Учебник для 9 класса

ХИМИЯ

§ 23. Соединения галогенов

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты. Все галогеноводороды (общую формулу их можно записать как НГ) — бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяются в воде и дымятся во влажном воздухе, так как притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя при этом туманное облако.

На рисунке 93 проиллюстрирован опыт, наглядно показывающий хорошую растворимость хлороводорода в воде (при обычных условиях в одном объёме воды растворяется около 500 его объёмов).

Рис. 93.
Растворение хлороводорода в воде:
а — в начале опыта; б — через некоторое время после его протекания

Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами, это HF — фтороводородная, или плавиковая, кислота, НСl — хлороводородная, или соляная, кислота, НВr — бромоводородная кислота, HI — иодоводородная кислота. Способность их к электролитической диссоциации с образованием катионов водорода увеличивается от HF к HI.

Самая сильная из галогеноводородных кислот — иодоводородная, а самая слабая — фтороводородная. Большая прочность химической связи Н—F (поэтому фтороводородная кислота слабо диссоциирует в воде) обусловлена малым размером атома F и соответственно малым расстоянием между ядрами атомов водорода и фтора. С увеличением радиуса атома от F к I растёт и расстояние Н—Г, прочность молекул уменьшается и соответственно способность к электролитической диссоциации увеличивается.

Наиболее технически важными являются хлороводород и соляная кислота. В промышленности хлороводород получают синтезом из водорода и хлора:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl.

В лабораторных условиях для получения хлороводорода используют реакцию, проводимую при нагревании (рис. 94):

Рис. 94.
Получение хлороводорода

Необратимому протеканию этой реакции способствует летучесть НСl.

Соляная кислота представляет собой бесцветную, дымящуюся на воздухе жидкость, которая несколько тяжелее воды. Это типичная кислота, взаимодействует с металлами, оксидами и гидроксидами металлов и солями (приведите уравнения соответствующих реакций и охарактеризуйте их в свете теории электролитической диссоциации и процессов окисления и восстановления там, где это имеет место).

Соляная кислота находит широкое применение в промышленности (рис. 95).

Рис. 95.
Применение соляной кислоты:
1 — очистка поверхности металлов; 2 — паяние; 3 — получение солей; 4 — производство пластмасс и других синтетических материалов; 5 — получение лекарственных средств; 6 — производство красок

Соли галогеноводородных кислот. Галогеноводородные кислоты образуют соли: фториды, хлориды, бромиды и иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов и их различения используют реакцию с нитратом серебра AgNO₃ (рис. 96). В результате реакции хлоридов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра AgCl, сокращённое ионное уравнение этой реакции записывается так:

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓.

Рис. 96.
Качественные реакции на галогенид-ионы (Cl^-, Br^-, I^-)

В реакциях с бромоводородной кислотой и её солями и с иодоводородной кислотой и её солями также образуются осадки, но только жёлтого цвета, которые различаются оттенками:

Лабораторный опыт № 26
Качественная реакция на галогенид-ионы

А вот для распознавания фтороводородной кислоты и её солей (фторидов) нитрат серебра в качестве реактива непригоден, так как образующийся фторид серебра AgF растворим в воде. Для доказательства присутствия в растворе фторид-ионов F^- можно использовать реакцию с ионами кальция Са²⁺, так как фторид кальция CaF₂ выпадает в осадок (рис. 97).

Рис. 97.
Качественная реакция на фторид-ион F^-

Своё название плавиковая кислота получила из-за уникального свойства: при взаимодействии с оксидом кремния (IV), входящим в состав стекла, как бы плавить его:

SiO₂ + 4HF = SiF₄↑ + 2Н₂O.

Эту реакцию используют для изготовления надписей и рисунков на стекле. На стекло наносят тонкий слой парафина, по которому процарапывают рисунок, а затем изделие погружают в раствор плавиковой кислоты. Таким образом, например, литовский художник М. Чюрлёнис создал около 30 художественных произведений (рис. 98).

Рис. 98.
Репродукции картин М. К. Чюрлёниса (1875—1911) из цикла «Зима». 1907

Галогены в природе. Галогены в природе существуют только в связанном состоянии. Среди них наиболее распространены хлор (0,19% от массы земной коры) и фтор (0,03%).

Важнейшее природное соединение хлора — галит NaCl (рис. 99), с ним вы подробно знакомились в прошлом году. Галит добывают путём разработки залежей каменной соли — твёрдого хлорида натрия.

Рис. 99.
Каменная соль

Кроме галита, встречается природный хлорид калия КСl. Это минералы сильвин (рис. 100) и сильвинит (смесь КСl и NaCl, состав которой отражают формулой КСl • NaCl).

Рис. 100.
Сильвин

Природный минерал фтора — это флюорит, или плавиковый шпат CaF₂ (рис. 101).

Рис. 101.
Плавиковый шпат

Бром и иод — рассеянные элементы и своих минералов не образуют. Эти элементы концентрируются в водах океанов и морей, в водах буровых скважин, а также в водорослях (рис. 102).

Рис. 102.
Морская водоросль ламинария богата иодом

Новые слова и понятия

1. Галогеноводороды.
2. Галогеноводородные кислоты: фтороводородная, или плавиковая, хлороводородная, или соляная, бромоводородная, иодо-водородная.
3. Галогениды: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Качественные реакции на галогенид-ионы.
4. Природные соединения галогенов: галит, сильвин, сильвинит, флюорит.

Задания для самостоятельной работы

1. Докажите зависимость степени электролитической диссоциации от природы электролита на примере галогеноводородных кислот.
2. В четырёх пробирках находятся прозрачные растворы фторида, хлорида, бромида и иодида натрия. Как распознать эти вещества с помощью одного реактива?
3. Напишите не менее четырёх-пяти уравнений реакций по-лучения хлорида магния. Там, где это имеет место, запишите и ионные уравнения и рассмотрите окислительновосстановительные процессы.
4. Напишите уравнения химических реакций, иллюстрирующие следующие превращения:

   

   Укажите окислительно-восстановительные реакции и разберите их. Уравнения реакций с участием электролитов запишите также в ионной форме.