32. Галогеноводородные кислоты, их соли: строение, получение и химические свойства. Соединения, галогенов в положительной степени окисления. Биологическая роль галогенов.

HF, HCl, HI – это газообразные соединения, легко растворяются в воде. Водные растворы являются кислотами. Химическая связь— полярная ковалентная: общая электронная пара смещена к атому галогена как более электроотрицательному. В ряду кислот HF-HCl-HBr-HI происходит усиление кислотных свойств. сверху вниз в подгруппе галогенов с увеличением заряда ядра атома увеличиваются радиусы атомов. Прочность хим. связи падает в этом ряду. Электроотрицательность уменьшается, падает и их устойчивость к нагреванию.

Все галоген— бесцветные газы с резким запахом. очень хорошо растворимы в воде. Раствор фтороводорода в воде называется плавиковой кисло­той. CaF₂ + H₂SO₄= CaSO₄ + 2HF

Фтороводород реагирует с большинством металлов. Однако во многих случаях образующаяся соль малорастворима, вследствие чего на поверхности металла образуется защитная пленка. Соли фтороводорода называются фторидами. Большинство их малорастворимы в воде; хорошо .растворимы лишь фториды Na, К, Al, Sn и Ag. Все соли плавиковой кислоты ядовиты.

Безвод­ным HF используют, при органических синтезах, а плавиковую кислоту — при получении фторидов, травлении стек­ла, удалении пески с металлических отлирок, при анализах мине­ралов.

Пары фтороводорода очень ядовиты. Попадая на кожу, концен­трированная плавиковая кислота вызывает тяжелые ожоги.

Соляная кислота - Н₂ + Cl₂ = 2HCl + 183,6 кДж – в промышленности

в лабораторной практике: NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ ; NaCl + NaHSO₄ + HCl i /рав-нениям:

HCl энергично взаимодействует со многими металлами и оксидами металлов. Соли ее называются хлоридами. Большинство их хорошо растворимы в воде. Малорастворимы AgCl, PbCl₂, CuCl, Hg₂Cl₂

Хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, служит сырьем для получения хлора, соляной кислоты, едкого натра и карбоната натрия (соды), применяется в красильном деле, в мыловарении и др. Он служит также приправой к пище и применяется в качестве средства, предохраняющего пищевые продукты от порчи

Хлорид калия КС1 в больших количествах потребляется сельским хозяйством в качестве удобрения. Хлорид кальция СaCl₂•6H₂O употребляется для приготовления охлаждающих смесей. Хлорид ртути(П) HgCl₂, или сулема, очень сильный яд. Раз-бавленные растворы сулемы (1:1000) используются в медицине как сильнодействующее дезинфицирующее средство.

Хлорид серебра AgCl — наименее растворимая соль соляной кислоты. Хло­рид серебра применяют в фотографической промышленности при изготовлении светочувствительных материалов.

Бромоводород взаимодействует с кислородом гораздо медленнее, в то время как при обычных условиях соляная кислота вовсе с ним не взаимодействует.

Восстановительные свойства бромоводорода и иодоводорода заметно проявляются и при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. При этом НВг восстанавливает H₂SO₄ до SО₂: 2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O

а HI — до свободной серы или даже до H₂S:6HI + H₂SO₄ = 3I₂ + S↓ + 4H₂O;

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S↑ +4H₂O

Поэтому НВг трудно, a HI практически невозможно получить действием серной кислоты на бромиды или иодиды. Обычно эти галогеноводороды получают действием воды на соединения брома и иода с фосфором PBr₃ и PI₃. Последние подвергаются при этом полному гидролизу, образуя фосфористую кислоту и соответ­ствующий галогеноводород:

PBr₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HBr; PI₃ + 3H₂O= H₃PO₄+3HI

Раствор иодоводорода (вплоть до 50%-ной концентрации) можно получить: I₂+H₂S = S↓ + 2HI

Соли бромоводорода и иодоводорода называются соответствен­но бромидами и иодидами. Растворы бромидов натрия и калия под химически неправиль­ным названием «бром» применяются в медицине как успокаиваю­щее средство при расстройствах нервной системы. Бромид серебра идет на изготовление фотоматериалов. Иодид калия применяют в медицине —при заболева­ниях эндокринной системы.

Соединения, галогенов в положительной степени окисления.

Существует 4 оксида CI: CI₂O, CIO₂, CIO₃ (CI₂O₆), CI₂O₇

CI₂O.Получение: 2CI₂+2HgO=Cl₂O+Hg₂OCl₂ при комнотной температуре Cl₂O расподается.

2Cl₂O= ClO₂ + Cl₂ в воде ClO₂ частично распадается, а частично реагирует.

H₂O+ Cl₂O = 2 HCIO

Cl₂O+ 2NaOH= 2NaOCl + H₂O₂

HClO и ее соли –это исходные вещества для получения других кислородсод. соед. Сl. При нагревании в водных растворах HCIO или ее солей в тв. виде образуется хлорноватая кислота или ее соли хлораты. 3HCl(р-р)= HClO₃+ 2HCl(р-р) , соли

3KClO₃(тв.) = 2KClO₃ + 2 KClтв.

CIO₂ .Получение. При действии на хлораты мягких восстановителей

2KClO₃+SO₂+H₂SO₄=2ClO₂+2KHSO₄

В реакциях с водой образуется хлористая и хлорная кислота (HClO₂, HClO₃)

2ClO₂+H₂O= HClO₂ + HClO₃

В реакциях со щелочами образуется соотв. Соли хлориды и хлораты

2ClO₂+2KOH= KClO₂ + KClO₃+H₂O

CIO₃ жидкость

ClO₂+ O₃= ClO₃ ; ClO₃+ H₂O= HClO₃+ HClO₄; 2ClO₃+2KOH=2KClO₃ + KClO₄+ H₂O

CI₂O₇ Получение: 4HClO₄+P₄O₁₀= 2Cl₂O₇; с водой Cl ₂O₇+H₂O= HClO₄

Биологическая роль: эти элементы хлора не входят в состав биомолекул галогенсодер. органических веществ. Токсичны и поэтому применяются как пестициды. Экспериментально доказано, что в искусств. Введение в метаболические циклы жив. клеток F и Cl- замещенных аналогов естественных метаболитов блокируют работу этих циклов и приводит к смерти клетки в организме и тем не менее Cl –относится к числу возможных биогенных элементов, а F и I к необход. микроэлементам. Ф-ции Cl: 1. образуют тонкие ионные слои по обеим сторонам клеточной мембраны; 2. участвуют в создании элект. мембранного потенциала, который регулирует процессы переноса неоргон. и орган. веществ через мембраны; 3. поддержание физиологически требуемой наполняемости клетки водой.

2. Основные законы химии: закон сохранения массы и энергии, закон постоянства состава, закон кратных отношений, закон простых объемных отношений, закон Авогадро. Границы применимости этих законов.

Закон сохранения массы

(М. В. Ломоносов, 1748 г., А. Лавуазье, 1789 г.)

Масса веществ, вступающих в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Закон позволяет записывать химическую реакцию при помощи уравнения, по которому можно производить количественные расчеты участников реакции (в г, кг, м3 и т.п.)

Пример расчета Х г 8 г N2 + 3H2 = 2NH3 n 1 моль 3 моль 2 моль M 28г/моль 2 г/моль 17 г/моль m 28 г 6 г 34 г ;

Закон постоянства состава вещества

(Ж. Пруст, 1801 г.)

Всякое чистое вещество, независимо от способа получения имеет постоянный качественный и количественный состав. Следует помнить: - обратное утверждение, что определенному составу отвечает определенное вещество, неверно (изомеры в органической химии); - закон постоянства состава строго применим только к соединениям с молекулярным строением (дальтонидам). Соединения с немолекулярной структурой (бертоллиды) часто имеют переменный состав.

2H2 + O2 2H2O; Cu(OH)2 CuO + H2O; HCl + NaOH → NaCl + H2O; CuO + H2 Cu + H2O Каким бы способом не была получена вода, в молекуле H2O всегда 2 атома водорода и 1 атом кислорода.

Газовые законы

Закон Шарля При постоянном объеме (V=const, изохорический процесс) P/T = const	Закон Бойля-Мариотта При постоянной температуре (T=const, изотермический процесс) PV = const.	Закон Гей-Люссака При постоянном давлении (P=const, изобарический процесс) V/T = const
Где T – температура (K), P – давление, V - объем

Уравнение Менделеева-Клапейрона PV = nRT PV = RT P – давление газа (Па); V – объем газа (м3); Т – температура (К); m – масса (г); М – молярная масса (г/моль); n – химическое количество (моль) R – универсальная газовая постоянная R = 8,314		Объединенный газовый закон или = const Используются обозначения: Po Vo To – давление, объем и температура газа при нормальных условиях (н.у.). н.у.: Po = 101,3кПа, To = 273 К. P1 V1 T1 (P2, V2, T2) – давление, объем и температура при прочих условиях.
Закон Авогадро В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул.
Следствие I: одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковый объем – Молярный объем газа: При (н.у.) 1 моль любого газа занимает объем Vm = 22.4 дм3/моль.	Следствие II: при V1 = V2, n1 = n2 отношение масс различных газов называется относительной плотностью одного газа по другому (D) и равно: ; M1 и M2 – молярные массы газов. ρ1, и ρ2 - плотности газов D – безразмерная физическая величина, показывающая во сколько раз один газ тяжелее или легче другого газа. Если один из газов известен, то знание величины D позволяет найти молярную массу другого газа: M1 = ∙M2, например, M1 = 2 , если второй газ водород.

закон кратных отношений

Если два элемента образуют другом с другом несколько соединений, то на одну и ту же массу одного из них проходят такие массы другого, которые относятся между собой как небольшие целые числа.