Кислоты и основания. Влияние положения элемента в периодической системе и степени окисления элемента на состав и кислотно-основные свойства гидроксидов элементов.

Форма гидроксидов с х ОН.Общая формула Э(ОН)_х, где х = 1и 2, содержащая больше атомов кислорода и водорода, называется орто-формой, А форма с меньшим числом – мета-формой.

Основания – сложные вещества, молекулы которых состоят из атома металла (или иона NH⁴⁺) и одной или нескольких гидроксогрупп ОН, способных замещаться на кислотный остаток. Общая формула оснований Ме(ОН)_х, где х – степень окисления металла.

Кислоты – сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться катионами металла (или ионами аммония). Общая формула кислот Н_хАn.

Соли – продукты замещения (полного или частичного) атомов водорода в молекулах кислот катионами металла (а также ионами аммония), либо гидроксогрупп в молекулах оснований кислотными остатками.

Соли делятся на средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные. Средние соли – это продукт полного замещения атомов водорода. Ме_хAn_y.

Кислотные соли – это продукт не полного замещения атомов водорода в молекулах только многоосновных кислот.

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксогрупп в молекулах только многокислотных оснований кислотными остатками.

Двойные соли – содержит два химически разных катиона и один тип аниона.

Смешанные соли – содержат один тип катиона, но два типа аниона.

В состав комплексных солей входят сложные комплексные ионы (заключённые в квадратные скобки), устойчивые как в кристаллическом состоянии, так и при растворении в воде.

Название средней соли = Название кислотного остатка + Название металла (р.п.) + Степень окисления металла.

Кислотные и основные гидроксиды. Соли

Гидроксиды  тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)_n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)_n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)₃ и ЕО(ОН), Е(ОН)₄ и Е(ОН)₆ и ЕО₂(ОН)₂.

Гидроксиды делят на две противоположные по химическим свойствам группы: кислотные и основные гидроксиды. Кислотные гидроксиды содержат атомы водорода, которые могут замещаться на атомы металла при соблюдении правила стехиометрической валентности. Большинство кислотных гидроксидов находится в мета-форме, причем атомы водорода в формулах кислотных гидроксидов ставят на первое место, например H₂SO₄, HNO₃ и H₂CO₃, а не SO₂(OH)₂, NO₂(OH) и CO(OH)₂. Общая формула кислотных гидроксидов  Н_хЕО_у, где электроотрицательную составляющую ЕО_у^х называют кислотным остатком. Если не все атомы водорода замещены на металл, то они остаются в составе кислотного остатка.

Названия распространенных кислотных гидроксидов состоят из двух слов: собственного названия с окончанием “ая” и группового слова “кислота”. Названия кислотных остатков используют при построении названий солей.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H⁺).

Классификация
1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.
2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные...
Бескислородные:
HCl - хлористоводородная (соляная), одноосновная, хлорид
HBr – бромистоводородная, одноосновная, бромид
HI – йодистоводородная, одноосновная, йодид
H₂S – сероводородная, двухосновная. сульфид
Кислородсодержащие:
HNO₃ – азотная, одноосновная, нитрат .
H₂SO₃ – сернистая, двухосновная, сульфит.
H₂SO₄ – серная, двухосновная, сульфат .
H₂CO₃ – угольная, двухосновная, карбонат .
H₂SiO₃ – кремниевая, двухосновная, силикат .
H₃PO₄ – ортофосфорная, трёхосновная,ортофосфат .

Получение :
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):
SO₃ + H₂O = H₂SO₄
P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄
2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):
H₂ + Cl₂ = 2HCl
H₂ + S = H₂S
3. Реакциями обмена соли с кислотой
Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄^¯ + 2HNO₃
в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:
Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl
2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) –t°® Na₂SO₄ + 2HCl­

Химические свойства
1. Действие на индикаторы.
лакмус - красный
метилоранж - розовый
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):
H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O
2HNO₃ + Ca(OH)₂ = Ca(NO₃)₂ + 2H₂O
3. Взаимодействие с основными оксидами:
CuO + 2HNO₃ –t°= Cu(NO₃)₂ + H₂O
4. Взаимодействие с металлами:
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­
2Al + 6HCl= 2AlCl₃ + 3H₂­
(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).
5. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:
H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄ +2HCl
2HCl + K₂CO₃ = 2KCl + H₂O + CO₂­

Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все основные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)_n, где n = 1,2 (реже 3,4) и Мⁿ⁺  катион металла.

Получение:
1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H_2­
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H_2­
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H₂O = Ba(OH)₂
3. Электролиз водных растворов солей
2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂­ + Cl₂­

Химические свойства:
Щёлочи. Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
фенолфталеин - малиновый
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O
KOH + CO₂ = KHCO₃
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации) с образованием солей (реакция солеобразования), например:

Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Ca(OH)₂ + 2H₂SO₄ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O

2Ca(OH)₂ + H₂SO₄ = Ca₂SO₄(OH)₂ + 2H₂O

NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O
Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O
4. Обменная реакция с солями
Ba(OH)₂ + K₂SO₄ = 2KOH + BaSO₄
3KOH+Fe(NO₃)₃ = Fe(OH)₃ + 3KNO₃
5. Термический распад.
Cu(OH)₂ –t°= CuO + H₂O

Соли  тип сложных веществ, в состав которых входят катионы Мⁿ⁺ и кислотные остатки*. Соли с общей формулой М_х(ЕО_у) _n называют среднимисолями, а соли с незамещенными атомами водорода,  кислыми солями. Иногда соли содержат в своем составе также гидроксид  или(и) оксид  ионы; такие соли называют основными солями. Кислые и основные соли могут быть превращены в средние соли взаимодействием с соответствующим основным и кислотным гидроксидом, например:

Ca(HSO₄)₂ + Ca(OH) = CaSO₄ + 2H₂O

Ca₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2CaSO₄ + 2H₂O

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация
СОЛИ бывают: средние,кислые,основные,двойные,смешанные,комплексные
Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH⁴⁺)
Na₂SO₄ → 2Na⁺ +SO₄^2-
CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl^-
Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH⁴⁺), ионы водорода и анионы кислотного остатка.
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^- → Na⁺ + H⁺ + CO₃^2-
Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.
Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.
Zn(OH)Cl → [Zn(OH)]⁺ + Cl^- → Zn²⁺ + OH^- + Cl^-
Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.
Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.
KAl(SO₄)₂ → K⁺ + Al³⁺ + 2SO₄^2-
Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:
CaOCl₂ → Ca²⁺ + Cl^- + OCl^-
Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.
[Ag(NH₃)₂]Br → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Br ^-
Na[Ag(CN)₂] → Na⁺ + [Ag(CN)₂]^-

Средние соли.Получение:
Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:
1) металла с неметаллом: 2Na + Cl₂ = 2NaCl
2) металла с кислотой: Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­
3) металла с раствором соли менее активного металла
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu
4) основного оксида с кислотным оксидом:

MgO + CO₂ = MgCO₃
5) основного оксида с кислотой
CuO + H₂SO₄ –t°= CuSO₄ + H₂O
6) основания с кислотным оксидом
Ba(OH)₂ + CO₂ = BaCO₃ + H₂O
7) основания с кислотой:
Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O
8) соли с кислотой:
MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂­
BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl
9) раствора основания с раствором соли:
Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = 2NaOH + BaSO₄
10) растворов двух солей
3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂ + 6NaCl
Химические свойства:
1. Термическое разложение.
CaCO₃ = CaO + CO₂­
2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂­ + O₂­
NH₄Cl = NH₃­ + HCl­
2. Гидролиз.
Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­
FeCl₃ + H₂O = Fe(OH)Cl₂ + HCl
Na₂S + H₂O = NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.
AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃
Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaNO₃
CaCl₂ + Na₂SiO₃ = CaSiO₃ + 2NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.
2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂­ + 8H₂O

Кислые соли. Получение:
1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания.
KOH + H₂SO₄ = KHSO₄ + H₂O
2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида
Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂
3. Взаимодействие средней соли с кислотой
Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ = 3Ca(H₂PO₄)₂
Химические свойства:
1. Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃ + CO_2­ + H₂O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ = 2BaCO₃ + 2H₂O

Основные соли.Получение:
1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
ZnCl₂ + H₂O = [Zn(OH)]Cl + HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов
AlCl₃ + 2NaOH = [Al(OH)₂]Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = [Mg(OH)]₂CO₃ + CO₂­ + 4NaCl
Химические свойства:
1. Термическое разложение.
[Cu(OH)]₂CO₃(малахит) = 2CuO + CO₂­ + H₂O
2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.
Sn(OH)Cl + HCl = SnCl₂ + H₂O

Понятие о механизме химических реакций. Простые и сложные реакции, применение закона действия масс к простым и сложным реакциям. Кинетический порядок и молекулярность реакций. Цепные реакции: зарождение, развитие, и обрыв цепи (на примере неразветвленной цепной реакции водорода и хлора)

Понятие о механизме химической реакции

Механизм реакции - детальное ее описание с учетом всех промежуточных стадий и промежуточных веществ, природы взаимодействия реагирующих частиц, характера разрыва связей, изменения энергии химической системы на всем пути ее перехода из исходного в конечное состояние. Цель изучения механизма реакции - возможность управлять ходом реакции, ее направлением и эффективностью.

Реакции, протекающие в одну стадию, называют простыми (элементарными) реакциями, а реакции, включающие несколько стадий - сложными. Многие органические реакции являются сложными и идут в несколько элементарных стадий (последовательных или параллельных). Общая скорость сложной химической реакции определяется скоростью ее наиболее медленной (лимитирующей) стадии.

В случае сложных реакций на некоторых стадиях образуются нестабильные промежуточные частицы - органические ионы или свободные радикалы. Их относительная устойчивость и, следовательно, вероятность образования растут с увеличением возможности делокализации (рассредоточения) заряда в ионе или неспаренного электрона в радикале.

Зако́нде́йствующих масс: соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для элементарной химической реакции:

закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:

где — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.

Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в. Такие реакции называют формально простыми. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:

(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь , , — порядок реакции по веществам , , соответственно, а сумма — общий (или суммарный) порядок реакции. , , могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. при определённых условиях может быть равно и нулю.

Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений.

Реакция нулевого порядка

Кинетическое уравнение имеет следующий вид:

V₀ = k₀

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ. Нулевой порядок характерен, например, для гетерогенных реакций в том случае, если скорость диффузии реагентов к поверхности раздела фаз меньше скорости их химического превращения.

Реакция первого порядка

Кинетическое уравнение реакции первого порядка:

Кинетическое уравнение реакции первого порядка:

Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:

Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:

k1 = − tgα

Период полупревращения:

Реакция второго порядка

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

или

В первом случае скорость реакции определяется уравнением

Линейная форма уравнения:

Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

k2 = − tgα

Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:

Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):

Молекулярность реакции

Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.

Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):

H2S → H2 + S

Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):

СН3Вr + КОН → СН3ОН + КВr

Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:

О2 + NО + NО → 2NО2

Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.

Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции нет, так как порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность — механизм реакции.

Простые вещества. Молекулярное и немолекулярное строение простых веществ. Металлические и неметаллические свойства в зависимости от положения элемента в периодической системе, граница между металлами и неметаллами.

Простые вещества — вещества, состоящие исключительно из атомов одного химического элемента (из гомоядерных молекул), в отличие от сложных веществ. Являются формой существования химических элементов в свободном виде; или, иначе говоря, элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества. Известно свыше 400 разновидностей простых веществ.

Молекулярные и немолекулярные вещества — один из признаков химических веществ относительно их строения.

Молекулярные вещества — это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются молекулы

Молекулы — наименьшая частица молекулярного вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его химические свойства. Молекулярные вещества имеют низкие температуры плавления и кипения и находятся в стандартных условиях в твердом, жидком или газообразном состоянии.

Немолекулярные вещества — это вещества, мельчайшими структурными частицами которых являются атомы или ионы.

Ион — это атом или группа атомов, обладающих положительным или отрицательным зарядом.

Немолекулярные вещества находятся в стандартных условиях в твердом агрегатном состоянии и имеют высокие температуры плавления и кипения.

Металлические и неметаллические свойства в зависимости от положения элемента в периодической системе, граница между металлами и неметаллами.

Металлы ― это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны.

Неметаллы ― это элементы, атомы которых стремятся принять на внешний энергетический уровень электроны, недостающие до восьми.

1. При перемещении СПРАВА НАЛЕВО вдоль ПЕРИОДА МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства р-элементов УСИЛИВАЮТСЯ. В обратном направлении - возрастают неметаллические. Это объясняется тем, что правее находятся элементы, электронные оболочки которых ближе к октету. Элементы в правой части периода менее склонны отдавать свои электроны для образования металлической связи и вообще в химических реакциях. Например, углерод - более выраженный неметалл, чем его сосед по периоду бор, а азот обладает еще более яркими неметаллическими свойствами, чем углерод. Слева направо в периоде также увеличивается и заряд ядра. Следовательно, увеличивается притяжение к ядру валентных электронов и затрудняется их отдача. Наоборот, s-элементы в левой части таблицы имеют мало электронов на внешней оболочке и меньший заряд ядра, что способствует образованию именно металлической связи. За понятным исключением водорода и гелия (их оболочки близки к завершению или завершены!), все s-элементы являются металлами; p-элементы могут быть как металлами, так и неметаллами, в зависимости от того - в левой или правой части таблицы они находятся. У d- и f-элементов, как мы знаем, есть "резервные" электроны из "предпоследних" оболочек, которые усложняют простую картину, характерную для s- и p-элементов. В целом d- и f-элементы гораздо охотнее проявляют металлические свойства. Подавляющее число элементов является металлами и только 22 элемента относят к неметаллам: H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, а также все галогены и инертные газы.

Некоторые элементы в связи с тем, что они могут проявлять лишь слабые металлические свойства, относят к полуметаллам. Что такое полуметаллы? Если выбрать из Периодической таблицы p-элементы и записать их в отдельный "блок" (это сделано в “длинной” форме таблицы), то обнаружится закономерность. Левая нижняя часть блока содержит типичные металлы, правая верхняя - типичные неметаллы. Элементы, занимающие места на границе между металлами и неметаллами, называются полуметаллами.

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной "октетной" ковалентной связи (как в боре), либо они не удерживаются достаточно прочно (как в тeллуре или полонии) из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер. Некоторые полуметаллы (кремний, германий) являются полупроводниками. Полупроводниковые свойства этих элементов объясняются многими сложными причинами, но одна из них - существенно меньшая (хотя и не нулевая) электропроводность, объясняемая слабой металлической связью. Роль полупроводников в электронной технике чрезвычайно важна.

2. При перемещении СВЕРХУ ВНИЗ вдоль групп УСИЛИВАЮТСЯ МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ свойства элементов. Это связано с тем, что ниже в группах расположены элементы, имеющие уже довольно много заполненных электронных оболочек. Их внешние оболочки находятся дальше от ядра. Они отделены от ядра более толстой "шубой" из нижних электронных оболочек и электроны внешних уровней удерживаются слабее. Граница между металлами и неметаллами в периодической таблице (в ее длинном варианте) проводится по диагонали от В до At.

Водородные соединения. Зависимость строения и свойств водородных соединений от положения элемента в периодической системе. Особенности строения и химических свойств солеподобных гидридов s- элементов. Строение молекул и химические свойства ковалентных гидридов р- элементов.

С металлами водород образует (за некоторорым исключение) летучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строенияю поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. Эти вещества подвергаются полному гидролизу:

NaH+H₂O=NaOH+H₂

NaH=Na⁺+H^-

H^-+H⁺+OH=H₂+OH^-

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.

Проследим как изменяются свойства летучих водородных соединений неметаллов в периодах слева направо. Так, например, рассмотрим водородные соединений элементов 2-го периода – азота и фтора. Аммиак NH₃ обладает основными свойствами, а фтороводород кислотными. Такими же свойствами обладают водородные соединения 3-го периода – фосфин PH₃ и хлороводород.

В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаются.

С очень активными металалми водород взаимодействует непосредственно как окислитель, превращаясь в анион, называемый гидрид-анионом. Эти кристаллические вещества относятся к классу солей и при действии воды полностью разлагаются с выделением водорода и образованием щелочи.

Практически все элементы образуют с водородом соединения, которые можно разделить на 3 основные группы: ковалентные, ионные и металлические.

Атомы всех элементов с IVA по VIIA группу устанавливают с атомами водорода ковалентные связи, что приводит к образованию отдельных молекул, и поэтому соединения водорода с элементами этих групп являются летучими веществами с низкими температурами кипения. Атомы металлов IA и IIA групп (за исключением бериллия и магния), являясь сильными восстановителями, устанавливают ионные связи с атомами водорода, восстанавливая их в ионы H^-, в результате чего образуются ионные кристаллы, и внешне и по структуре сходные с солями. Такие солеобразные соединения водорода называются гидридами.

Наиболее обширную группу соединений с водородом образуют d-элементы, т.е. элементы всех B-групп. Эти соединения называются металлическими гидридами. По внешнему виду и по структуре они мало отличаются от порошков соответствующих металлов, обладают электрической проводимостью и теплопроводностью. Гибриды d-металлов имеют переменный состав и этим напоминают сплавы.

Выводы:

1. В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2. В группах сверху вниз отрицаительно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами реагируют со щелочами. Водородные же соединения, обладающие в водных растворах основными свойствами реагируют с кислотами.

4. Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.