2 озоном: 2HN03 4- Р205 = 2НР03 4- N205

При растворении в воде дает азотную кислоту:

Азотная кислота — одна из сильных кислот, уступающая только хлорной кислоте НСЮ4.

Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость.

Так называемая «дымящая» азотная кислота (красного цвета) представляет собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной HNO3.

Чистая азотная кислота в небольшой степени подвержена самоионизации:

В лаборатории HNO3 получают нагреванием нитрата натрия с серной кислотой:

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака.

Затем оксид азота (+4) растворяют в горячей воде (во избежание образования HNO2) и получают азотную кислоту.

Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет почти все металлы и неметаллы.

Из металлов только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и вольфрам устойчивы к действию азотной кислоты.

Некоторыеметаллы (например, Fe, A1, Сг) пассивируются концентрированнойазотной кислотой.

Окислительными свойствами обладают и водныерастворы азотной кислоты.

Природаэтих продуктов, их относительное содержание в смеси зависят от силы восстановителя, концентрации азотной кислоты и температуры.

48 иллюстрирует относительное содержание продуктов восстановления азотной кислоты железом в зависимости от ее концентрации.

Чем разбавленнее кислота, тем больше в смеси продуктов более глубокого восстановления, например NH3, который сазотной кислотой дает соль NH4NO3.

Отсюда в концентрированных растворах азотной кислоты главными продуктами восстановления являются NO и NO2.

Для количественного суждения об окислительной способности азотной кислоты приводим значения стандартных редокс -потенциаЕ° (В) для различных реакций восстановления нитрат-иона:

Продукты восстановления азотной кислоты в зависимости от ее концентрации при взаимодействии с железом лов e-4-2H+=NO2-f-H2OF?

При восстановлении азотной кислоты металлами в зависимости от их физико-химической природы протекают следующие реакции: а) металлы с положительным значением стандартного электродного потенциала растворяются в концентрированной HNO3 согласно уравнению приведенной выше реакции восстановления нитрат-иона (схема 6), т.

С разбавленной азотной кислотой процесс идет по уравнению 3.

Так реагирует с концентрированной и разбавленной азотной кислотой, например, металлическая медь.

), восстанавливают азотную кислоту в соответствии со схемой 3:

ЗРе + 2МО3~ + 8Н + = 3Fe2+ -j- 2NO + 4Н2О а в случае очень разбавленной азотной кислоты — согласно схеме 5: в) активные металлы с большим абсолютным значением отрицательного стандартного электродного потенциала, расположенные в ряду напряжений значительно левее водорода (например, Са, Zn, Mg и др.

), восстанавливают азотную кислоту согласно схеме 2: + 10H+ =N2O + 4Mg2+ +5H2O а сильно разбавленная азотная кислота восстанавливается до NH/ согласно схеме 5:

Среди металлов средней активности исключением является кобальт, который восстанавливает азотную кислоту по схеме 1:

Более сильным окислителем является смесь концентрированных азотной и соляной кислот — «царская водка».

Она растворяет даже золото и платину, которые не растворяются в азотной и тем более в соляной кислоте.

В определенных условиях азотная кислота проявляет и функции основания.

Так, в безводной серной кислоте или в жидком HF происходит ионизация азотной кислоты:

А сильные кислоты типа H2SO4 и НС1О,, связывают ионы гидрокси-ла, смещают приведенное равновесие вправо с образованием солей нитроила:

Соли нитроила — сильные окислители, в воде нацело гидролизуют-ся, так как основные свойства азотной кислоты выражены очень слабо:

В отличие от нитроилов кислородных кислот фторид нитроила не является солеобразным соединением, а его молекула плоская с s/Я-гибридным атомом азота:

Соли азотной кислоты — нитраты — известны почти для всех металлов.

В кислых водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают окислительными свойствами.

Он также неустойчив, а водой разлагается с образованием азотной кислоты и пероксида водорода:

Оксид азота (+5) при взаимодействии со 100% -ным пероксидом водорода образует пероксоазотную (надазотную) кислоту:?

Пероксоазотная кислота нестойка, легко взрывается, водой полностью гидролизуется:

В них атом водорода в азотистоводородной кислоте замещен на галоген.

Ввиду обратимости последней реакции хлоразид можно получить взаимодействием хлорноватистой и азотистоводородной кислот в сильнокислой среде.

Водой и разбавленными минеральными кислотами солеобразные нитриды разлагаются:

Он применяется для производства азотной кислоты, соды, мочевины, аммиачных удобрений.

NO и NO2 являются промежуточными продуктами в производстве азотной кислоты из аммиака.

Азотная кислота применяется в производстве серной и фосфорной кислот, взрывчатых веществ, красителей и для других целей.

Из азотной кислоты получают нитраты, главным потребителем которых является сельское хозяйство.

Фосфорсодержащие кислоты и их соли.

Фосфористая кислота — бесцветные легкоплавкие хорошо растворимые в воде кристаллы.

Атом водорода, непосредственно связанный с фосфором, не способен к замещению, а потому фосфористая кислота максимум двухосновна, и нередко ее изображают формулой Н2[НРО31.

Н3РО3 — кислота средней силы: p/Ct 2,8, а рК2 6,2.

При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует:

Фосфористая кислота окисляется многими окислителями, в том числе галогенами, например:

Получают обычно фосфористую кислоту гидролизом тригалогенидов фосфора:

При нагревании однозамещенных фосфитов получаются соли пиро-фосфористой (дифосфор истой) кислоты — пирофосфиты:

Сама пирофосфористая кислота Н4Р2О5, пентаоксодифосфорная (III) кислота, как и фосфористая, только двухосновна и сравнительно малоустойчива:

Известна еще одна кислота фосфора (+3) — плохо изученная полимерная метафосфористая кислота (НРО2)П.

При гидратации летучей модификации Р205 (молекулярная решетка) сначала образуется полимерная тетраметафосфор-ная кислота:

Дальнейшая ее гидратация ведет к образованию тетраполифосфор-ной (тридекаоксотетрафосфорной) кислоты: (НР03)Н-Н20 = НвР4013

Дальнейший процесс гидратации протекает с одновременным отщеплением молекул Н3РО4 и образованием смеси полифосфорных кислот.

На конечной стадии возникает индивидуальная ортофосфор-ная кислота:

HoP4Oj3-'-H2O = Н3РО4 + Н5Р3Ою— три полифосфор пая (декаоксотрифосфорная) кислота

Н5РзО10-[-Н2О = НзР04 + Н4Р207— пирофосфорная (дифосфорная) кислота

-Н2О=2НзРО4 — ортофосфорная кислота.

Гидратация нелетучих полимерных модификаций оксида фосфора (+5) происходит по более сложному механизму с образованием других полифосфорных кислот, но конечным продуктом также является ортофосфорная кислота.

Ортофосфорная, или просто фосфорная, кислота Н3РО4 — одно из наиболее важных производных фосфора (+5).

В твердой кислоте и концентрированных растворах действуют межмолекулярные водородные связи.

В водной среде Н3РО4 — кислота средней силы: p/Ci 2,2; р/С2 7,3 и рКз 12,4.

В неводных очень кислых средах фосфорная кислота проявляет амфотерность, например при взаимодействии с безводной серной кислотой: \ /4KJL-P1

Кроме того, огромные количества Н3РО4 производятся разложением фосфорсодержащего сырья серной кислотой:

Из полифосфорных кислот отметим дифосфорную Н4Р2О7 и полимерные метафосфорные кислоты: тетраметафосфорную (НРО3)4 и гексаметафосфорную (НРО3)6.

Дифосфорная немного сильнее Ортофосфорной кислоты — p/d 1,6, р/( 2 2,4, рК3 6,6, р/(4 10,0.

Метафосфорные кислоты являются сильными кислотами.

Например, для (НРОз)з Р/С 1,7, а для тетраметафосфорной кислоты рК4 2,6.

Получают полифосфорные кислоты обогащением Н3РО4 оксидом фосфора (+5).

51 видно увеличение содержания полифосфорных кислот с ростом концентрации оксида фосфора (+5) в системе Н2О—Р2ОВ.

Соли полифосфорных кислот — полифосфаты — получают умеренным нагревом кислых ортофосфатов, например:

Содержание различных фосфорных кислот в системе Н2О—Р2О5 могут возникнуть открытые цепи и замкнутые циклы.

Полифосфаты с открытой цепью обычно содержат от 2 до 10 атомов фосфора в цепи и их структура аналогична приведенным выше структурам полифосфорных кислот.

Полифосфаты и метафосфаты, как производные более сильных кислот, гидролизуются в меньшей степени.

Существуют кислоты фосфора, содержащие больше одного атома фосфора, но не относящиеся к полифосфорным.

К ним относятся фосфорноватая [гексаоксодифосфорная (IV)} кислота Н4Р2Ов, в которой степень окисления фосфора +4.

Н4Р2О0 — кислота средней силы, все ее четыре водорода могут быть замещены на металл.

При нагревании ее водных растворов кислота, присоединяя воду, распадается:

При обычных условиях фосфорноватая кислота не проявляет ни окислительных, ни восстановительных свойств за счет фосфора (+4).

Наименьшая положительная степень окисления фосфора в фос-форноватистой [диоксофосфориой (1)1 кислоте Н3РО2.

Фосфорноватистая кислота — бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

Таким образом, в фосфор новатистой кислоте степень окисления фосфора +1, а его ковалентность равна 5.

Н3РО2 — сильная кислота (р/С 1,1).

Сама фосфорноватистая кислота и гипофосфиты являются сильнейшими восстановителями.

Из пероксидных производных фосфора отметим мононадфосфор-ную (пероксомонофосфорную) Н3РО6 и динадфосфорную (пероксо-дифосфорную) кислоту Н4Р2О8.

Кислотные свойства ярче выражены у последней, являющейся сильной кислотой.

В результате гидролиза пероксодифосфор-ной кислоты образуются пероксомонофосфорная и фосфорная кислоты:

На воздухе фосфин сгорает до фосфорной кислоты:

При разложении фосфидов активных металлов кислотами одновременно с фосфином образуется в качестве примеси дифосфин РзН4.

Однако он не проявляет основных свойств, с кислотами не взаимодействует.

При действии небольшого количества воды на РС15 образуется оксихлорид фосфора РОС13, а с избытком воды — фосфорная кислота:

Водой все они медленно разлагаются с выделением сероводорода и образованием кислородных кислот фосфора.

Белый фосфор используется для получения красного фосфора и фосфорной кислоты.

Оксид фосфора (+5) применяется для получения фосфорных кислот и как высокоэффективный осушитель газов и жидкостей.

Фосфорную кислоту используют в пищевой промышленности для изготовления спиртов.

Промышленность минеральных удобрений перерабатывает труднорастворимые средние соли фосфорной кислоты, встречающиеся в природе, в легкорастворимые кислые соли.

Так, основу суперфосфата составляет однозамещенный фосфат кальция, который получают обработкой фосфоритов серной кислотой:

Поэтому производят «двойной суперфосфат», для получения которого используется фосфорная кислота:

В основе еще одного фосфорного удобрения — преципитата — лежит двуза-мещенный фосфат кальция, для получения которого используется как серная, так и фосфорная кислоты:

Вследствие этого они не могут взаимодействовать с минеральными кислотами, не являющимися окислителями.

При этом по отношению к азотной кислоте эти элементы ведут себя по-разному.

Так, мышьяк при взаимодействии с азотной кислотой переходит в ортомышья-ковую кислоту:

Сурьма с концентрированной HNO3 образует метасурьмяную кислоту:

Висмут в отличие от мышьяка и сурьмы при взаимодействии с азотной кислотой всегда образует нитрат висмута: чем также подтверждается металлическая природа этого элемента.

Гидриды элементов подгруппы мышьяка общей формулы ЭН3 можно получить лишь косвенным путем, например путем разложения кислотой соответствующих соединений с активными металлами:

Так, арсин способен восстановить даже фосфористую кислоту Н3РО3 до фос-форноватистой Н3РО2, хотя фосфористая кислота обычно сама является довольно энергичным восстановителем:

Мышьяковистая кислота HgAsOa (орто-форыа) известна лишь в растворах и представляет собой слабую кислоту: p/d 9,4; рК2 12,8 и р/С3 13,4.

Проявляется это в способности взаимодействия Sb2O3 с соляной кислотой с образованием солей, в которых сурьма выступает в качестве катиона Sb3+:

Оксид висмута (+3) обладает преимущественно основными свойствами и хорошо растворим в кислотах:

Если производные As(+5) к типичным окислителям не относятся и окислительная способность H3AsO4 выражена лишь в кислой среде (окисляет 1~ до 12), то производные сурьмяной кислоты в этих же условиях способны окислить НС1 до Ci2.

Лишь BiF3 обладает кислоты HBiO3.

В свободном состоянии эта кислота неизвестна.

Действительно, оксиды As2O5 и Sb2O5 нерастворимы в кислотах, но легко взаимодействуют со щелочами с образованием соответствующих солей — арсе-натов и стибатов, например:

Оксид мышьяка (+5) хорошо растворим в воде с образованием ортомышьяковой кислоты:

В частности, ортомышьяковая кислота хорошо растворима в воде и по силе примерно равна фосфорной (Кг== =6- 10~3, 7^2=2-10~7, /^3=3-10~12).

Соответствующая кислота в свободном состоянии не выделена.

Из растворов стибатов при обработке сильной кислотой выпадает обычно осадок переменного состава л5Ь2О6-г/Н2О.

Сами стибаты существуют не как производные opmo-формы, а происходят от гек-сагидроксосурьмяной кислоты Н [Sb(OH)e].

Известные пентагалогениды по химической природе являются типичными представителями льюисовских кислот и в то же время могут рассматриваться как кислотообразующие соединения соответствующих кислородсодержащих кислот, например:

Халькогениды Э2Х3 устойчивы на воздухе и во влажной атмосфере, нерастворимы в воде и разбавленных неокисляющих минеральных кислотах.

Сульфиды Sb2S3 и Bi2S3 растворяются в концентрированной соляной кислоте:

Для селенидов и теллуридов всех элементов подгруппы мышьяка также характерна устойчивость к неокисляющим кислотам.

Поскольку халькогениды Э2Ха являются льисовскими кислотами, им свойственно взаимодействие с основаниями, например:

При этом, помимо соли кислородсодержащей кислоты, получается и тиосоль [стибат (+3) и тиостибат (+3) натрия].

Соли кислородсодержащих кислот.

Поскольку элементы подгруппы мышьяка расположены правее границы Цинтля, соли кислородсодержащих кислот для этих элементов малохарактерны.

Следовательно, в том же направлении должна возрастать устойчивость солей кислородсодержащих кислот.

Сурьма при нагревании растворяется в концентрированной серной кислоте с образованием сульфата сурьмы:

Отметим, что при взаимодействии с азотной кислотой (любой концентрации) нитрат сурьмы не образуется.

Наиболее распространенным препаратом висмута является его нитрат Bi(NO3)3, который получается, в частности, при растворении висмута в азотной кислоте:

С концентрированной серной кислотой образуется сульфат:

Лучше всего эти металлы растворяются в смесях кислот, одна из которых является окислителем, а другая образует комплексные ионы.

Универсальным реагентом, растворяющим все три металла, является смесь азотной и плавиковой кислот:

Плавиковая кислота растворяет поверхностную пассивирующую пленку Э2О5: а азотная кислота окисляет обнаженную поверхность металла: 6Э + 10HNO8 = ЗЭаО5 + 10NO + 5Н2О

Сам ванадий в отличие от своих аналогов реагирует с плавиковой кислотой, с кислотами, являющимися одновременно окислителями, и с царской водкой.

Ниобий и тантал вполне устойчивы не только в индивидуальных окисляющих кислотах, но даже и в царской водке.

Высший оксид ванадия заметно растворяется в воде, сообщая раствору кислую реакцию за счет образования слабых ванадиевых кислот — HVO3 (метаванадиевая), H3VO4 (ортованадиевая), H4V2O7 (диванадиевая), в чем прослеживается аналогия с типическим элементом V группы — • фосфором.

Несмотря на это, V2O5 взаимодействует и с кислотами.

Так, при взаимодействии с концентрированной соляной кислотой выделяется хлор:

Высшие оксиды ниобия и тантала, в противоположность V2O5, с водными растворами кислот и щелочей не взаимодействуют.

Единственная кислота, способная перевести их в раствор, — плавиковая.

Метаванадиевая кислота HVO3 по силе близка к уксусной.

Как правило, соли этой кислоты в воде трудно растворимы, кроме производных щелочных металлов и аммония.

Так, VO2 растворяется в кислотах с образованием производных ванадила VO2+:

Аналогично образуются производные и других сильных кислот: VOSO4, VO(NO3)2 и т.

Так, мелкодисперсный цинк (цинковая пыль) значительно энергичнее взаимодействует с кислотами, чем гранулированный.

В свободном состоянии H2VO3 неизвестна, однако по оценкам сила этой кислоты соответствует примерно угольной или метакремниевой.

Например, цинковая пыль восстанавливает азотную кислоту до аммиака, а гранулированный цинк — только до низших оксидов азота.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Низшие оксиды ванадия VO и V2O3 растворяются не только в концентрированных, но и в разбавленных кислотах, образуя гекса-аквакомплексы [V (Н2О)Г,]2+ и [V(H2O)el3+, отвечающие соответствующим солям ванадия.

С этими двумя классами генетически связаны соответствующие ряды характеристических соединений: оксидов (основных и кислотных), гидроксидов (оснований и кислот).

Эффективность каталитического действия этих соединений, например при контактном производстве серной кислоты, окислении аммиака и т.

Но при этом образуются соли бескислородных кислот, т.

Например, гипотетическая реакция с образованием муравьиной кислоты

Как известно, металлы, имеющие более отрицательный электродный потенциал, чем водород, способны вытеснять его из водных растворов неокисляющих минеральных кислот.

Кислород применяется в металлургической и химической промышленности: доменный процесс, производство азотной и серной кислот.

Поэтому в химии серы определенную роль играют гомоцепные производные, например полисульфиды, политионовые кислоты и т.

Кислоты, содержащие серу, и их соли.

В технике диоксид серы получают при окислительном обжиге сульфидов металлов, а в -лаборатории действием концентрированной серной кислоты на медь: *

Сернистая кислота H2SO3 не выделена в свободном состоянии; это кислота средней силы (p/Ci 1,7 и р/С2 7,3).

Соли сернистой кислоты — сульфиты и гидросульфиты — чают взаимодействием SO2 с щелочами или тами металлов.

Гидросульфиты при нагревании превращаются в пиросульфиты — соли неизвестной в свободном состоянии пиросернистой (дисернис-той) кислоты H2S2O5: _ч_

Бурно реагирует с водой, образуя сернистую кислоту: 5ОС12-[-2Н2О =

Образующуюся кислоту H2S2O2 можно рассматривать как сернистую кислоту, в которой один атом кислорода заменен на атом серы.

Однако в свободном состоянии не выделены ни сама тиосернистая кислота, ни ее соли.

В ее составе коллоидная сера и так называемые политионовые кислоты обобщенной формулы H2S.

Степень окисления серы зависит от числа ее атомов в структуре кислоты и может принимать самые различные значения, включая и дробные.

В политионовых кислотах осуществляется цепочка из атомов серы, соединенных между собой зра-гиб-ридными ковалентными связями.

Политионовые кислоты не выделены в свободном состоянии, но представляют собой довольно сильные кислоты.

Дитионовая кислота H2S2Oi!

Образующаяся дитионистая кислота H2S2O4 [тетраоксодисерная (+3) кислота] представляет собой двухосновную кислоту средней силы.

Химическое строение дитионистой кислоты симметричное, с двумя четырехковалентными атомами серы: Н-0.

Дитионистая кислота и ее соли — дитиониты — легко окисляются кислородом до сульфатов.

Степень окисления +3, как в дитионистой кислоте, сера имеет в полуторном оксиде S2O3.

Еще меньше степень окисления серы в сульфоксиловой Гдиоксо-серпой (+2)1 кислоте, получающейся при гидролизе дихлорида серы:

Формально такой же Степенью окисления серы +2 характеризуются атомы серы в тиосернои кислоте H2S2O3 и ее солях — тиосульфатах.

Тиосерная кислота по силе приближается к серной.

SO2C12 + 2Н2О = H2SO4 + 2HC1 320 с образованием серной кислоты.

По структуре его можно представить как продукт замещения обоих гидроксилов в молекуле серной кислоты на атомы хлора, а при замене одного гидроксила на хлор получается хлорсульфоновая кислота: сх /С1 о, С1 s/

Водой хлорсульфоновая кислота разлагается, как и су льфур ил-хлорид.

Растворен He_JSOajj воде сопровождается выделением теплоты " и образованием серной кислоты:

Безводная серная кислота, называемая также моногидратом, представляет собой вязкую маслянистую жидкость без запаха и цвета.

В водных растворах ведет себя как сильнейшая двухосновная кислота (p/Ci —3 и рК22).

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель.

Пиросерная (дисерная) кислота H2S2O7 представляет собой продукт присоединения SO3 к моногидрату.

Вообще серная кислота способна присоединять большие количества SO3.

При х=1 получается дисерная кислота.

Химическое строение дисерной кислоты характеризуется тем, что атомы серы связаны через кислородный мостик, что дает основание считать ее изополикислотой *: о 0 >/°\/

В олеуме содержатся также триизополисерная и тетраизополисер-ная кислоты.

кислотой обладает еще большим водоотнимающим и окислительным действием.

Взаимодействием хлорсульфоновой кислоты с пероксидом водорода получают пероксосерные кислоты:

Пероксомоносерная (мононадсерная) H2SO6 (или кислота Каро) и пероксодисерная (динадсерная) H2S2O8 представляют собой бесцветные гигроскопичные кристаллы.

Химическое строение анионов этих кислот характеризуется присутствием пероксидной цепочки: н°-\ / оА

Кислота Каро функционирует как одноосновная кислота, ибо атом водорода, связанный с пероксидной группой, практически не отщепляется.

Обе кислоты бурно реагируют с водой:

Пероксодисерную кислоту в технике получают анодным окислением гидросульфат-аниона.

Для его получения обычно используют реакцию вытеснения H2S из сульфида железа соляной кислотой:

Поэтому водный раствор H2S — слабая кислота, именуемая сероводородной кислотой (pKi 7,3 и р/^2 13,8).

Соли сероводородной кислоты (сульфиды) тяжелых металлов в воде не растворяются.

Для этого концентрированный раствор полисульфида медленно вливают в соляную кислоту:

В воде полисульфаны являются кислотами, причем сила кислоты растет с увеличением числа атомов серы в полисульфид-ионе.

Так, тетрасульфан H2S4 — более сильная кислота, чем уксусная и тем более сероводородная.

Он не реагирует с водой, щелочами, кислотами, водородом, металлами.

Более половины добываемой серы расходуется на получение серной кислоты.

Триоксид серы применяется: для производства серной кислоты, получения олеума, хлорсуль-фоновой кислоты, как сульфирующий и дегидратирующий агент.

Серная кислота — один из самых важных продуктов химической индустрии.

Главный потребитель серной кислоты — промышленность минеральных удобрений; кроме того, H2SO4 необходима в производстве вискозы, красителей, взрывчатых и лекарственных веществ.

Так, для металлов характерно взаимодействие с кислотами, а неметаллам свойственно взаимодействие со щелочами, например:

Серная кислота применяется для получения других кислот, многих металлов и неметаллов, сульфатов, используется для очистки нефтепродуктов, минеральных масел, жиров.

В химической промышленности в органическом синтезе серная кислота выполняет роль окислителя, осушителя и сульфирующего агента.

Характеристические соединения и соли селен- и теллурсодержащих кислот.

Образующиеся соли селенистой и теллуристой кислот — селениты и теллуриты — бесцветны и похожи на сульфиты.

При действии сильных кислот на селениты и теллуриты селенистая и теллуристая кислоты выделяются в свободном состоянии.

Обе кислоты относятся к слабым кислотам и проявляют амфотерность, особенно теллуристая.

Селеновая кислота существует в форме мета-кислоты H2SeO4, а теллуровая — в виде opmo-кислоты Н6ТеОв.

Обе кислоты — бесцветные твердые вещества.

По силе селеновая кислота близка к серной, а теллуровая слабая.

В то же время в ортотеллуровой кислоте все шесть атомов водорода могут быть замещены на металл; например, известны ортотеллураты Ag0TeO0 и Hg3TeO,i.

При нагревании Н„ТеО0 в запаянных ампулах образуется сиропообразная масса, переходящая в моноклинные кристаллы слоистой структуры, представляющие собой метателлу-ровую кислоту Н2ТеО4.

Растворы Н2ТеО4 постепенно превращаются в opmo-кислоту.

И селеновая и теллуровая кислоты образуют, подобно сере, изополикислоты, а теллуровая кислота способна давать и гетерополикислоты *.

Селеновая и теллуровая кислоты — медленно действующие, но сильные окислители.

По окислительной активности они превосходят серную кислоту.

Поэтому селеновая и теллуровая кислоты в отличие от серной окисляют НС1 до хлора:

В селеновой кислоте растворяется металлическое золото, которое нерастворимо в горячей серной кислоте: 2Аи + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3SeO2 + 6H2O

А смесь концентрированных селеновой и соляной кислот растворяет даже платину:

При нагревании ортотеллуровой кислоты образуется триоксид:

Обе модификации химически малоактивны, не растворяются в воде, разбавленных кислотах и основаниях.

В концентрированных растворах SeO3 существуют смеси полиселеновых кислот.

С разбавлением полиселеновые кислоты деполимеризуются и образуется конечный продукт — селеновая кислота.

Триоксид селена обладает сильными окислительными свойствами: окисляет даже охлажденную соляную кислоту.

Получают селеноводород и теллуроводо-род разложением селенидов и теллуридов водой или разбавленными кислотами:

В водных растворах вследствие установления равновесий типаселено- и теллуроводород представляют собой кислоты.

Теллурово-дородная кислота образует лишь средние соли.

Поскольку тетра- и гексагалогениды селена и теллура являются слабыми кислотами Льюиса, легко образуются комплексы типа [SeFJ~, [SeFe]2-, [TeFe]2-, [TeF5]-, [TeF7]-, [TeF8p- и т.

Щелочные металлы, медь и серебро образуют селениды и теллуриды нормальной стехиометрии, которые можно рассматривать как соли селено- и теллуроводород-ных кислот.

Если эту пленку разрушить химически, термически или иным способом, то металлы довольно легко реагируют с сильными кислотами и их смесями.

У молибдена и вольфрама коррозионная устойчивость в кислых средах резко возрастает, поскольку состав их пассивирующих пленок близок к кислотообразующим оксидам соответствующих кислот (МоО3 и WO3) вследствие повышения стабильности высшей степени окисления в ряду Сг — Mo — W.

Оксид хрома (+3) представляет собой порошок черно-зеленого цвета, нерастворимый в воде, кислотах и щелочах.

Сг(ОН)2 обладает только основными свойствами и легко растворяется в кислотах с образованием соответствующих солей Сг (+2).

Диоксиды хрома и его аналогов нерастворимы в воде, трудно растворимы в кислотах и щелочах.

Он кристаллизуется в виде ярко-красных игл при действии на раствор дихромата калия К2Сг2О7 концентрированной серной кислотой:

С химической точки зрения СЮ3, МоО3 и WO3 представляют собой типичные кислотообразующие оксиды соответствующих кислот: хромовой Н2СгО4, молибденовой НаМоО4, вольфрамовой H2WO4.

СгО3 легко растворяется в воде, образуя хромовую кислоту.

она является кислотой средней силы, а аналогичная величина для Н2МоО4 равна 10~2.

Интересно отметить, что для молибденовой кислоты определена, хотя и небольшая, но все же заметная константа диссоциации по основному типу:

Этим кислотам отвечают многочисленные соли: хроматы, молиб-даты и вольфрама™.

Обычно соли хромовой кислоты окрашены в желтый цвет, свойственный иону СгО1~, соли молибденовой и вольфрамовой кислот бесцветны.

Сами изо-полихромовые кислоты известны только в растворах и в свободном состоянии не выделены.

В частности, Н2МоО4 и H2WO4 проявляют заметные признаки амфотерности, что выражается в их взаимодействии с сильными кислотами:

Хлористый хромил СЮ2С12 —производное хромовой кислоты (подобно хлористому сульфурилу SO2C12 — аналогия между элементами главной и побочной подгрупп в высшей степени окисления):

Так, при осторожном восстановлении водных растворов молибденовой или вольфрамовой кислоты с помощью SO2, H2S, HI, N2H4 и т.

Первый из них образуется при растворении хрома в соляной кислоте без доступа воздуха.

Соли кислородсодержащих кислот и комплексные соединения.

Однако при растворении в кислотах СгО, например, дает соли Сг2+, поскольку выделяющийся активный водород способствует сохранению низшей степени окисления хрома в растворе.

Так, относительной стабильностью обладает CrSO4 в разбавленной серной кислоте в отсутствие кислорода.

ности делокализуется на лиганды, которые, акцептируя электронную пару, выступают в роли льюисовских кислот.

При растворении фтора в воде вблизи О °С вначале образуется фторноватистая кислота HOF.

В промышленности HF получают реакцией вытеснения из CaF2 концетрированной серной кислотой.

Несмотря на значительную ионность молекул HF, водный раствор его — плавиковая кислота — представляет собой кислоту средней силы в отличие от остальных сильнейших галогеноводородных кислот.

Аномальное поведение плавиковой кислоты, ее относительно слабая электролитическая ионизация по сравнению с другими галогеноводородными кислотами объясняется большой склонностью полярных молекул HF к ассоциации за счет водородных связей.

Вследствие прочности водородных связей в водных растворах HF при нейтрализации растворов плавиковой кислоты образуются не нормальные фториды, а гидрофториды типа MHF2, MH2F3, MH3F4 и т.

В образовании устойчивых кислых солей плавиковой кислоты заключается принципиальное отличие ее от других галогеноводород-ных кислот, которые вообще не дают гидропроизводных.

Специфической особенностью плавиковой кислоты является ее способность химически взаимодействовать с материалами, содержащими диоксид кремния:

Эта реакция лежит в основе травления стекла плавиковой кислотой.

Поэтому плавиковую кислоту нельзя хранить в стеклянной посуде, а лучший контейнер для нее — емкость из фторопласта.

гидролизуются, например, с образованием кислот:

Плавиковая кислота используется для получения фторидов металлов, комплексных фторидов, а также входит в состав растворов для травления и полировки металлов, стекла и полупроводников.

В лаборатории хлор обычно получают из концентрированной соляной кислоты, действуя на нее сильными окислителями, например КМпО4:

Характеристические соединения и соли хлорсодержащих кислот.

В лаборатории обычно его получают действием концентрированной серной кислоты на поваренную соль.

При растворении НС1 в воде имеет место протолитическая реакция и образуется сильная (рК~ — 7) соляная кислота.

Растворение металлов в соляной кислоте приводит к образованию ее солей — хлоридов, например:

В подобных реакциях соляная кислота выступает как окислитель вследствие присоединения электрона к положительно поляризованному атому водорода.

°(С1/С1~)==1,36 В даже концентрированная серная кислота не окисляет хлороводород.

Равновесие этой реакции сдвинуто влево (рК 3,4), поэтому концентрация хлорноватистой кислоты НОС1 при 20°С достигает лишь 0,03 моль/л.

долей, % (желтые растворы), представляет собой слабую кислоту (р/С 7,4).

Солеобразующим оксидом этой кислоты является оксид С12О — желто-бурый газ с запахом хлора (4И1=+2,2 °С).

Хлорноватистая кислота и гипохлориты также являются окислителями.

Сравнение стандартных редокс-потенциалов показывает, что хлорноватистая кислота — более сильный окислитель, чем свободный хлор (?

Большая окислительная сила хлорноватистой кислоты (кислая среда) объясняется сильным поляризующим действием протона на связь С1 — О, в результате чего связь деформируется и, следовательно, НОС1 является нестабильным образованием по сравнению с ги-похлоритами (щелочная среда).

Хорошо известным окислителем также является белильная известь СаОС12, представляющая собой смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот: С1— Са — ОС1.

НС1О2 — хлористая кислота — не выделена в индивидуальном состоянии, в разбавленных растворах быстро разлагается.

Хлористая кислота представляет собой сильную кислоту (р/С 2,0), ее соли (хлориты) значительно более стабильны, чем сама кислота.

По окислительной силе НС1О2 сравнима с хлорноватистой кислотой, а хлориты несколько уступают гипохлоритам: ,?

Разложение хлористой кислоты по реакции 4НСЮ2 = 2СЮ2 + НС1О3 + НС1 + Н2О приводит к образованию диоксида СЮ2.

Хлорноватая кислота НС1О3 существует только в растворе (максимальная концентрация 40 мае.

долей, %), кислота сильная (р/С 0).

Таким образом, С12О0 является смешанным солеобразующим оксидом хлорноватой и хлорной (НС1О4) кислот.

НСЮ4 — самая сильная (р/С~ — 10) из известных кислот, представляет собой бесцветную дымящую подвижную жидкость.

100%-ная хлорная кислота малоустойчива, часто взрывается, тогда как ее водные растворы вполне стабильны.

Окислительные свойства НС1О4 и ее солей — перхлоратов — выражены в меньшей степени, чем у НС1О3 и хлоратов, не говоря уже о хлористой и хлорноватистой кислотах и их производных:

Вследствие сильной эндотермичнос-ти (A//J>288 =262,8 кДж/моль)С12О, при ударе и нагреве взрывается, медленно взаимодействует с водой с образованием хлорной кислоты.

В ряду кислородных кислот хлора с увеличением числа атомов кислорода в формульной единице возрастает сила кислоты и падает окислительная активность.

Увеличение силы кислоты в обсуждаемом ряду обусловлено тем, что с ростом числа кислородных атомов электронные облака все больше стянуты к центральному атому и связь Н—О делается все более ионной.

При этом амфотерный хлорид, например ВеС12, может функционировать и как основание, и как кислота:

Таким образом, хлориды неметаллов гидролизуются с образованием соляной и кислородсодержащей кислоты другого элемента.

Хлор используется при получении и очистке многих металлов методами хлорной металлургии, для получения соляной кислоты и хлоридов, отбеливателей, водоочистки и как дезинфицирующее средство.

Хлорноватистая кислота, гипохлориты натрия и кальция используются для отбеливания тканей, бумаги, как обеззараживающие средства, в том числе сточных вод.

Это главная причина, почему только сравнительно недавно были получены производные брома в степени окисления +7, в частности бромная кислота НВЮ4.

Характеристические соединения, бром- и иодсодержащие кислоты и их соли.

Нарастание силы кислоты в указанном ряду НГ обусловлено уменьшением прочности химической связи молекул галогеноводородов (1-я строка табл.

НВг и HI восстанавливают концентрированную серную кислоту, например: =— 82 кДж

Образующиеся бромноватистая НОВг и иодноватистая HOI кислоты не выделены в индивидуальном состоянии, а соли — гипобромиты и гипоиодиты — вполне стабильны в отсутствие влаги.

Очень слабая иодноватистая кислота проявляет амфотерность:

Бромно- и иодноватистая кислоты диспропорционируют без нагревания:

НВгОз — бромноватая кислота существует только в растворе, а йодноватая кислота НЮ3 выделена в свободном состоянии и представляет собой бесцветные кристаллы с ^ПЛ=110°С.

Окислительные свойства йодноватой кислоты и иодатов заметно меньше.

Кислоты НВЮ3 (р/С 0,7) и НЮ3 (р/С 0,8) относятся к разряду сильных кислот.

Йодноватой кислоте отвечает оксид 1205 — бесцветные кристаллы, плавящиеся при 300 °С с разложением.

Он обладает сильными окислительными свойствами, а с водой образует йодноватую кислоту.

Соли бромной кислоты НВгО4 — перброматы — получают при окислении броматов в щелочной среде, например, фтором:

Бромная кислота не выделена в индивидуальном состоянии, по силе близка к НС1О4, но значительно менее устойчива, а потому является более сильным окислителем, чем хлорная кислота.

Существование бромной кислоты впервые удалось доказать только в 1968 г.

Йодная кислота НЮ4 может быть получена анодным окислением НЮ3.

По силе НЮ4 значительно уступает хлорной кислоте, а по окислительной активности йодная кислота превосходит хлорную.

Из водных растворов йодная кислота выделяется в виде кристаллогидрата НЮ4 -2Н2О.

Это соединение представляет собой кислоту Н5Ю6.

Ортоиодная кислота Н5Юв относится к разряду кислот средней силы: p/Ci 3,2 и рК2 6,7.

При взаимодействии НЮ4 с олеумом образуется оранжевое твердое вещество 12О7 — оксид, образующий йодную кислоту.

Таким образом, в химии оксидов и кислородных кислот брома ярко проявляется вторичная периодичность.

Соли бромисто- и иодистоводородных кислот — бромиды и иодиды — являются гомологами хлоридов металлов.

Кроме того, эти вещества могут проявлять свойства кислоты по Льюису.

Как активный металл, марганец энергично взаимодействует с неокисляющими разбавленными кислотами.

Технеций и рений с неокисляющими кислотами не взаимодействуют, а с азотной кислотой реагируют по схеме

2Э + 7НМО3 = ЗНЭО4 + 7NO + 2Н2О образуя, соответственно, технециевую НТсО4 и рениевую HReO4 кислоты.

Высший оксид марганца Мп2О7 можно получить только косвенным путем при взаимодействии перманганата калия с концентрированной серной кислотой:

Высшие же оксиды Э2О7 энергично взаимодействуют с водой, образуя соответствующие кислоты — марганцевую НМпО4, технециевую НТсО4 и рениевую ЬЩеО^^Марганцевая кислота наименее устойчива и существует лишь в растворах с концентрацией не более 20%.

Технециевая и рениевая кислоты более устойчивы.

Re207-3H20) и называется мезорениевой кислотой.

Если НМпО4 по силе напоминает соляную кислоту, то НТсО4 и HReO4 диссоциированы в меньшей степени.

Соли этих кислот называются соответственно перманганатами, пертехнатами и перренатами.

В свободном состоянии соответствующие кислоты не выделены.

Соли, отвечающие кислотным свойствам Мп(ОН)4, называются манганитами, а сам гидроксид в этом случае рассматривается как марганцоватистая кислота.

Интересно, что оксид Мп3О4, известный в природе как минерал гаусма-нит, искусственным путем может быть получен при взаимодействии Мп(ОН)4 как кислоты и Мп(ОН)2 как основания:

Синие кристаллы MnFj получают при взаимодействии МпО, с концентрированной плавиковой кислотой при охлаждении.

Эти оксогалогениды образуют марганцевую, технециевую и ре-ниевую кислоты:




Главный редактор проекта: Мавлютов Р.Р.
oglib@mail.ru