Все s металлы соединяются с водородом образуя
Гидриды – это соединения элементов с водородом. Все гидриды можно разделить на четыре типа: три из которых образованы элементами главных подгрупп, а один – d элементами.
1. Ионные (или солеобразные гидриды) – это вещества, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами (например, NaH, CaH2). Степень окисления атома водорода в ионных гидридах равна – 1.
Ионные гидриды представляют собой белые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Кристаллическая решетка близка к ионной (типа NaCl). Прим. С увеличением размера катиона уменьшается энергия кристаллической решетки, а значит и термическая устойчивость гидридов. Например, LiH плавится без разложения, а CsH разлагается при 170 ºС.
Ионные гидриды при растирании на воздухе самовоспламеняются:
Они легко взаимодействуют водой .
В химическом отношении ионные гидриды – это основные соединения (при гидролизе образуют щелочь). Стандартный электродные потенциал перехода . Поэтому за счет иона ионные гидриды является сильными восстановителями. Они широко применяются для проведения различных синтезов, для получения водорода и в химическом анализе. Гидрид кальция используется в качестве осушителя для удаления следов влаги.
2. Ковалентные гидриды – это вещества, образованные неметаллами IV – VII групп главных подгрупп. В ковалентных гидридах химическая связь ковалентная полярная, но может быть почти ковалентной неполярной (например, РН3), кристаллические решетки молекулярные, низкие температуры плавления и кипения. Ковалентные гидриды могут быть безразличными (СН4), основными (NH3), кислотными (HCl, HF).
3. Полимерные гидриды существуют в виде сложных структур с цепями и полиэдрами. Их образуют бериллий, магний, элементы III группы главной подгруппы – бор, алюминий, галлий. В обычном состоянии вещества твердые. Устойчивы к действию воды и разбавленных кислот.
Водород проявляет в полимерных гидридах степень окисления –1. Наиболее изучен полимерный гидрид алюминия (AlH3)n. Полимеризация происходит за счет образования трехцентровых связей.
4. Металлические гидриды – это вещества, образованные переходными d и f элементами. Обладают собственным кристаллическим строением и свойствами, типичными для металлов: металлическим блеском, твердостью. Многие являются жаропрочными и коррозионностойкими веществами. Состав металлических гидридом не соответствует степени окисления (MeH, MeH2, MeH3). Нестехиометрические соединения.
В самом металле водород может находиться в различных состояниях: может образовывать твердый раствор, то есть атомы водорода внедряются в кристаллическую решетку металла, занимая пустоты, но не образует с ним химические связи. Так, один объем платины способен поглотить 100 объемов водорода, а один объем палладия – до 900.
С некоторыми металлами водород образует соединения внедрения, проникает в кристаллическую решетку между атомами металла и образует ковалентные связи. При малом числе таких связей сохраняется металлическая связь и физические свойства металла. При большом числе ковалентных связей кристаллическая решетка металла превращается в решетку другого типа. Появляется хрупкость (водородная хрупкость металла).
помогите сделать тест по химии 9 класс
«Щелочноземельные металлы» I задание: выберите правильный ответВсе элементы главной подгруппы I I группы периодической системы относятся к …1) типичным окислителям2) переходным элементам3) ѕ – элементам2. Все ѕ – элементы, кроме водорода и гелия, являются… 1) газообразными веществами, без цвета и запаха 2) жидкостями при комнатной температуре 3) металлами3. Атомы щелочноземельных элементов имеют … 1) по одному электрону на внешнем уровне 2) по два электрона на внешнем уровне 3) полностью заполненный внешний уровень4. Атомы щелочноземельных элементов имеют … 1) возможность терять два внешних электрона, образуя катион со степенью окисления +2 2) возможность терять единственный внешний электрон, образуя катион со степенью окисления +1 3) возможность приобретать один электрон на внешний уровень, образуя анион со степенью окисления -15. Радий, завершающий I I группу, является… 1) очень твёрдым 2) самым распространённым в земной коре 3) радиоактивным6. Все ѕ – металлы очень активны и поэтому… 1) самовоспламеняются на воздухе 2) хранятся в воде 3) хранятся в керосине7.Поскольку внешние электроны ѕ – металлов легко переходят к другим элементам, все эти металлы являются… 1) типичными изоляторами 2) сильными восстановителями 3) окислителями8. Все щелочноземельные металлы горят в атмосфере кислорода, образуя… 1) оксиды состава МеО 2) гидроксиды состава МеОН 3) оксиды Ме2О9. Оксид кальция может быть получен в результате реакции… t hv 1) 2Са + О2=== 2СаО 3) 2КО2 + О3 === К2О + 3О2 ↑ 2) Са + 2Н2О = Са (ОН) 2 + Н210. Все ѕ – металлы соединяются с водородом, образуя… 1) гидроксиды 2) гидраты 3) гидриды11. При взаимодействии щелочноземельных металлов с водой образуютя… 1) гидриды и кислород 2) основания и водород 3) пероксиды и водород12. Сульфатом кальция является вещество, имеющее формулу… 1) Са2SО4 2) Са (НSО4 )2 3) СаSО4 13. Металлы I I группы главной подгруппы будут взаимодействовать с кислотами те, … 1) которые в ряду напряжения металлов стоят после Н 2) которые в ряду напряжения металлов стоят до Н 3) будут реагировать все14. Пара металлов, обладающих наиболее сходными свойствами: 1) Са и Nа 2) Са и Мq 3) Са и Мn15. Оксиды щелочноземельных металлов имеют общую молекулярную формулу… 1) МеО2 2) МеО 3) Ме2ОI I задание: Осуществите превращения, запишите соответствующие уравнения реакций. Мq СО3 → МqСl2 → Мq (ОН) 2→ МqО →Мq I I I задание: закончите уравнения реакцийа) Са + Н2О →б) Са (ОН) 2 + СО2 →
1. Все элементы главной подгруппы I группы периодической системы относятся к …
3) ѕ – элементам
2. Все ѕ – элементы, кроме водорода и гелия, являются…
3) металлами
3. Атомы щелочных элементов имеют …
1) по одному электрону на внешнем уровне
4. Атомы щелочных элементов имеют …
2) возможность терять единственный внешний электрон, образуя катион
со степенью окисления +1
5. Франций, завершающий I группу, является…
3) радиоактивным
6. Все ѕ – металлы очень активны и поэтому…
3) хранятся в керосине
7.Поскольку внешние электроны ѕ – металлов легко переходят к другим элементам, все эти металлы являются…
2) сильными восстановителями
8. Все щелочные металлы горят в атмосфере кислорода, образуя…
3) пероксиды Ме2О2 и оксиды Ме2О
9. Оксид калия может быть получен в результате реакции…
t
2) КО2 + 3К === 2К2О
10. Все ѕ – металлы соединяются с водородом уже при незначительном нагревании,
образуя…
3) гидриды
11. При взаимодействии щелочных металлов с водой образуютя…
2) щёлочи и водород
12. Сульфатом калия является вещество, имеющее формулу…
3) К2SО4
13. Металлы I группы главной подгруппы будут взаимодействовать с кислотами те, …
3) будут реагировать все
14. Пара металлов, обладающих наиболее сходными свойствами:
2) К и Nа
15. Реакция замещения возможна между…
4) нитратом серебра и железом
I I задание: Осуществите превращения, запишите соответствующие уравнения реакций.
Nа → Nа2О2 → NаО2 → Nа2СО3 → Nа Сl
2Na +O2 = Na2O2
Na2O2 + Na = Na2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2
I I I задание: закончите уравнения реакций
а) 2Nа + Н2 → 2NaH
б) Nа2О + Н2О → 2NaOH
Все s металлы соединяются с водородом образуя
s-элементами называются элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы, а также гелий. Все они, кроме водорода и гелия, являются металлами. Металлы I группы называются щелочными, поскольку все они реагируют с водой, образуя щелочи. Металлы II группы, за исключением бериллия, принято называть щелочноземельными. Возникновение этого термина связано со старинным названием оксидов этих металлов — щелочные земли. Франций, завершающий I группу, и радий, завершающий II группу, являются радиоактивными элементами. Единственный природный изотоп имеет малый период полураспада мин, поэтому о его химических свойствах известно не так уж много.
Все -металлы имеют во внешней оболочке атомов по одному или два электрона. Эти металлы могут легко отдавать свои -электроны, образуя ионы с устойчивыми электронными конфигурациями благородных газов.
Все s-металлы при обычных условиях находятся в твердом состоянии, ни один из них не образует аллотропных модификаций. Металлы I группы очень мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими металлами. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже, чем металлы I группы. Они имеют сравнительно более высокую плотность, хотя она гораздо меньше, чем у переходных металлов.
Химические свойства металлов.
Все -металлы на свежем разрезе имеют блестящую поверхность, однако вступая в контакт с кислородом воздуха, они энергично окисляются и быстро тускнеют. Поэтому все s-металлы, за исключением бериллия и магния, приходится хранить под слоем керосина или жидкого парафина, чтобы воспрепятствовать их контакту с воздухом. Бериллий и магний образуют на поверхности защитный слой оксида и поэтому корродируют сравнительно медленно.
Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды одного или нескольких типов — нормальные оксиды состава (I группа) и (II группа), пероксиды состава (I группа) и (II группа), супероксиды состава (I группа) и (II группа).
Например, только литий сгорает на воздухе с образованием оксида
а натрий образует смесь пероксида и супероксида
Оксиды натрия и калия могут быть получены только при соблюдении особых условий, например при нагревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Все -металлы I и II групп соединяются с водородом при нагревании, образуя гидриды, например:
Также все s-металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой, азотом, фосфором и углеродом, образуя при этом галогениды
Все s-металлы I и II групп восстанавливают холодную воду до гидроксидов и водорода:
Их реакционная способность возрастает сверху вниз по группе. Так, литий реагирует с водой относительно медленно, тогда как калий реагирует с водой со взрывом, самопроизвольно загорается и горит фиолетовым пламенем на поверхности воды.
Активность металлов I и II групп по отношению к кислотам тоже возрастает сверху вниз по группе
Все щелочные металлы реагируют с кислотами со взрывом, поэтому в лабораториях такие реакции, как правило, не проводят.
Соединения s-металлов.
Выше было указано, что -металлы образуют оксиды трех типов, которые обладают типичными основными свойствами. За исключением оксидов бериллия и магния, оксиды, пероксиды и супероксиды остальных элементов легко реагируют с водой, образуя сильно щелочные растворы, например:
Гидроксиды КОН и NaOH — важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности их получают электролизом растворов хлоридов.
При реакции щелочей с кислотами образуются соли:
Реакции такого типа называются реакциями нейтрализации.
Гидриды, нитриды, фосфиды и карбиды -металлов реагируют с водой (см. § 9—12), например:
а также с кислотами:
Обнаружение некоторых s-металлов по окрашиванию пламени.
Потенциалы (энергии) ионизации щелочных и щелочноземельных металлов очень малы, поэтому при внесении металла или его соединения в пламя горелки элемент легко ионизуется, окрашивая пламя в цвет, соответствующий его спектральной линии возбуждения. Желтый цвет пламени характерен для соединений натрия, фиолетовый — для соединений калия, кирпичнокрасный — для соединений кальция.
Рекомендуемая литература: [Кузьменко, 1977, гл. 17], [Третьяков, § 61—66], [Фримантл, т. 2, гл. 13], [Хомченко, 1993, гл. 13].
Общая характеристика s-элементов первой и второй групп
s-Элементы – это элементы, у которых происходит заполнение s-подуровня. Данные элементы находятся в главных подгруппах первой и второй групп. S-элементы первой группы включают водород и щелочные металлы, а второй группы – бериллий, магний и щелочноземельные металлы. К s-элементам также относится инертный газ гелий.
s-металлы первой группы включают: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Сs) и франций (Fr). Данные металлы называются щелочными, так как два главных представителя (натрий и калий) образуют сильные основания – щелочи. На внешнем энергетическом уровне атомов данных элементов находится один электрон, который атомы щелочных металлов легко отдают, превращаясь в однозарядные катионы. С увеличением порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, что приводит к усилению восстановительной активности. Щелочные металлы характеризуются незначительной твёрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления.
s -элементы второй группы включают: бериллий (Ве), магний (Мg) и щелочноземельные металлы – кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Rа). Бериллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы. Бериллий является амфотерным металлом. Магний образует слабое основание, а щелочноземельные металлы – сильные основания. Данные металлы имеют на внешнем уровне по два электрона и сравнительно легко их отдают, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие температуры плавления.
Данные металлы обладают высокой химической активностью. Их активность можно определить по положению в электрохимическом ряду. Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ 0 = –3,045 В), хотя по положению в периодической таблице он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем.
Это является следствием того, что положение металла в электрохимическом ряду определяется суммой трех величин:
1) энергии разрушения кристаллической решетки;
2) энергии ионизации металла;
3) энергии гидратации образовавшегося иона.
Энергии разрушения кристаллической решетки для данных металлов примерно одинаковы. Энергия ионизации атома лития в подгруппе самая высокая (Е = 5,39 эВ), но энергия гидратации иона лития, благодаря малому радиусу, аномально высокая. По сумме данных трех величин литий в водном растворе электрохимически самый активный металл.
При взаимодействии щелочных металлов с кислородом воздуха: литий образует оксид (Li2О), натрий – пероксид (Na2О2), а калий, рубидий и цезий – надпероксиды (МеО2). Бериллий, магний и щелочноземельные металлы легко окисляются на воздухе с образованием оксидов.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:
Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов способны взаимодействовать с углекислым газом с выделением кислорода, что позволяет использовать их в системах регенерации воздуха:
Щелочные и щелочноземельные металлы также реагируют с другими неметаллами: галогенами, серой, азотом, водородом. При этом образуются соответствующие галогениды, сульфиды, нитриды и гидриды. Например,
Гидриды полностью разлагаются водой с образованием водорода и гидроксида металла. Например,
Данные металлы вытесняют водород из воды, так как в элекрохимическом ряду стоят левее алюминия. Например,
Бериллий и магний с водой реагируют медленно вследствие малой растворимости образующихся гидроксидов.
Ве(ОН)2 обладает амфотерными свойствами , т.е. взаимодействует с кислотами и щелочами:
Наиболее распространенные соединения данных элементов следующие:
NаCl – хлорид натрия (поваренная соль) консервант пищевых продуктов;
NаОН – гидроксид натрия (каустическая сода). Применяется для получения мыла, очистки нефти и др.
Nа2СО3 – карбонат натрия (кальцинированная сода);
NаНСО3 – гидрокарбонат натрия (питьевая сода);
Калий в виде калийных солей необходим для питания растений.
Магний нужен растениям, так как входит в состав хлорофилла.
СаО – оксид кальция (негашеная известь);
Са(ОН)2 – гидроксид кальция (гашеная известь) широко применяется в строительном деле;
СаSО4·2Н2О – сульфат кальция (гипс);
СаСО3 – карбонат кальция (известняк, мел, мрамор). При его термическом разложении получают негашеную известь и углекислый газ
Следует отметить, что соединения натрия, калия, кальция и магния нужны для жизнедеятельности живых организмов.
Водород и гелий также относятся к s-элементам. Данные элементы по распространенности во Вселенной занимают: водород – первое место, а гелий – второе.
Содержание водорода на Земле составляет ~1 %, но в свободном виде Н2 почти не встречается. Он входит в состав различных соединений. Водород существует в виде трех изотопов: протий 1 1Н, дейтерий 2 1D и тритий 3 1Т. В природе на 6800 атомов водорода приходится 1 атом дейтерия. Вследствие большой разницы в массах физические и химические свойства изотопов водорода и образуемых ими соединений довольно значительно отличаются. Одним из наиболее распространенных в природе химических соединений водорода является вода. На примере данного соединения будет показан общий подход при анализе строения и свойств химических соединений.
Гелий на Земле встречается только в атмосфере и содержание его невелико. В химическом отношении это инертное вещество, поэтому применяется в автогенной сварке для создания инертной среды. Температура плавления гелия – 271,4 о С (при давлении 3,0 МПа), а температура кипения – 269,9 о С, что позволяет использовать его в качестве хладоносителя в физике низких температур.
Водород. Строение и свойства водорода. Водородные соединения металлов и неметаллов
Строение и физические свойства водородаВодород - двухатомный газ Н2. Он не имеет ни цвета, ни запаха. Это самый легкий газ. Благодаря этому свойству он использовался в аэростатах, дирижаблях и тому подобных устройствах, однако широкому применению водорода в этих целях мешает его взрывоопасность в смеси с воздухом.
Молекулы водорода неполярные и очень маленькие, поэтому взаимодействие между ними мало. В связи с этим он имеет очень низкие температуры плавления (-259оС) и кипения (-253оС). Водород практически нерастворим в воде.
Водород имеет 3 изотопа: обычный 1Н, дейтерий 2H или D, и радиоактивный тритий 3Н или Т. Тяжелые изотопы водорода уникальны тем, что тяжелее обычного водорода в 2 или даже в 3 раза! Именно поэтому замена обычного водорода на дейтерий или тритий заметно сказывается на свойствах вещества (так, температуры кипения обычного водорода Н2 и дейтерия D2 различаются на 3,2 градуса). Взаимодействие водорода с простыми веществами Водород - неметалл среднейэлектроотрицательности. Поэтому ему присущи и окислительные, и восстановительные свойства.
Окислительные свойства водорода проявляются в реакциях с типичными металлами - элементами главных подгрупп I-II группы таблицы Менделеева. Самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные) при нагревании с водородом дают гидриды – твердые солеобразные вещества, содержащие в кристаллической решетке гидрид-ион Н-. 2Na + Н2 = 2NaН ; Са + Н2 = СаН2 Восстановительные свойства водорода проявляются в реакциях с более типичными неметаллами, чем водород: 1) Взаимодействие с галогенами H2 + F2 = 2HF
Аналогично протекает взаимодействие с аналогами фтора - хлором, бромом, иодом. По мере уменьшения активности галогена интенсивность протекания реакции уменьшается. Реакция с фтором происходит при обычных условиях со взрывом, для реакции с хлором требуется освещение или нагревание, а реакция с иодом протекает лишь при сильном нагревании и обратимо. 2) Взаимодействие с кислородом2Н2 + О2 = 2Н2О Реакция протекает с большим выделением тепла, иногда со взрывом. 3) Взаимодействие с серой Н2 + S = H2S Сера - гораздо менее активный неметалл, чем кислород, и взаимодействие с водородом протекает спокойно.Ь 4) Взаимодействие с азотом 3Н2 + N2↔ 2NH3 Реакция обратима, протекает в заметной степени только в присутствии катализатора, при нагревании и под давлением. Продукт называется аммиак. 5) Взаимодействие с углеродом С + 2Н2↔ СН4 Реакция протекает в электрической дуге или при очень высоких температурах. В качестве побочных продуктов образуются и другие углеводороды. 3. Взаимодействие водорода со сложными веществами Водород проявляет восстановительные свойства и в реакциях со сложными веществами: 1) Восстановление оксидов металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений правее алюминия, а также оксиды неметаллов:Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O;CuO + H2 Cu + H2OВодород применяют как восстановитель для извлечения металлов из оксидных руд. Реакции идут при нагревании.2) Присоединение к органическим непредельным веществам ; С2Н4 + Н2(t;p)→ С2Н6 Реакции протекают в присутствии катализатора и под давлением. Других реакций водорода мы пока касаться не будем. 4. Получение водородаВ промышленности водород получают переработкой углеводородного сырья - природного и попутного газа, кокса и т.п. Лабораторные методы получения водорода:
1) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, с кислотами.Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений металлов левее магния, с холодной водой. При этом также образуется щелочь.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее марганца, способен вытеснять водород из воды при определенных условиях (магний - из горячей воды, алюминий - при условии снятия оксидной пленки с поверхности).
Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2
Металл, находящийся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее кобальта, способен вытеснять водород из водяного пара. При этом также образуется оксид.
3Fe + 4H2Oпар Fe3O4 + 4H23) Взаимодействие металлов, гидроксиды которых амфотерны, с растворами щелочей.
Металлы, гидроксиды которых амфотерны, вытесняют водород из растворов щелочей. Вам необходимо знать 2 таких металла - алюминий и цинк:
2Al + 2NaOH +6H2O = 2Na[Al(OH)4] + + 3H2
Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2
При этом образуются комплексные соли - гидроксоалюминаты и гидроксоцинкаты.
Все методы, перечисленные до сих пор, основаны на одном и том же процессе - окислении металла атомом водорода в степени окисления +1:
М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2
4) Взаимодействие гидридов активных металлов с водой:
СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2
Этот процесс основан на взаимодействии водорода в степени окисления -1 с водородом в степени окисления +1:
5) Электролиз водных растворов щелочей, кислот, некоторых солей:
5. Водородные соединенияВ этой таблице слева легкой тенью выделены клетки элементов, образующих с водородом ионные соединения - гидриды. Эти вещества имеют в своем составе гидрид-ион Н-. Они представляют собой твердые бесцветные солеобразные вещества и реагируют с водой с выделением водорода.
Элементы главных подгрупп IV-VII групп образуют с водородом соединения молекулярного строения. Иногда их также называют гидридами, но это некорректно. В их составе нет гидрид-иона, они состоят из молекул. Как правило, простейшие водородные соединения этих элементов - бесцветные газы. Исключения - вода, являющаяся жидкостью, и фтороводород, который при комнатной температуре газообразен, но при нормальных условиях - жидкость.
Темными клетками отмечены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие кислотные свойства.
Темными клетками с крестом обозначены элементы, образующие с водородом соединения, проявляющие основные свойства.
29). общая характеристика свойств элементов главной подгруппы 7гр. Хлор. Свойства лора. Соляная кислота.В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат (астат - радиоактивный элемент, изучен мало). Это р-элементы VII группы периодической системы Д.И.Менделеева. На внешнем энергетическом уровне их атомы имеют по 7 электронов ns2np5. Этим объясняется общность их свойств.
Они легко присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления -1. Такую степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами.
Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2р подуровень.У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а степень окисления всегда -1.
Электронное строение атома хлора выражается схемойУ атома хлора один неспаренный электрон на 3р-подуровне и обычном (невозбужденном) состоянии хлор одновалентен. Но поскольку хлор находится в третьем периоде, то у него имеется еще пять орбиталей 3d-подуровня, в которых могут разместиться 10 электронов.
. У фтора нет свободных орбиталей,а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме. Поэтому при рассмотрениисвойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и соединений.
Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF — фтороводородная (плавиковая), НСl — хлороводородная (соляная),НВr — бромводородная, НI — йодоводородная.
Химически Хлор очень активен, непосредственно соединяется почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании) и с неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода, инертных газов), образуя соответствующие хлориды, вступает в реакцию со многими соединениями, замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к ненасыщенным соединениям. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами; из соединений Хлора с этими элементами он вытесняется фтором. Щелочные металлы в присутствии следов влаги взаимодействуют с Хлором с воспламенением, большинство металлов реагирует с сухим Хлором только при нагревании Фосфор воспламеняется в атмосфере Хлора, образуя РCl3, а при дальнейшем хлорировании - РСl5; сера с Хлором при нагревании дает S2Cl2, SCl2 и другие SnClm. Мышьяк, сурьма, висмут, стронций, теллур энергично взаимодействуют с Хлором. Смесь Хлора с водородом горит бесцветным или желто-зеленым пламенем с образованием хлористого водорода (это цепная реакция). С кислородом Хлор образует оксиды: Cl2О, СlO2, Cl2О6, Сl2О7, Cl2О8, а также гипохлориты (соли хлорноватистой кислоты), хлориты, хлораты и перхлораты. Все кислородные соединения хлора образуют взрывоопасные смеси с легко окисляющимися веществами. Хлор в воде гидролизуется, образуя хлорноватистую и соляную кислоты: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. При хлорировании водных растворов щелочей нахолоду образуются гипохлориты и хлориды: 2NaOH + Cl2= NaClO + NaCl + Н2О, а при нагревании - хлораты. Хлорированием сухого гидрооксида кальция получают хлорную известь. При взаимодействии аммиака с Хлором образуется треххлористый азот. При хлорировании органических соединений Хлор либо замещает водород, либо присоединяется по кратным связям, образуя различные хлорсодержащие органических соединения. Хлор образует с других галогенами межгалогенные соединения. Фториды ClF, ClF3, ClF3 очень реакционноспособны; например, в атмосфере ClF3 стеклянная вата самовоспламеняется. Известны соединения хлора с кислородом и фтором - оксифториды Хлора: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 и перхлорат фтора FClO4. Соля́ная кислота́ (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород)[1] — HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl2 и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38% по массе. Соли соляной кислоты называются хлоридами.
Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду металлов до водорода с образованием соли и выделением газообразноговодорода:
Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:
Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):
Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной:
Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:
Взаимодействие с аммиаком с образованием густого белого дыма, состоящего из мельчайших кристалликов хлорида аммония[2]:
Качественной реакцией на соляную кислоту и её соли является её взаимодействие с нитратом серебра, при котором образуетсятворожистый осадок хлорида серебра, нерастворимый в азотной кислоте[3]:
Читайте также: