Реакция гидрида металла и воды. Соединения водорода

Химия

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ. ЭЛЕМЕНТЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ

1. Водород

Свойства 1 H.

Атомная масса

кларк, ат.%

(распространненость в природе)

Электронная конфигурация*

Агрегатное состояние

бесцветный

Энергия ионизации

Относительная электроотрицательность

Плотность

Возможные степени окисления

Стандартный электродный потенциал

*Приведена конфигурация внешних электронных уровней атома элемента. Конфигурация остальных электронных уровней совпадает с таковой для благородного газа, завершающего предыдущий период и указанного в скобках.

Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Этот простейший атом не имеет аналогов в периодической системе. Он способен терять электрон, превращаясь в катион Н

+ , и в этом отношении сходен со щелочными металлами, которые также проявляют степень окисления 1+. Атом водорода может также присоединять электрон, образуя при этом анион Н- , электронная конфигурация которого такая же, как у атома гелия. В этом отношении водород сходен с галогенами, анионы которых имеют электронные конфигурации соседних благородных газов.

Таким образом, водород имеет двойственную природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность. По этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, в других - в подгруппу галогенов.

Химические свойства. Энергия связи в молекуле водорода

H 2 составляет 436 кДж/моль. Большая величина энергии связи объясняет сравнительно малую активность молекулярного водорода при обычных условиях. Так, при комнатной температуре водород реагирует лишь с фтором:

и с хлором при ультрафиолетовом облучении.

При повышенной температуре водород реагирует со многими веществами: он сгорает в атмосфере кислорода с образованием воды и выделением большого количества теплоты:

Соединения водорода с неметаллами.

При нагревании водород обратимо реагирует также с бромом, иодом, серой и азотом, причем с последним только в присутствии катализатора и при высоком давлении.

Водород при нагревании способен реагировать не только с простыми, но и со сложными веществами:

Во всех рассматриваемых реакциях водород является восстановителем, образуя соединения, где его степень окисления равна 1+.

Соединения водорода с металлами. Со многими металлами водород вступает в реакции при повышенных температуре и давлении с образованием гидридов

(NaH, KH, СаН 2 , где его степень окисления равна 1-:

Гидрид натрия - белое кристаллическое соединение, по физическим свойствам напоминающее хлорид натрия. Однако химические свойства NaH и

NaCI сильно различаются. Так, хлорид натрия растворяется в воде и диссоциирует в растворе на ионы. Гидрид натрия водой разлагается с образованием щелочи и водорода:

Получение.

Для промышленного получения водорода используют следующие способы:

1. Электролиз водных растворов хлоридов.

2. Пропускание паров воды над раскаленным углем при температуре 1000 ° С:

3. Конверсия метана при высоких температурах:

4. Крекинг углеводородов.

Для лабораторного получения водорода используют следующие способы:

1. Взаимодействие металлов с кислотами:

2. Взаимодействие щелочноземельных металлов

с водой:

3. Взаимодействие алюминия или кремния с водными растворами щелочей:

4. Взаимодействие гидридов с водой.

Вода. Оксид водорода - одно из наиболее распространенных и важных веществ. Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза больше поверхности суши. Чистой воды в природе нет, - она всегда содержит примеси. Получают чистую воду методом перегонки. Перегнанная вода называется дистиллированной. Состав воды (по массе): 11,19 % водорода и 88,81 % кислорода.

Физические свойства. Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса. Наибольшую плотность она имеет при 0 °С (1 г/см 3 ). Плотность льда меньше плотности жидкой воды, поэтому лед всплывает на поверхность. Вода замерзает при 0 °С и кипит при 100° С при давлении 101 325 Па. Она плохо проводит теплоту и очень плохо проводит электричество. Вода - хороший растворитель.

Молекула воды имеет угловую форму: атомы водорода по отношению к кислороду образуют угол, равный 104,5°. Поэтому молекула воды - диполь: та часть молекулы, где находится водород, заряжена положительно, а часть, где находится кислород, - отрицательно. Благодаря полярности молекул воды электролиты в ней диссоциируют на ионы.

В жидкой воде наряду с обычными молекулами Н

2 О содержатся ассоциированные молекулы, т. е. соединенные в более сложные агрегаты (Н 2 О) х, благодаря образованию водородных связей. Наличием водородных связей между молекулами воды объясняются аномалии ее физических свойств; максимальная плотность при 4° С, высокая температура кипения (в ряду Н 2 О- H 2 S - H 2 Se - Н 2 Те), аномально высокая теплоемкость . С повышением температуры водородные связи разрываются, и полный разрыв их наступает при переходе воды в пар.

Химические свойства. Вода - весьма реакционноспособное вещество. При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и щелочноземельными металлами:

Вода образует многочисленные соединения - гидраты (кристаллогидраты

):

Очевидно, соединения, связывающие воду, могут служить в качестве осушителей. Из других осушающих веществ можно указать Р

2 O 5 , СаО, ВаО, металлический Na (они тоже химически взаимодействуют с водой), а также силикагель.

К важным химическим свойствам воды относится ее способность вступать в реакции гидролитического разложения.

Тяжелая вода

. Вода, содержащая тяжелый водород, называется тяжелой водой (обозначается формулой D 2 O). Как это видно из сопоставления физических свойств, она отличается от обычной воды:(в скобках приведены характеристики обычной воды (H 2 O))

Молекулярная масса: 20 (18)

Плотность при 20

°С, г/см 3: 1,1050 (0,9982)

Температура кристаллизации

, o C: 3,8 (0)

Температура кипения, °С:

101,4 (100)

Химические реакции с тяжелой водой протекают значительно медленнее, чем с обычной водой. Поэтому она при длительном электролизе обычной воды накапливается в электролизере.

Тяжелая вода применяется в качестве замедлителей нейтронов в ядерных реакторах.

Copyright © 2005-2013 Xenoid v2.0

Использование материалов сайта возможно при условии указания активной ссылки



ГИДРИДЫ , соединения водорода с металлами или менее электроотрицательными, чем водород, неметаллами. Иногда к Г. относят соед. всех хим. элементов с водородом. Различают простые, или бинарные, Г., комплексные (см., напр., Алюмогидриды, Борогидриды металлов )и Г. интерметаллич. соединений. Для большинства переходных металлов известны также комплексные соед., содержащие атом Н наряду с др. лигандами в координац. сфере металла-комплексообразователя.

Простые гидриды. Известны для всех элементов, кроме благородных газов, платиновых металлов (исключение -Pd), Ag, Au, Cd, Hg, In, Tl. В зависимости от природы связи элемента (Э) с водородом подразделяются на ковалентные, ионные (солеобразные) и металлоподобные (металлические), однако эта классификация условна, т. к. между разл. типами простых Г. резких границ нет.

К ковалентным относят Г. неметаллов, Al, Be, Sn, Sb. Гидриды SiH 4 , GeH 4 , SnH 4 , PH 3 , AsH 3 , SbH 3 , H 2 S, H 2 Se, H 2 Te (см. табл. 1) и низшие бороводороды-газы. Ковалентные Г. обладают высокой реакц. способностью. Эффективный положит. заряд атома Э в молекуле возрастает в пределах одной группы периодич. системы с увеличением его порядкового номера. Элементы Si и Ge образуют высшие Г. общей ф-лы Э n Н 2n + 2 (п 2), стабильность к-рых быстро уменьшается с увеличением числа атомов Э. Гидриды элементов подгруппы S хорошо раств. в воде (р-ры имеют кислую р-цию), подгруппы Р-незначительно. Г. элементов подгруппы Si взаимод. с водой с образованием ЭО 2 и Н 2 . Все эти Г. раств. в неполярных или малополярных орг. р-рителях. Ковалентные Г.-сильные восстановители. Легко вступают в обменные р-ции, напр. с галогенидами металлов. При 100-300 °С (H 2 S ок. 400 °С) разлагаются практически необратимо до Э и Н 2 .

Табл. 1.-СВОЙСТВА ПРОСТЫХ КОВАЛЕНТНЫХ И ИОННЫХ ГИДРИДОВ


* Т-ра разложения.

Г. подгруппы фосфора получают р-цией ЭС1 3 с Li в эфире при 25 °С; SiH 4 и GeH 4 -взаимод. Мg 2 Э с водой или с В 2 Н 6 в жидком NH 3 ; H 2 S, H 2 Se и Н 2 Те-кислотным гидролизом сульфидов, селенидов или теллуридов металлов (H 2 S-также взаимод. Н, и S). Все упомянутые Г., особенно AsH 3 и РН 3 , высокотоксичны. Гидриды Ge, Si, As используют для получения полупроводниковых материалов. См. также Мышьяка гидрид, Сероводород, Силаны, Фосфины.

Гидриды ВеН 2 и А1Н 3 , существующие в полимерном состоянии, а также крайне нестойкий термически Ga 2 H 6 по природе хим. связи Э-Н близки к бороводородам: для них характерен дефицит электронов, в связи с чем образование молекул или кристаллов происходит с участием двухэлектронных трехцентровых мостиковых (Э-Н-Э) и многоцентровых связей. Для этих Г. характерны очень высокие энтальпии сгорания. Они взаимод. с водой, выделяя Н 2 . С донорами электронов, напр. с NR 3 , PR 3 , образуют аддукты, с В 2 Н 6 в среде апротонных орг. р-рителей-соотв. Аl[ВН 4 ] 3 и Ве[ВН 4 ] 2 . Получают гидриды А1 и Be по р-циям:


К ионным относят Г. щелочных и щел.-зем. металлов (кроме Mg). Эти соед.-структурные аналоги соответствующих галогенидов. Представляют собой кристаллы, к-рые в расплавл. состоянии проводят электрич. ток, причем Н 2 выделяется на аноде. Не раств. в орг. р-рителях, хорошо раств. в расплавах галогенидов щелочных металлов. Обладают высокой хим. активностью, бурно реагируют с О 2 и влагой воздуха. Взаимод. с водой (напр., МН + Н 2 О -> МОН + Н 2) сопровождается выделением тепла. В эфире, диглиме, ТГФ легко (особенно LiH и NaH) реагируют с галогенидами или гидридами В и А1, образуя соотв. борогидриды М[ВН 4 ] n и алюмогидриды М[А1Н 4 ] n . При 700-800°С восстанавливают оксиды до металлов. С СО 2 дают соли муравьиной к-ты. Взаимод. с N 2 , напр. 3СаН 2 + + N 2 ->Ca 3 N 2 + ЗН 2 .

Получают ионные Г. обычно взаимод. Н 2 с расплавом соответствующего металла под давлением. Их используют в кач-ве сильных восстановителей (напр., для получения металлов из их оксидов или галогенидов, удаления окалины с пов-стей изделий из стали и тугоплавких металлов). Многие Г.-источники Н 2 , перспективное ракетное топливо. Дейтериды и тритиегидриды - возможное горючее для ядерных реакторов. См. также Лития гидрид.

Гидрид Mg по св-вам и природе хим. связи занимает промежут. положение между ковалентными и ионными Г.; кристаллы с решеткой типа ТiO 2 ; при высоких давлениях (~ 7 МПа) претерпевает полиморфные превращения. С водой и водными р-рами к-т и щелочей MgH 2 взаимод. с выделением Н 2 , однако менее энергично, чем Г. щелочных и др. щел.-зем. металлов. М. б. получен взаимод. Mg с Н 2 при 200-250 °С и давлении 10 МПа (скорость р-ции мала) либо обменной р-цией MgHal 2 с МН или М [А1Н 4 ], где М-Li, Na, в среде орг. р-рителя. Легко образуется при гидрировании сплавов Mg, содержащих небольшие добавки РЗЭ и переходных металлов, при 150-180°С и 1-5 МПа, причем р-ция обратима. В связи с этим такие сплавы-перспективные хим. аккумуляторы Н 2 для нужд малой энергетики, металлургии и хим. технологии.

К металлоподобным относят Г. переходных металлов и РЗЭ. Формально такие соед. могут рассматриваться как фазы внедрения водорода в металл. Их образованию всегда предшествует адсорбция Н 2 на пов-сти металла.

Адсорбированная молекула диссоциирует на атомы Н, в результате диффузии к-рых в кристаллич. решетку происходит образование т.н.раствора водорода в металле; процесс не сопровождается перестройкой кристаллич. решетки. При достижении определенной концентрации Н 2 врастворе образуется собственно Г. металла , как правило, стехиометрич. состава (МН 3 для металлов III гр., МН 2 для IV гр. и ванадия). Взаимод. Н 2 с указанными металлами (кроме Pd) всегда сопровождается перестройкой кристаллич. решетки. Для описания природы хим. связи водорода с металлич. матрицей используют представление о типе связи, промежуточном между ионной и металлической; электроны водорода в большей или меньшей степени участвуют в формировании зоны проводимости Г. По-видимому, вклад ионной составляющей связи М + -Н - Наиб. велик для EuH 2 , YbH 2 и тригидридов лантаноидов и минимален для PdH 0,6 , а также для гидридов Mn, Fe, Co, Ni, существующих при высоких давлениях Н 2 и содержащих менее одного атома Н на атом металла.

Металлоподобные Г. (см. табл. 2)-светло- и темно-серые кристаллы с металлич. блеском, устойчивые на воздухе при комнатной т-ре. С О 2 , водой и водяным паром реагируют медленно. М.б. получены взаимод. металла с Н 2 при обычной т-ре или при нагр.; напр., TiH 2 и LaH 3 синтезируют при 150-200 °С. Получение Г. стехиометрич. состава в большинстве случаев сопряжено со значит. трудностями из-за высокой чувствительности гидрироваиия к наличию примесей в металле и особенно О 2 и водяных паров в Н 2 . Металлоподобные Г. ограниченно применяют в кач-ве источников Н 2 высокой чистоты (используемых, напр., в топливных элементах) и для поглощения Н 2 из газовых смесей. Гидриды Pd-катализаторы гидрирования, изомеризации, орто- и парапревращения Н 2 .

Табл. 2.-СВОЙСТВА МЕТАЛЛОПОДОБНЫХ ГИДРИДОВ


Гидриды интерметаллических соединений. Содержат обычно атомы РЗЭ, Mg, Ca, Ti, Al, Fe, Co, Ni, Си. Легко образуются при взаимод. интерметаллидов даже с техн. Н 2 (содержащим до 1-2% примесей О 2 и водяного пара) при 25-200°С и давлениях Н 2 0,1-1 МПа; скорость поглощения Н 2 очень велика. Р-ции характеризуются малыми тепловыми эффектами (20-30 кДж на 1 моль Н 2 , для индивидуальных металлов-100-120 кДж) и не приводят к значит. изменениям в структуре исходной металлич. матрицы; в большинстве случаев происходит лишь увеличение ее объема на 10-30%. Для Г. этого типа характерна высокая подвижность водорода и большая хим. активность (о св-вах см. также табл. 3).

При 200-500 °С и давлениях Н 2 10 4 -10 5 Па происходит гидрогенолиз интерметаллидов: мн х + м"н у <- мм" n + н 2 -> мн х + пМ"

Данная р-ция характерна для соед., образованных РЗЭ и Mg, а также РЗЭ и Fe, Ni или Со. Так, гидрид РЗЭ, образующийся при гидрогенолизе интерметаллида, содержащего Mg, катализирует как гидрирование Mg, так и дегидрирование MgH 2 при 150-180°С: МН 2 + nMg + (n + 0,5) Н 2 МН 3 + nMgH 2

Благодаря высокому содержанию Н 2 , возможности значит. смещения равновесия в ту или др. сторону посредством небольших изменений т-ры и давления Н 2 , способности поглощать Н 2 при низких т-рах и устойчивости к действию О 2 и влаги воздуха, Г. интерметаллич. соединений м.б. использованы как хим. аккумуляторы слабосвязанного водорода. Перспективно их применение как источников топлива для автономных энергосистем, напр. автомобильного транспорта (см. Водородная энергетика), а также для получения высокодисперсных металлич. порошков и катализаторов гетерог. гидрирования.

Табл. 3.-СВОЙСТВА ГИДРИДОВ ИНТЕРМЕТАЛЛИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ


===
Исп. литература для статьи «ГИДРИДЫ» : Гидриды металлов, пер. с англ., М., 1973; Девятых ГГ., Зорин А. Д., Летучие неорганические гидриды особой чистоты, М., 1974; Антонова А. М., Морозова Р. А., Препаративная химия гидридов. К., 1976; Водород в металлах, пер. с англ., т. 2, М., 1981. К.Н. Семененко.

Страница «ГИДРИДЫ» подготовлена по материалам химической энциклопедии.

Каждый из нас сталкивался с понятиями такой науки, как химия. Иногда они так похожи, что трудно отличить одно от другого. Но очень важно разбираться во всех них потому, что иногда такое непонимание приводит к очень глупым ситуациям, а иногда и к непростительным ошибкам. В этой статье мы расскажем, что такое гидриды, какие из них опасны, а какие нет, где они применяются и как получаются. Но начнём с краткого экскурса в историю.

История

Свою историю гидриды начинают с открытия водорода. Этот элемент ещё в 18 веке нашел Водород, как известно, входит в и является основой всех остальных элементов таблицы Менделеева. Благодаря ему возможно существование органических соединений и жизни на нашей планете.

Кроме того, водород является основой и для многих неорганических соединений. В их числе кислоты и щёлочи, а также уникальные бинарные соединения водорода с другими элементами - гидриды. Дата их первого синтеза точно неизвестна, но гидриды неметаллов были известны человеку ещё с древности. Самый распространенный из них - вода. Да, вода - это гидрид кислорода.

Также к этому классу относят аммиак (основной компонент нашатырного спирта), сероводород, хлороводород и им подобные соединения. Более подробно о свойствах веществ из этого многообразного и удивительного класса соединений мы поговорим в следующем разделе.


Физические свойства

Гидриды - это в большинстве своём газы. Однако, если брать гидриды металлов (они неустойчивы в обычных условиях и очень быстро реагируют с водой), то это могут быть и Некоторые из них (например, бромоводород) существуют и в жидком состоянии.

Дать общую характеристику такому огромному классу веществ просто невозможно, ведь они все различны и, в зависимости от элемента, входящего в состав гидрида, помимо водорода, имеют разные физические характеристики и химические свойства. Но их можно разделить по классам, соединения в которых чем-то схожи. Ниже рассмотрим отдельно каждый класс.

Ионные гидриды - это соединения водорода с щелочными или щёлочноземельными металлами. Они представляют собой вещества белого цвета, устойчивые при нормальных условиях. При нагревании эти соединения разлагаются на входящий в их состав металл и водород без плавления. Одно исключение - это LiH, который плавится без разложения и при сильном нагревании превращается в Li и H 2 .

Металлические гидриды - это соединения переходных металлов. Очень часто имеют переменный состав. Их можно представить как твёрдый раствор водорода в металле. Также имеют и кристаллическую структуру металла.

К ковалентным гидридам принадлежит как раз тот вид, что наиболее часто встречается на Земле: соединения водорода с неметаллами. Широкая область распространения этих веществ обусловлена их высокой устойчивостью, так как ковалентные связи являются самыми сильными из химических.

Как пример, формула гидрида кремния: SiH 4 . Если посмотреть на неё в объёме, то увидим, что водород очень плотно притянут к центральному атому кремния, а его электроны смещены к нему же. Кремний обладает достаточно большой электроотрицательностью, поэтому способен сильнее притягивать электроны к своему ядру, тем самым сокращая длину связи между ним и соседним атомом. А как известно, чем короче связь, тем она прочнее.

В следующем разделе обсудим, чем отличаются гидриды от других соединений в плане химической активности.


Химические свойства

В этом разделе также стоит поделить гидриды на те же группы, что и в прошлом. И начнём мы со свойств ионных гидридов. Их основное отличие от двух других видов в том, что они активно взаимодействуют с водой с образованием щёлочи и выделением водорода в виде газа. Реакция гидрид - вода довольно взрывоопасна, поэтому соединения чаще всего хранят без доступа влаги. Это делается потому, что вода, даже содержащаяся в воздухе, может инициировать опасное превращение.

Покажем уравнение вышеописанной реакции на примере такого вещества, как гидрид калия:

KH + H 2 O = KOH + H 2

Как мы можем видеть, всё достаточно просто. Поэтому рассмотрим более интересные реакции, характерные для двух других видов описываемых нами веществ.

В принципе, остальные превращения, что мы не разобрали, характерны для всех типов веществ. Они склонны взаимодействовать с оксидами металлов, образуя металл, либо с водой, либо с гидроксидом (последнее характерно для щелочных и щёлочно-земельных металлов).

Ещё одна интересная реакция - термическое разложение. Оно происходит при высоких температурах и проходит до образования металла и водорода. Не будем останавливаться на этой реакции, так как уже разбирали её в предыдущих разделах.

Итак, мы рассмотрели свойства этого вида бинарных соединений. Теперь стоит поговорить об их получении.


Получение гидридов

Почти все ковалентные гидриды - это природные соединения. Они достаточно устойчивы, поэтому не распадаются под действием внешних сил. С ионными и металлическими гидридами всё чуть сложнее. Они не существуют в природе, поэтому их приходится синтезировать. Делается это очень просто: реакцией взаимодействия водорода и элемента, гидрид которого требуется получить.

Применение

Некоторые гидриды не имеют конкретного применения, но большинство - очень важные для промышленности вещества. Мы не будем вдаваться в подробности, ведь каждый слышал, что, например, аммиак применяется во многих сферах и служит незаменимым веществом для получения искусственных аминокислот и органических соединений. Применение многих гидридов ограничено особенностями их химических свойств. Поэтому их используют исключительно в лабораторных экспериментах.

Применение - слишком обширный раздел для этого класса веществ, поэтому мы ограничились общими фактами. В следующей части расскажем вам, как многие из нас, не имея должных знаний, путают безобидные (или по крайней мере известные) вещества между собой.


Некоторые заблуждения

Например, некоторые считают, что гидрид водорода - нечто опасное. Если и можно так называть это вещество, то никто так не делает. Если вдуматься, то гидрид водорода - это соединение водорода с водородом, а значит - молекула H 2 . Конечно, этот газ опасен, но только в смеси с кислородом. В чистом виде он не представляет опасности.

Существует много непонятных названий. Непривычного человека они повергают в ужас. Однако, как показывает практика, большинство из них неопасно и применяется в бытовых целях.


Заключение

Мир химии огромен, и, мы думаем, что если не после этой, то после нескольких других статей вы сами в этом убедитесь. Именно поэтому имеет смысл погружаться в его изучение с головой. Человечество открыло много нового, и ещё больше остаётся неизвестным. И если вам кажется, что в области гидридов нет ничего интересного, вы сильно заблуждаетесь.

В табличке собраны некоторые простейшие водородные соединения (гидриды) неметаллов:

Физические свойства гидридов в целом из-меняются закономерно в пределах каждой груп-пы: чем ниже стоит неметалл, тем выше темпе-ратура кипения его гидрида и тем легче можно превратить газообразный гидрид в жидкость.

Однако поведение аммиака, воды и фтористого водорода нарушает общую логику: температура кипения и плавления этих соединений аномаль-но высока.

Дело в том, что их молекулы ассоциированы и не отвечают их простейшей формуле. Так, даже в кипящем фтористом водороде (+20°) средний состав его отвечает формуле (HF) 4 и лишь при 90° пары состоят из молекул HF. Аналогично, хотя и в меньшей степени, ассо-циированы молекулы жидкого аммиака. Вода в обычных условиях, кроме простейших моле-кул Н 2 О, содержит молекулы (Н 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 ...

Связь между молекулами воды в таких «двойных» и «тройных» молекулярных агрега-тах из-за ее относительной прочности нельзя объяснить лишь обычной ориентацией диполей.

Как происходит такая ассоциация молекул?

Чтобы это было ясно, вспомним, что каждая валентная черточка символизирует общую пару электронов ковалентно связанных атомов. Кро-ме того, атом кислорода имеет и «свободную», только ему принадлежащую пару электронов. Поэтому атом водорода имеет возможность связаться не только со «своим» атомом кислорода, но и с «чужим». Правда, такая связь менее проч-на, чем обычная ковалентная связь. Называют ее водородной связью.

Таким же образом происходит ассоциация мо-лекул фтористого водорода:

В этом случае водородная связь оказывается особенно прочной, так что в растворах фтори-стоводородной кислоты, кроме привычных нам ионов:



Водородная связь похожа на уже знакомую нам координационную связь, образованную за счет «чужой» пары электронов. Такая связь образуется не обязательно между одинаковыми молекулами. Вот что происходит, например, при растворении аммиака в воде:



В свойствах гидридов отчетливо проявляет-ся периодичность. Возьмем, к примеру, гидри-ды неметаллов второго периода. Метан — ве-щество совершенно нейтрального характера, своеобразный «инертный» газ. Далее следует аммиак, способный присоединять ионы водоро-да и потому обладающий основными свойствами. Фтористый водород, как известно, кислота, а вода, стоящая в нашей таблице между аммиа-ком и фтористым водородом, в определенном смысле является амфотерным электролитом. В самом деле, в реакции с аммиаком вода ведет себя как кислота (отдает протон):

При взаимодействии же с фтористым водородом она связывает протон, т. е. ведет себя как осно-вание:


Чем ниже стоит гидрид в нашей таблице, тем слабее становятся его основные свойства, если измерять их способностью реагировать с кислотами. Действительно, широко известны соли аммония, образующиеся из аммиака и кислот. А гидрид фосфора РН 3 , который в принципе тоже способен присоединять протон, давая ион фосфония РН 4 + , образует лишь не-сколько устойчивых солей с самыми сильными кислотами, например (PH 4) + ClO 4 - .

Кислотные же свойства гидридов, наоборот, увеличиваются сверху вниз. Так, кислотные свойства у сероводорода выше, чем у воды, а из галогеноводородных кислот самая слабая фтористоводородная. На примере гидридов не-металлов можно проследить действие важней-шего закона природы: между самыми противо-положными свойствами нет непроходимой гра-ницы, во всяком явлении борются противопо-ложные тенденции, причем в зависимости от условий либо побеждает одна из них, либо происходит их синтез, совмещение, переход од-ной противоположности в другую. Этот закон поможет нам понять некоторые интересные яв-ления, быть может несколько неожиданные и необычные.

Похожие статьи

© 2019 evently.ru. Все о канализации и водоснабжении.