Гидрид кальцияСаН 2.Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са 2+(Н -) 2. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН 2дает 1000 л Н 2), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.
Уравнения важнейших реакций:
СаН 2= Н 2+ Са (особо чистый) (выше 1000 °C)
СаН 2+ 2Н 2O = Са(ОН) 2+ 2Н 2^
СаН 2+ 2НCl (разб.) = СаCl 2+ 2Н 2^
СаН 2+ O 2= Н 2O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)
ЗСаН 2+ N 2= ЗН 2+ Ca 3N 2 (выше 1000 °C)
ЗСаН 2+ 2КClO 3= 2КCl + ЗСаО + ЗН 2O (450–550 °C)
СаН 2+ H 2S = CaS + 2Н 2 (500–600 °C)
Получение: обработка нагретого кальция водородом.
7.2. Галогены
7.2.1. Хлор. Хлороводород
Хлор– элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 5, характерные степени окисления 0, -I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl -I. Шкала степеней окисления хлора:
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе – двенадцатыйпо химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
ХлорCl 2.Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl 2неполярна, содержит ?-связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:
Раствор хлора в воде называют хлорной водой,на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О 0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Cl 2+ 2KBr (p)= 2КCl + Br 2^ (кипячение)
б) Cl 2(нед.) + 2KI (p)= 2КCl + I 2v
3Cl 2(изб.) + ЗН 2O + KI = 6НCl + КIO 3 (80 °C)
Качественная реакция– взаимодействие недостатка Cl 2с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получениехлора в промышленности:
и в лаборатории:
4НCl (конц.) + MnO 2= Cl 2^ + MnCl 2+ 2Н 2O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НCl и NaCl).
Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.
ХлороводородНCl.Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную ?-связь Н – Cl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой,а дымящий концентрированный раствор (35–38 %) – соляной кислотой(название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Cl -I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Cl -– образование белых осадков AgCl и Hg 2Cl 2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.
Уравнения важнейших реакций:
НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н 2O
HCl (разб.) + NH 3H 2O = NH 4Cl + Н 2O
4HCl (конц., гор.) + МО 2= МCl 2+ Cl 2^ + 2H 2O (М = Mn, Pb)
16HCl (конц., гор.) + 2КMnO 4(т)= 2MnCl 2+ 5Cl 2^ + 8H 2O + 2КCl
14HCl (конц.) + К 2Cr 2O 7(т)= 2CrCl 3+ ЗCl 2^ + 7H 2O + 2КCl
6HCl (конц.) + КClO 3(т)= КCl + ЗCl 2^ + 3H 2O (50–80 °C)
4HCl (конц.) + Са(ClO) 2(т)= СаCl 2+ 2Cl 2| + 2Н 2O
2HCl (разб.) + М = МCl 2+ H 2^ (М = Fe, Zn)
2HCl (разб.) + МСO 3= МCl 2+ СO 2^ + H 2O (М = Са, Ва)
HCl (разб.) + AgNO 3= HNO 3+ AgClv
ПолучениеНCl в промышленности – сжигание Н 2в Cl 2(см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NaCl (т)+ H 2SO 4(конц.) = NaHSO 4+ НCl^ (50 °C)
2NaCl (т)+ H 2SO 4(конц.) = Na 2SO 4+ 2НCl^ (120 °C)
7.2.2. Хлориды
Хлорид натрияNaCl.Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль.Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.
Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.
В природе – основная часть залежей каменной соли,или галита,и сильвинита(вместе с КCl), рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaCl = 2,7 %). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.
Уравнения важнейших реакций:
2NaCl (т)+ 2H 2SO 4(конц.) + MnO 2(т)= Cl 2^ + MnSO 4+ 2Н 2O + Na 2SO 4 (100 °C)
