Алюминий

Нахождение в природе

Среди металлов по распространенности в природе алюминию принадлежит первое место.

Содержание алюминия в земной коре составляет 8,8% по массе.

Важнейшие природные соединения алюминия:

алюмосиликаты,

бокситы,

корунд,

криолит.

Нахождение в природе

Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры.

Их можно рассматривать как соли, образованные оксидами алюминия, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов.

Алюмосиликат состава Nа2О·А12О3·2SiО2 и

К20·А1203·2 Si02 — нефелин.

Нефелин – важнейшая алюминиевая руда.

Крупные залежи нефелина находятся на Кольском полуострове и в Красноярском крае.

Нахождение в природе

При выветривании многих алюмосиликатов образуется глина: А12О3·2SiО2·2Н20.

Бокситы — горная порода, состоящая из гидратированного оксида алюминия и оксидов

железа, которые придают им красный цвет. Содержат от 30 до 60% А1203.

Именно из бокситов получают алюминий.

Месторождения боксита имеются на Урале,

в Ленинградской области, в Башкирии, Казахстане, Сибири и т.д.

Нахождение в природе

Корунд — минерал состава А1203, обладает большой твердостью,

применяется как абразивный материал.

Криолит — минерал состава А1F3·ЗNaF

или Na3AlF6.

Применяется в металлургии алюминия.

В настоящее время приготавливается криолит искусственным путем.

Получение

В промышленности алюминий получают электролизом оксида алюминия.

Чистый А1203, свободный от воды, оксидов железа, и диоксида кремния,

получают из боксита или нефелина и растворяют в расплавленном

криолите Na3AlF6 с добавкой фторида кальция СаF2.

Получение

расплав Al2O3 Al3+ + AlO33−.

Процессы на электродах:

2(−)К : Al3+ +3е = Al, в−ие.

1(+) А: 2 AlО33− −6е = 32 О2 ↑ +Al2О3 , о−ие. 2 Al3+ +2 AlО33− = 2 Al + 32 О2 ↑ +Al2О3.

Катодом являются угольные блоки в основании электролизера.

Получение

Кислород, выделяющийся на угольном аноде, окисляет его до СО и СО2.

С +О2 →СО ↑,

2→СО2 ↑.

Материал анода быстро расходуется и его заменяют.

Условия электролиза: Т≈1000° С,

сила тока 60 000 А, напряжение 4 – 6 В.

Получение алюминия требует большого

расхода электроэнергии.

Физические свойства

Алюминий — серебристо-белый

металл, легкий, но механически прочный.

Поверхность алюминия покрыта оксидной пленкой, предохраняющей металл от дальнейшего окисления.

Пленка прочная, твердая и гибкая, не отстает при растягивании, сжатии,

закручивании и изгибе, придает поверхности матовый вид.

Физические свойства

Алюминий обладает хорошей

электропроводностью и теплопроводностью, но уступает меди.

Легко поддается обработке: прокатывается в фольгу, вытягивается в тонкую проволоку, отливается.

Легко образует сплавы.

При 600°С алюминий становится хрупким и его можно истолочь в зерна или в порошок

(алюминиевая пудра).

Химические свойства

3.При нагревании алюминий реагирует с галогенами, а при высокой температуре

– с серой, азотом, углем и образует

хлориды, сульфиды, нитриды и

карбиды:

Al +Cl2 → AlCl3 ,

Al +S t →Al2 S3 ,

Al + N2 → AlN,

Al +С → Al4С3.

Химические свойства

5. Отношение к кислотам.

При обыкновенной температуре алюминий практически не

взаимодействует с концентрированной

и сильно разбавленной азотной

кислотой в результате образования защитной оксидной пленки.

Поэтому HNO3 хранят и перевозят в алюминиевой таре.

Химические свойства

Однако он растворяется в соляной и серной кислотах:

Al + HСl → AlCl3 + H2 ↑,

Al + H2 SO4 разб. → Al2 (SO4 )3 + H2 ↑.

Концентрированная серная кислота при

комнатной температуре пассивирует алюминий, но при нагревании:

+6

Аl + H2 SO4 конц. t → S 0 + H2O + Al2 (SO4 )3.

Таблица. Взаимодействие металлов с кислотами

Ca Na Mg Al Mn Cr Zn Fe Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Hg Ag Au

НNO3 конц

NO2

Н2SO4 конц

НNO3 разб

Применение

1. Алюминий ̶крылатый металл:

самолет на 2/3 состоит из алюминия и

его сплавов, а авиационный мотор ̶

на 1/4 из сплавов алюминия.

2. Алюминий идет на изготовление кабелей и проводов.

3. Из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты,

корпуса автобусов, троллейбусов и вагонов.

Применение

7. Алюминотермию применяют также для сварки рельсов и деталей стального литья.

Для этого используют термит – смесь эквивалентных количеств порошка алюминия и железной окалины Fe3O4.

Применение

Реакция протекает очень быстро, выделяется большое количество теплоты, а температура смеси достигает 3500°С.

Выделяющейся теплоты достаточно для полного расплавления железа.

8. Алюминием насыщают поверхности стальных или чугунных изделий с целью

защиты изделия от окисления при сильном нагревании.

Этот процесс называют алитированием.

Соединения алюминия

Оксид алюминия.

Cr2O3 (старое название глинозем) – вещество белого цвета, тугоплавкое, обладает высокой

твердостью.

В природе встречается в виде корунда и различных его разновидностей.

Если бесцветные кристаллы корунда окрашены примесями в синий цвет, то они называются

сапфирами, в фиолетовый – аметистами, в красный — рубинами.

Cоединения алюминия

Кристаллы рубина с примесями Cr2O3

используются в квантовых генераторах.

Из рубина делают детали точных приборов

– камни в часах, рубиновые звезды.

Корунд – абразивный материал.

Получение Al2O3: Аl +O2 t →Al2O3.

Al(OН)3 t →Al2O3 + H2O.

Al2O3– амфотерный оксид.

Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O.

Al2O3 + NaOH сплавление→NaAlO2 + H2O. Al2O3 + NaOH в растворе→Na[ Al(OH )4 ].

Cоединения алюминия

Al(OН)3 – белое твердое вещество, нерастворимое в воде.

Al(OН)3 получают:

+ NaOH → Al(OH )3 ↓ +NaCl.

Al(OН)3 – типичный амфотерный гидроксид.

Al(OН)3 + H2 SO4 → Al2 (SO4 )3 + H2O.

Al(OН)3 + NaOH в растворе→Na[ Al(OH )4 ]. Al(OН)3 + NaOH сплавление→NaAlO2 + Н2О.

Cоединения алюминия

Наибольшее применение находят соли

алюминия:

AlСl3 – как катализатор в органическом синтезе;

Al2(SO4)3 ·18 H2O – для очистки воды и в приготовлении некоторых сортов бумаги;

КAl(SO4)2 ·12 H2O – алюмокалиевые квасцы применяют для дубления кож, в красильном

деле для протравливания х/б тканей

(основано на гидролизе соли, см. тему

«Хром»).

металлические свойства (отдает электрон).

В других — неметаллические (принимает электрон).

Однако по свойствам он имеет больше сходства с галогенами, чем со щелочными металлами.

Поэтому водород помещают в VII группу

периодической системы элементов Д. И.

Менделеева, а в I группе символ водорода заключают в скобки.

Водород. Нахождение в природе

Водород широко распространен в природе:

содержится в воде,

во всех органических соединениях,

в свободном виде – в некоторых природных газах.

Содержание его в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы 1%).

Водород составляет половину массы Солнца.

В природе водород встречается в виде двух изотопов

–протия (99,98%) и дейтерия (0,02%).

Поэтому в обычной воде содержатся небольшие

количества тяжелой воды.

Водород. Получение

В лабораторных условиях водород получают:

1. взаимодействием металла (цинка) с

растворами соляной или серной кислот (реакция

проводится в аппарате Киппа):

Zn +2H+ = Zn2+ +H2 ↑.

2. Электролизом воды:

На катоде выделяется 2 объема водорода, на

аноде – 1 объем кислорода.

Водород. Получение

В промышленности водород получают несколькими способами.

1. Электролизом водных растворов КС1 или NаС1 как побочный продукт:

Процессы на электродах:

2K2SO4 р−р +6H2O эл−з→4KOH+2H2 ↑+O2 ↑+2H2SO4.

Водород. Получение

2. Конверсионным способом (конверсия превращение).

Сначала получают водяной газ, пропуская пары воды через раскаленный кокс при 1000oС

C +H2O = CO ↑ +H2 ↑.

Затем оксид углерода (II) окисляют в оксид углерода

(IV), пропуская смесь водяного газа с избытком паров

воды над нагретым до 400 – 450° С катализатором

Fе203: CО+(H2 ) +Н2О = CO2 +H2 +(Н2 ).

Образующий оксид углерода (IV) поглощается

водой.

Этим способом получают cвыше 50% промышленного

водорода.

Водород. Получение

3. Конверсией метана с вoдяным паром

CН4 +2H2O = CO2 +4H2.

Реакция протекает при 1300°С в присутствии никелевого катализатора.

Этот метод позволяет использовать природные газы и

получать самый дешевый водород.

4. Нагреванием метана до 350°С в присутствии железного или никелевого катализатора:

5. Глубоким охлаждением (до –196° С) коксового газа.

При таком охлаждении все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.

Водород. Физические свойства

Водород – газ без цвета, вкуса и запаха, в 14,4 раза легче воздуха – это самый легкий газ.

Мало растворим в воде (в 1 л воды при 20°С

растворяется 18 мл водорода).

При –252,8° С и атмосферном давлении переходит

в жидкое состояние.

Жидкий водород бесцветен.

Кроме водорода с массовым числом 1 существуют изотопы с массовыми числами 2 и 3 – дейтерий D и тритий Т.

Водород. Химические свойства

В соединениях водород всегда

одновалентен.

Для него характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов она равна –1.

Молекула водорода состоит из двух атомов:

Энергия связи составляет 436 кДж/моль, что объясняет сравнительно небольшую активность молекулярного водорода при комнатной температуре.

Водород. Химические свойства

Со многими неметаллами водород образует газообразные соединения типа RН4, RН3, RН2, RН.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества теплоты.

Температура водородно-кислородного пламени достигает 3000° С.

Смесь двух объемов водорода и одного объема

кислорода называется гремучим газом.

При поджигании такая смесь дает сильный взрыв.

При горении водорода в кислороде, и при взрыве гремучей смеси образуется вода:

2Н2 +О2 2Н2О.

В этой реакции водород окисляется кислородом:

водород – восстановитель, кислород – окислитель.

Водород. Химические свойства

При работе с водородом необходимо соблюдать большую осторожность: предварительно проверять

герметичность аппаратуры, а также чистоту водорода перед его поджиганием.

Водород при высокой температуре соединяется со щелочными и щелочноземельными металлами, образуя белые кристаллические вещества – гидриды

металлов: (LiH, NаН, КН, СаН2 и др.).

В этих соединениях металл имеет положительную степень окисления, водород – отрицательную.

Если гидрид металла расплавить и подвергнуть электролизу, то водород будет выделяться на аноде, металл на катоде.

Отрицательно заряженный ион водорода имеет завершенный энергетический уровень, как у атома гелия.

Водород. Химические свойства

При нагревании водород восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuO+2 +H2 = Cu +H2O.

Сu+2e = Cu, восстановление,

H2 −2е = 2H+, окисление.

В этой реакции водород отдает один электрон (молекула водорода – два электрона), он —

восстановитель.

Однако атом водорода может принимать один электрон (молекула — два электрона):

H +е = H−, восстановление.

Это происходит, например, при образовании гидридов металлов. В этом случае водород – окислитель.

Водород. Применение

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах.

Как легкий газ он используется для наполнения аэростатов и дирижаблей (в смеси с гелием).

Применяют водород для получения высоких температур: кислородно-водородным пламенем

режут и сваривают металлы.

Он используется для получения металлов (молибдена,

вольфрама и др.) из их оксидов.

В химической промышленности:

для получения аммиака из азота воздуха;

искусственного жидкого топлива из угля.

В пищевой промышленности – для гидрогенизации

жиров.

Изотопы водорода – дейтерий и тритий –

применяются в атомной энергетике (термоядерное

горючее).

Пероксид водорода

Пероксид (перекись) водорода представляет собой бесцветную сиропообразную жидкость плотностью 1,45 г/см3, затвердевающую при – 0,48°С.

Это очень непрочное вещество, способное разлагаться со взрывом на воду и кислород, причем выделяется большое количество теплоты:

2Н2О2(ж) = 2Н2О(ж) +О2 , ∆r Н =197,5кДж.

Водные растворы пероксида водорода более устойчивы.

В прохладном месте они могут сохраняться довольно долго.

Пергидроль – раствор, который поступает в продажу, и содержит 30% Н2О2.

В нем, а также в высококонцентрированных растворах пероксида водорода содержатся стабилизирующие добавки.

Пероксид водорода

В промышленности пероксид водорода получают в

основном электрохимическими методами, например,

анодным окислением растворов серной кислоты или гидросульфата аммония с последующим гидролизом образующейся при этом пероксодвусерной кислоты

H2S2O8 +2H2O = 2H2SO4 +H2O.

Пероксид водорода – очень слабая двухосновная

кислота распадается в незначительной степени на

2Н+ +О22−, 2 ступень.

Диссоциация по второй ступени практически не

протекает.

Пероксид водорода

Однако при связывании ионов водорода (например,

при введении в раствор щелочи) диссоциация по

второй ступени происходит.

С некоторыми основаниями пероксид водорода

реагирует непосредственно, образуя соли.

Так, при действии пероксида водорода на водный

раствор гидроксида бария выпадает осадок бариевой соли пероксида водорода:

Н2О2 +Ва(ОН)2 = ВаО2 ↓ +2Н2О.

Соли пероксида водорода называются пероксидами

или перекисями.

Они состоят из положительно заряженных ионов металла и отрицательно заряженных ионов О2–.

Пероксид водорода

Степень окисленности кислорода в пероксиде водорода равна –1, т. е. имеет промежуточное значение между степенью окисленности кислорода в воде –2 и в молекулярном кислороде

(0).

Поэтому пероксид водорода обладает свойствами как окислителя, так и восстановителя, проявляет окислительновосстановительную двойственность.

Все же для него более характерны окислительные свойства, так как стандартный потенциал электрохимической системы

Н2О2 +2Н+ +2е = 2Н2О,

в которой Н202 выступает как окислитель, равен 1,776 В, в то время как стандартный потенциал электрохимической

в которой пероксид водорода является восстановителем, равен

0,682 В.

Пероксид водорода

Примеры реакций, в которых Н202 окислитель:

KNO2 +H2O2 = KNO3 +H2O, 2KI +H2O2 = I2 +2KOH.

Реакции, в которых Н202 восстановитель:

2KMnO4 +5H2O2 +3H2SO4 = 2MnSO4 +5O2 +K2SO4 +8H2O.

Ag2O +H2O2 = 2Ag +O2 +H2O.

Пероксид водорода. Применение

Применение пероксида водорода связано с его

окислительной способностью и с безвредностью

продукта его восстановления (Н2О). Его используют:

для отбеливания тканей и мехов,

применяют в медицине (3% раствор – дезинфицирующее средство),

в пищевой промышленности (при консервировании пищевых продуктов),

в сельском хозяйстве для протравливания семян,

в производстве ряда органических соединений, полимеров, пористых материалов.

Вода

Вода – оксид водорода – одно из наиболее

распространенных и важных веществ.

Поверхность Земли, занятая водой, в 2,5 раза

больше поверхности суши.

Чистая вода в природе отсутствует, она всегда

содержит примеси.

Получают чистую воду методом перегонки.

Перегнанная вода называется дистилированной.

Состав воды (по массе): 11,19% водорода и

88,81 % кислорода.

Вода. Физические свойства

Чистая вода прозрачна, не имеет запаха и вкуса.

Наибольшую плотность она имеет при 4°С (1 г/см3).

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.

Чистая вода очень плохо проводит электричество.

Вода – хороший растворитель.

Молекула воды имеет угловую форму.

Атомы образуют угол, равный 104,5°.

Вода. Физические свойства

Молекула воды – диполь: та часть ее, 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 Н2О содержатся ассоциированные, т. е. соединенные в

более сложные агрегаты – (Н2О)х.

Причина ассоциации – образование водородных связей.

Вода. Физические свойства

Наличием водородных связей между молекулами

воды объясняются аномалии ее физических свойств:

максимальная плотность при 4° С,

высокая температура кипения в ряду

Н2О – Н2S – Н2Sе – Н2Те,

аномально большая теплоемкость (4,18 Дж/(г·К)).

С повышением температуры водородные связи

разрываются, и полный разрыв их наступает при

переходе воды в пар.

Вода. Xимические свойства

Вода – 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):

H2O +Н2SO4 = H2SO Н2О;

H2O + NaOH = NaOH H2O;

Вода. Xимические свойства

10H2O + Na2CO3 = Na2CO3 10Н2О;

5H2O +CuSO4 = CuSO4 5H2O.

Очевидно, соединения, связывающие воду,

могут служить в качестве осушителей.

Из других осушающих веществ следует указать

Р2О5, СаО, ВаО, металлический Nа (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 D2O).

По физическим свойствам она отличается от

обычной воды.

Все химические реакции с тяжелой водой протекают немного медленнее, чем с обычной водой.

Поэтому она накапливается в электролизере при длительном электролизе обычной воды.

Тяжелая вода применяется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

Общая характеристика галогенов

Водные растворы водородных соединений галогенов являются кислотами: НF – фтороводородная (плавиковая), НСl – соляная, НВг – бромоводородная, НI– иодоводородная.

Следует иметь в виду, что галогены помимо общих свойств имеют и различия.

Это особенно характерно для фтора и его соединений.

Так, плавиковая кислота НF – слабая кислота; НСl, НВг, HI –

сильные кислоты.

Причем сила их возрастает с ростом заряда ядра атома.

Растворимость малорастворимых солей уменьшается в ряду

АgСl, АgВг, АgI.

В отличие от них АgF хорошо растворим в воде.

Фтор проявляет степень окисления только –1 (он прочнее всех удерживает электроны).

Общая характеристика галогенов

Фтор иначе взаимодействует с водой, чем хлор.

Он разлагает воду с образованием фтороводорода, фторида кислорода (II), пероксида водорода, кислорода и озона:

Уравнение реакции взаимодействия хлора с водой приведено далее.

Реакционная способность галогенов падает в ряду

F2, Сl2, Вг2, I2.

Поэтому предыдущий галоген вытесняет последующий из его

соединений с водородом и металлами. В этом случае активность

F2 > Сl2 > Вг2 > I2.

Закономерно изменяются физические свойства галогенов с ростом порядкового номера:

фтор – трудно сжижающийся газ,

хлор – легко сжижающийся газ,

бром – жидкость,

йод – твердое вещество.

Хлор. Нахождение в природе

В свободном состоянии хлор встречается только в вулканических газах.

В природе широко распространены его соединения. Важнейшие из них:

хлорид натрия NаСl,

хлорид калия КСl,

хлорид магния МgСl2·6Н2O,

сильвинит КСl·NaCl,

карналлит КСl· MgСl2 ·6Н2O,

каинит МgSO4·КС1·ЗН2O и др.

Соединения хлора содержатся в водах океанов, морей и озер.

В небольших количествах они имеются в растительных и животных организмах.

Хлор составляет 0,05% массы земной коры.

Хлор. Получение

В лабораторных условиях хлор получают из соляной кислоты при взаимодействии ее с оксидом марганца (IV).

Реакция протекает при нагревании:

4HCl +MnO2 = Cl2 +MnCl2 +2H2O.

1 MnO2 +2е+4Н+ = Mn2+ +2H2O, восстановление,

12Cl− −2е = Cl2 , окисление.

Это окислительно-восстановительная реакция.

Хлорид-ион – восстановитель, МnO2 – окислитель.

Вместо окислителя МnO2 можно применить перманганат калия

КМnO4.

Тогда реакция протекает при обычной температуре, без нагревания:

16HCl +2КMnO4 = Cl2 +MnCl2 +2КСl +8H2O.

Хлор. Химические свойства

Сильные окислительные свойства хлор проявляет при взаимодействии с металлами.

При этом атомы металла отдают электроны, а молекулы хлора их принимают: Cu +Cl2 = CuCl2.

Cu +2е = Cu2+,окисление,

Cl2 +2е = 2Cl− восстановление.

Хлор взаимодействует также со многими неметаллами:

2Р+3Cl2 = 2РCl3. 2Р+5Cl2 = 2РCl5.

Своеобразно реагирует хлор с водородом.

В темноте смесь хлора с водородом не взаимодействует.

Однако при сильном освещении реакция протекает со взрывом c образованием хлороводорода:

Н2 +Cl2 = 2НCl.

Хлор. Химические свойства

У органических соединений хлор отнимает водород, а углерод остается в свободном виде.

Поэтому такие вещества, как скипидар, парафин горят в нем с

выделением большого количества копоти и хлороводорода.

Хлор замещает водород в предельных углеводородах и присоединяется к непредельным соединениям:

СН4 +Cl2 = СН3Сl +НCl.

С2Н4 +Cl2 = С2Н4Сl2.

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и

Хлор взаимодействует с водой с образованием двух

кислот – соляной (сильная кислота) и хлорноватистой (слабая кислота).

Хлор. Химические свойства

Хлорноватистая кислота – очень сильный окислитель. Отбеливающие свойства хлора в присутствии влаги (воды) объясняются образованием хлорноватистой кислоты.

Сухой хлор не отбеливает.

Важно отметить, что хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, азотом и углеродом (их соединения получаются косвенным путем).

В отсутствие влаги хлор не реагирует с железом.

Это дает возможность хранить его в стальных баллонах и

цистернах.

Хлор. Применение

Хлор применяется:

для обеззараживания питьевой воды

(хлорирование воды),

для отбеливания тканей,

для отбеливания бумажной массы,

для получения соляной кислоты,

получения хлорной извести,

различных химических соединений, содержащих хлор.

Хлороводород и соляная кислота

Хлороводород – одно из важнейших соединений хлора.

Это бесцветный газ с резким запахом.

При вдыхании раздражает дыхательные пути и вызывает удушье.

В 1,3 раза тяжелее воздуха.

Во влажном воздухе «дымит», т. е. с водяными парами воздуха образует мельчайшие капельки тумана.

При 0° С в 1 объеме воды растворяется около 500 объемов хлороводорода.

Водный раствор хлороводорода называется хлороводородной или соляной кислотой.

В лабораторных условиях хлороводород получают при

взаимодействии хлорида натрия с концентрированной серной кислотой.

Хлороводород и соляная кислота

При слабом нагревании образуются хлороводород и кислая соль (гидросульфат натрия):

NaCl +H2SO4 = HCl ↑ +NaHSO4.

При сильном нагревании образуются хлороводород и средняя соль (сульфат натрия):

2NaCl +H2SO4 = 2HCl ↑ +Na2SO4.

Хлороводород можно получить горением водорода в хлоре:

Cl2 +H2 = 2HCl.

Эти реакции лежат в основе способов получения соляной кислоты в промышленности.

Первый способ называется сульфатным (основан на реакции взаимодействия между NaCl и концентрированной Н2SO4), второй

– синтетическим (основан на реакции горения водорода в хлоре).

В обоих случаях получающийся хлороводород поглощается водой в специальных поглотительных башнях.

Соляная кислота

Соляная кислота – бесцветная жидкость.

Концентрированная содержит до 37% хлороводорода и во влажном воздухе «дымит».

Будучи сильной кислотой, она обладает всеми свойствами кислот.

Многие металлы, основные оксиды, основания, некоторые соли и газы взаимодействуют с соляной кислотой:

NН3 +HCl = NH4Cl.

Хранят и перевозят соляную кислоту в гуммированных цистернах и бочках, т. е. в сосудах, внутренняя поверхность которых покрыта кислотостойкой резиной, а также в стеклянных бутылях и полиэтиленовых сосудах.

Соли соляной кислоты

Важнейшие соли соляной кислоты :

NaCl – хлорид натрия:

является необходимой частью пищи,

служит сырьем для получения гидроксида нария, хлора, соляной кислоты, соды и др.,

используется для консервирования пищевых продуктов.

КСl – хлорид калия – ценное калийное удобрение.

ZnCl2– хлорид цинка – им пропитывают древесину для предохранения от гниения, применяется при паянии для

устранения пленки оксида с поверхности металла.

ВаСl2 – хлорид бария – ядовитое вещество, применя-

ется для борьбы с вредителями сельского хозяйства.

Соли соляной кислоты

СаСl2 – хлорид кальция (безводный) широко применяется для осушки газов (при этом образуется

кристаллогидрат соли СаСl2·6Н2O) и в медицине;

АlСl3 — хлорид алюминия используется как катализатор при органических синтезах;

HgCl2 – хлорид ртути (II), или сулема – сильный яд, очень разбавленныю растворы соли применяются

как сильнодействующие дезинфицирующие средства, используется для протравливания семян,

дубления кожи, в органическом синтезе;

АgСl – хлорид серебра, малорастворимая соль, используется в фотографии.

Качественная реакция на хлорид-ион

Большинство солей соляной кислоты хорошо растворимы в воде.

Практически нерастворимы хлориды серебра АgСl, ртути (I)

Нg2Сl2 и меди (I) СиСl.

Малорастворим хлорид свинца (II) РbСl2, но он хорошо растворим в горячей воде.

Эти свойства хлоридов используют в качественном анализе.

Нитрат серебра АgNО3 является реагентом на соляную кислоту и ее соли, точнее ион серебра – реагент на хлорид-ион.

Это означает, что если к соляной кислоте или раствору соли, содержащему хлорид-ион, добавить раствор соли, содержащий ион серебра, то выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра АgСl, нерастворимый в азотной кислоте.

По этому признаку определяют присутствие в растворе

хлорид-ионов.

Кислородные соединения хлора

Гипохлориты — очень сильные окислители.

Механизм окисляющего и дезинфицирующего действия

хлорноватистой кислоты и ее солей объясняют наличием хлора со степенью окисления +1, проявляющим себя в этих процессах

При пропускании хлора через раствор щелочи, нагретый до 100° С, процесс (б) протекает с образованием хлоратов (солей хлорноватой кислоты НСlO3):

3Сl2 +6КОН =3КCl +3КClO +3Н2О

3КClO = 2KCl +KClO3

3Cl2 +6KOH =5KCl +KClO3 +3H2O (в)

Или в ионной форме:

3Cl2 +6OH− =5Cl− +ClO3− +3H2O.

Кислородные соединения хлора

При нагревании до 400° С в отсутствии катализатора из хлоратов образуются перхлораты (соли хлорной кислоты

НСlO4): 4КClO3 = KCl +3KClO4.

Таким образом, соли кислородных кислот хлора получают взаимодействием хлора со щелочью.

Известны также соли хлористой кислоты НСlO2.

Сила кислородных кислот хлора возрастает с ростом

степени окисления центрального атома:

HClO4 → HClO3 → HClO2 → HClO.

Cила кислот возрастает с ростом степени окисления хлора

НСlO4 – самая сильная из всех известных кислот.

В той же последовательности прочность связи водорода уменьшается.

Кислородные соединения хлора

Если хлор взаимодействует с гидроксидом кальция Са(ОН)2, который берется в виде порошка – пушонки, то образуется хлорная, или белильная известь – рыхлый белый порошок с запахом хлора.

Она состоит главным образом из гипохлорита кальция Са(СlO)2

ихлорида кальция:

+2Са(ОН)2 = СаCl2 +Са(ClO2 ) +2Н2О.

Хлорная известь — сильный окислитель и применяется:

для отбеливания хлопчатобумажных тканей, бумаги;

хлорирования воды, дезинфекции;

для дегазации местности, зараженной стойкими отравляющими веществами.

Белящие и дезинфицирующие свойства хлорной извести аналогичны свойствам жавелевой и хлорной воды:

угольная кислота вытесняет из гипохлорита кальция хлорноватистую кислоту, которая и производит окисляющее действие.

Фтор

Фтор – ядовитый светло-зеленый газ.

Молекула его двухатомна с неполярной ковалентной связью

(F2).

Получают фтор электролизом его расплавленных соединений.

Это сильнейший окислитель, окисляющий даже некоторые благородные газы:

+Хе = ХеF4.

Непосредственно он не взаимодействует только с гелием, неоном и аргоном.

Фтор широко применяется в синтезе полимерных материалов

– фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива.

Фтороводород растворяется в воде, образуя плавиковую кислоту НF.

Фтор и бром

Важная особенность этой кислоты – взаимодействие с

оксидом кремния (IV):

SiO2 +4HF =SiF4 +2H2O.

Поэтому ее хранят, в сосудах из парафина, каучука, полиэтилена или свинца, так как она разъедает стекло.

Плавиковая кислота применяется для удаления песка с металлического литья и травления стекла.

Бром – тяжелая красно-бурая жидкость. Пары брома ядовиты.

При попадании брома на кожу образуются сильные ожоги.

Бром и йод

Иод – черно-фиолетовое твердое вещество.

Молекулы брома и йода двухатомны с неполярной ковалентной связью: Вг2 и I2.

Растворимость их в воде небольшая.

При этом образуются соответственно бромная и йодная вода (аналогия с хлорной водой).

Однако они хорошо растворяются в органических растворителях – спирте, бензоле, бензине, хлороформе.

При нагревании йод образует фиолетовые пары, которые при охлаждении снова превращаются в кристаллы.

Происходит возгонка йода, т. е. испарение твердого вещества и образование кристаллов из паров, минуя жидкое состояние.

Вопросы и задачи

Как получить хлор, бром и йод в лабораторных условиях? Написать уравнения соответствующих реакций.

Каковы химические свойства фтора, хлора, брома и йода? Где применяются галогены?

Что такое хлорная вода и как ее можно получить?

Почему хлорную воду надо защищать от действия света?

Как получить хлороводород и соляную кислоту?

Написать формулы кислородных кислот хлора и назвать их.

Какой состав имеет хлорная известь? Где ее применяют?

С помощью каких реакций можно различить растворы КСl, КВг, КI?

Жесткость воды

Растворимые соли кальция и магния обусловливают

жесткость воды.

В природе чистая вода не встречается, она всегда содержит примеси каких-либо веществ.

Взаимодействуя с солями, содержащимися в земной коре, она приобретает определенную жесткость.

Жесткость воды – совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде ионов Са2+ и Mg2+.

Если концентрация этих ионов велика, то воду называют

жесткой, если мала – мягкой.

Именно эти ионы придают специфические свойства природным водам.

При стирке белья жесткая вода не только ухудшает качество стираемых тканей, но и приводит к повышенным затратам мыла, которое расходуется на связывание ионов Са2+ и Mg2+: