Плавиковая кислота
Общие
Систематическое наименование	фтороводород
Традиционные названия	плавиковая кислота
Хим. формула	HF
Физические свойства
Состояние	бесцветная жидкость
Молярная масса	20.0063 г/моль
Плотность	1,258 (70 %)
Термические свойства
Т. плав.	−75 (70 %)
Т. кип.	85,8 (70 %) °C
Т. всп.	негорючая °C
Химические свойства
pKa	3,17
Растворимость в воде	смешивается
Классификация
Рег. номер CAS	7664-39-3
Рег. номер EC	231-634-8
RTECS	MW7875000
Безопасность
Токсичность
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Пла́виковая кислота́ [1] (фтороводоро́дная кислота́, фтористоводоро́дная кислота́, гидрофторидная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород. Соли плавиковой кислоты называют фторидами, все растворимые в воде фториды токсичны.

Содержание

Свойства [ править | править код ]

Физические [ править | править код ]

Бесцветная легкоподвижная жидкость с резким запахом и обжигающим «уксусным» вкусом. Растворение фтористого водорода в воде сопровождается довольно значительным выделением тепла (59,1 кДж/моль). Для него характерно образование содержащей 38,6 % HF и кипящей при 114 °C азеотропной смеси (по другим данным 37,5 % и t_кип 109 °C). Такая азеотропная смесь получается в конечном счёте при перегонке как концентрированной, так и разбавленной кислоты.

При низких температурах фтористый водород образует нестойкие соединения с водой состава Н₂О·HF, Н₂О·2HF и Н₂О·4HF. Наиболее устойчиво из них первое (t_пл −35 °C), которое следует рассматривать как фторид гидроксония — [Н₃O]F. Второе является гидрофторидом гидроксония [Н₃O][HF₂].

Химические [ править | править код ]

Плавиковая кислота — кислота довольно слабая (средней силы) (константа диссоциации составляет 6,8⋅10 −4 , степень диссоциации 0,1 н. раствора 9 %), однако она разъедает стекло [2] и другие силикатные материалы, поэтому плавиковую кислоту хранят и транспортируют в полиэтиленовой таре.

Реакция идёт с выделением газообразного фторида кремния (SiF₄):

N a 2 O ⋅ C a O ⋅ 6 S i O 2 + 28 H F → N a 2 S i F 6 + C a S i F 6 + 4 S i F 4 ↑ + 14 H 2 O <displaystyle <mathsf <2>Ocdot CaOcdot 6SiO_<2>+28HF
ightarrow Na_<2>SiF_<6>+CaSiF_<6>+4SiF_<4>uparrow +14H_<2>O>>> .

Реагирует со многими металлами с образованием фторидов (свинец не растворяется в плавиковой кислоте, так как на его поверхности образуется нерастворимый фторид PbF₂; платина, палладий и золото также не растворяются), не действует на парафин, который используют при хранении этой кислоты.

Техническая плавиковая кислота [ править | править код ]

Техническая плавиковая кислота обычно содержит ряд примесей — Fe, Rb, As, кремнефтористоводородную кислоту Н₂SiF₆, SO₂ и др.

Для грубой очистки её перегоняют в аппаратах из платины или свинца, отбрасывая первые порции дистиллята.

Для получения более чистой кислоты техническую кислоту переводят в гидрофторид калия, затем разлагают его нагреванием, растворяя фтористый водород в дистиллированной воде.

Крепкая плавиковая кислота (более 60 % HF) может сохраняться и транспортироваться в стальных ёмкостях, но разъедает стекло. Для хранения плавиковой кислоты и работы с ней в лабораторных условиях требуются сосуды из тефлона, полиэтилена и других пластмасс.

Применение [ править | править код ]

Крупный потребитель фтороводородной кислоты — алюминиевая промышленность.

• Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травлениясиликатного стекла (например — нанесение надписей — для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.
• Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.
• В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.
• Получение фторидов, кремнефторидов и борфторидов, фторорганических соединений, а также соответствующих кислот (кремнефтороводородная кислота и борфтороводородная кислота), синтетических смазочных масел и пластических масс.
• Для растворения силикатов при различного рода анализах.
• В процессе алкилирования, в качестве катализатора в реакции изобутана и олефина.

Токсичные свойства [ править | править код ]

Плавиковая кислота ядовита. Возможны острые и хронические отравления с изменением крови и кроветворных органов, органов пищеварительной системы, отёк лёгких.

Обладает выраженным эффектом при вдыхании, раздражающим действием на кожу и слизистые оболочки глаз (вызывает болезненные ожоги и изъязвления); кожно-резорбтивным, эмбриотропным, мутагенным и кумулятивным действием. Ей присвоен второй класс опасности для окружающей среды; чистый фтороводород также принадлежит ко второму классу опасности [3] .

При попадании на кожу в первый момент не вызывает сильной боли, легко и незаметно всасывается, но через короткое время вызывает отёк, боль, химический ожог и общетоксическое действие. Симптомы от воздействия слабо концентрированных растворов могут появиться через сутки и даже более после попадания их на кожу.

При попадании в кровь через кожу связывает кальций крови и может вызвать нарушение сердечной деятельности. Ожоги площадью более чем 160 см 2 опасны возможными системными токсическими проявлениями.

Токсичность плавиковой кислоты и её растворимых солей предположительно объясняется способностью свободных ионов фтора связывать биологически важные ионы кальция и магния в нерастворимые соли ( отравление фторидами [en] ). Поэтому для лечения последствий воздействия плавиковой кислоты часто используют глюконат кальция, как источник ионов Ca 2+ . Пострадавшие участки при ожогах плавиковой кислотой промываются водой и обрабатываются 2,5 % гелем глюконата кальция [4] [5] . Тем не менее, поскольку кислота проникает сквозь кожу, простого промывания недостаточно и необходимо обращение к врачу для проведения лечения [6] . Высокую эффективность показали внутриартериальные инфузии хлорида кальция [7] .

ДЛЯ УЧИТЕЛЕЙ СРЕДНИХ ШКОЛ,
СТУДЕНТОВ ПЕДАГОГИЧЕСКИХ ВУЗОВ И ШКОЛЬНИКОВ 9–10 КЛАССОВ,
РЕШИВШИХ ПОСВЯТИТЬ СЕБЯ ХИМИИ И ЕСТЕСТВОЗНАНИЮ

УЧЕБНИКЗАДАЧНИКЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМНАУЧНЫЕ РАССКАЗЫ ДЛЯ ЧТЕНИЯ

Материал этого раздела частично вам знаком по ранее изученным школьным курсам химии и из предыдущего раздела. Кратко повторим, что вам известно, и познакомимся с новым материалом.

В предыдущем разделе мы обсуждали поведение в водных растворах некоторых солей и органических веществ, полностью распадающихся на ионы в водном растворе.
Имеется ряд простых, но несомненных доказательств того, что некоторые вещества в водных растворах распадаются на частицы. Так, водные растворы серной H₂SO₄, азотной HNO₃, хлорной HClO₄, хлороводородной (соляной) HCl, уксусной CH₃COOH и других кислот имеют кислый вкус. В формулах кислот общей частицей является атом водорода, и можно предположить, что он (в виде иона) является причиной одинакового вкуса всех этих столь различных веществ.
Образующиеся при диссоциации в водном растворе ионы водорода придают раствору кислый вкус, поэтому такие вещества и названы кислотами. В природе только ионы водорода имеют кислый вкус. Они создают в водном растворе так называемую кислотную (кислую) среду.

Запомните, когда вы говорите «хлороводород», то имеете в виду газообразное и кристаллическое состояние этого вещества, но для водного раствора следует говорить «раствор хлороводорода», «хлороводородная кислота» или использовать общепринятое название «соляная кислота», хотя состав вещества в любом состоянии выражается одной и той же формулой – НСl.

Водные растворы гидроксидов лития (LiOH), натрия (NаОН), калия (КОН), бария (Ва(ОН)₂), кальция (Са(ОН)₂) и других металлов имеют одинаковый неприятный горько-мыльный вкус и вызывают на коже рук ощущение скольжения. По-видимому, за это свойство ответственны гидроксид-ионы ОН – , входящие в состав таких соединений.
Хлороводородная HCl, бромоводородная HBr и йодоводородная HI кислоты реагируют с цинком одинаково, несмотря на свой различный состав, т. к. в действительности с цинком реагирует не кислота:

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н2,

а ионы водорода:

Zn + 2H + = Zn 2+ + Н₂,

и образуются газообразный водород и ионы цинка.
Смешивание некоторых растворов солей, например хлорида калия KCl и нитрата натрия NaNO₃, не сопровождается заметным тепловым эффектом, хотя после выпаривания раствора образуется смесь кристаллов четырех веществ: исходных – хлорида калия и нитрата натрия – и новых – нитрата калия КNO₃ и хлорида натрия NaCl. Можно предположить, что в растворе две исходные соли полностью распадаются на ионы, которые при его выпаривании образуют четыре кристаллических вещества:

Сопоставляя эти сведения с электропроводностью водных растворов кислот, гидроксидов и солей и с рядом других положений, С.А.Аррениус в 1887 г. выдвинул гипотезу электролитической диссоциации, согласно которой молекулы кислот, гидроксидов и солей при растворении их в воде диссоциируют на ионы.
Изучение продуктов электролиза позволяет приписать ионам положительные или отрицательные заряды. Очевидно, если кислота, например азотная НNO₃, диссоциирует, предположим, на два иона и при электролизе водного раствора на катоде (отрицательно заряженный электрод) выделяется водород, то, следовательно, в растворе имеются положительно заряженные ионы водорода Н + . Тогда уравнение диссоциации следует записать так:

НNO₃ = Н + + .

Электролитическая диссоциация – полный или частичный распад соединения при его растворении в воде на ионы в результате взаимодействия с молекулой воды (или другого растворителя).
Электролиты – кислоты, основания или соли, водные растворы которых проводят электрический ток в результате диссоциации.
Вещества, не диссоциирующие в водном растворе на ионы и растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.
Диссоциация электролитов количественно характеризуется степенью диссоциации – отношением числа распавшихся на ионы «молекул» (формульных единиц) к общему числу «молекул» растворенного вещества. Степень диссоциации обозначается греческой буквой . Например, если из каждых 100 «молекул» растворенного вещества 80 распадаются на ионы, то степень диссоциации растворенного вещества равна: = 80/100 = 0,8, или 80%.
По способности к диссоциации (или, как говорят, «по силе») электролиты разделяют на сильные, средние и слабые. По степени диссоциации к сильным электролитам относят те из них, для растворов которых > 30%, к слабым – 30%) относят перечисленные ниже группы соединений.
1. Многие неорганические кислоты, например хлороводородная НCl, азотная HNO₃, серная H₂SО₄ в разбавленных растворах. Самая сильная неорганическая кислота – хлорная НСlО₄.
Сила некислородных кислот возрастает в ряду однотипных соединений при переходе вниз по подгруппе кислотообразующих элементов:

Фтороводородная (плавиковая) кислота HF растворяет стекло, но это вовсе не говорит о ее силе. Эта кислота из бескислородных галогенсодержащих относится к кислотам средней силы из-за высокой энергии связи Н–F, способности молекул HF к объединению (ассоциации) благодаря сильным водородным связям, взаимодействия ионов F – с молекулами НF (водородные связи) с образованием ионов и других более сложных частиц. В результате концентрация ионов водорода в водном растворе этой кислоты оказывается значительно пониженной, поэтому фтороводородную кислоту считают средней силы.
Фтороводород реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла, по уравнению:

Фтороводородную кислоту нельзя хранить в стеклянных сосудах. Для этого используют сосуды из свинца, некоторых пластмасс и стекла, стенки которых покрыты изнутри толстым слоем парафина. Если для «травления» стекла использовать газообразный фтороводород, то поверхность стекла становится матовой, что используется для нанесения на стекло надписей и различных рисунков. «Травление» стекла водным раствором фтороводородной кислоты приводит к разъеданию поверхности стекла, которая остается прозрачной. В продаже обычно бывает 40%-й раствор плавиковой кислоты.

Сила однотипных кислородных кислот изменяется в противоположном направлении, например йодная кислота НIО₄ слабее хлорной кислоты НСlО₄.
Если элемент образует несколько кислородных кислот, то наибольшей силой обладает кислота, в которой кислотообразующий элемент имеет самую высокую валентность. Так, в ряду кислот НСlО (хлорноватистая) – НСlО₂ (хлористая) – НСlО₃ (хлорноватая) – НСlО₄ (хлорная) последняя наиболее сильная.

Один объем воды растворяет около двух объемов хлора. Хлор (примерно половина его) взаимодействует с водой:

Хлороводородная кислота является сильной, в ее водном растворе практически нет молекул HCl. Правильнее уравнение реакции записать так:

Cl₂ + H₂O = H + + Cl – + HClO – 25 кДж/моль.

Образующийся раствор называют хлорной водой.
Хлорноватистая кислота – быстродействующий окислитель, поэтому ее применяют для отбеливания тканей.

2. Гидроксиды элементов главных подгрупп I и II групп периодической системы: LiОН, NaОН, КОН, Са(ОН)₂ и др. При переходе вниз по подгруппе по мере усиления металлических свойств элемента сила гидроксидов возрастает. Растворимые гидроксиды главной подгруппы I группы элементов относят к щелочам.

Щелочами называют растворимые в воде основания. К ним относят также гидроксиды элементов главной подгруппы II группы (щелочно-земельные металлы) и гидроксид аммония (водный раствор аммиака). Иногда щелочами считают те гидроксиды, которые в водном растворе создают высокую концентрацию гидроксид-ионов. В устаревшей литературе вы можете встретить в числе щелочей карбонаты калия К₂СО₃ (поташ) и натрия Na₂CO₃ (сода), гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (питьевая сода), буру Na₂B₄O₇, гидросульфиды натрия NaHS и калия KHS и др.

Гидроксид кальция Са(ОН)₂ как сильный электролит диссоциирует в одну ступень:

3. Почти все соли. Соль, если это сильный электролит, диссоциирует в одну ступень, например хлорид железа:

В случае водных растворов к слабым электролитам ( 3+ ?
Осно’вные свойства гидроксидов одного и того же элемента усиливаются с уменьшением валентности элемента. Так, осно’вные свойства дигидроксида железа Fe(OH)₂ выражены сильнее, чем у тригидроксида Fe(OH)₃. Это утверждение равносильно тому, что кислотные свойства Fe(OH)₃ проявляются сильнее, чем у Fe(OH)₂.
4. Гидроксид аммония NH₄OH.
При растворении газообразного аммиака NH₃ в воде получается раствор, который очень слабо проводит электрический ток и имеет горько-мыльный вкус. Среда раствора осно’вная, или щелочная. Объясняется такое поведение аммиака следующим образом. При растворении аммиака в воде образуется гидрат аммиака NH₃•Н₂О, которому условно мы приписываем формулу несуществующего гидроксида аммония NH₄OH, считая, что это соединение диссоциирует с образованием иона аммония и гидроксид-иона ОН – :

NH₄OH = + ОН – .

5. Некоторые соли: хлорид цинка ZnCl₂, тиоцианат железа Fe(NСS)₃, цианид ртути Hg(CN)₂ и др. Эти соли диссоциируют ступенчато.

К электролитам средней силы некоторые относят фосфорную кислоту Н₃РО₄. Мы будем считать фосфорную кислоту слабым электролитом и записывать три ступени ее диссоциации. Серная кислота в концентрированных растворах ведет себя как электролит средней силы, а в очень концентрированных растворах – как слабый электролит. Мы далее будем считать серную кислоту сильным электролитом и записывать уравнение ее диссоциации в одну ступень.

Общая характеристика. Простые вещества.

Галогены(от греч. halos — соль и genes — образующий) — элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат.

Символ элемента	F	Cl	Br	I	At
Порядковый номер
Строение внешнего электронного слоя	2s 2 2p 5	3s 2 3p 5	4s 2 4p 5	5s 2 5p 5	6s 2 6p 5
Энергия ионизации, эв	17,42	12,97	11,84	10,45

9,2

Сродство атома к электрону, эв 3,45 3,61 3,37 3,08

2,8

Относительная электроотрицательность (ЭО) 4,0 3,0 2,8 2,5

2,2

Радиус атома, нм 0,064 0,099 0,114 0,133 — Межъядерное расстояние в молекуле Э₂, нм 0,142 0,199 0,228 0,267 — Энергия связи в молекуле Э₂ (25°С), кДж/моль Степени окисления -1 -1,+1,+3, +4, +5, +7 -1, +1, +4, +5, +7 -1, +1, +3, +5, +7 — Агрегатное состояние Бледно-зел. газ Зел-желт. газ Бурая жидкость Темн-фиол. кристаллы Черные кристаллы t°пл.(°С) -219 -101 -8 t°кип.(°С) -183 -34 ρ (г*см-3 ) 1,51 1,57 3,14 4,93 — Растворимость в воде (г _в-ва / 100 г воды) реагирует с водой 2,5 : 1 по объему 3,5 0,02 —

1. Значения т.пл. и т.кип. увеличиваются в подгруппе от фтора к йоду, т. к.:

а) увеличивается радиус их атомов;

б) растет величина M_r;

в) повышается поляризуемость молекул,как следствие, энергия дисперсионных взаимодействий между молекулами Г₂ возрастает настолько, что если фтор и хлор при об.у. – газы, то бром – уже жидкость, а йод является твердым веществом.

• Галогены сравнительно хорошо растворимы в органическихрастворителях (в 1 объеме тетрахлорида углерода растворяется 55 объемов хлора при н.у.) Это объясняется как неполярностью молекул Г₂, так и их способностью к значительным дисперсионным взаимодействиям.
• Растворимость галогенов в воде небольшая (хлора – 2,5 объема в одном объеме воды), несколько увеличивается от хлора к брому вследствие большей поляризуемости молекул Br₂, а также одинакового агрегатного состоянияводы и брома, но снижается к йоду.

Получение.

· Окисление ионов Cl — сильными окислителями:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O

2KMnO4 + 16HCl → 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 2KCl + 8H2O

K2Cr2O7 + 14HCl → 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2↑ + 7H2O

· Окисление ионов Br — сильными окислителями:

MnO2 + 4HBr → MnBr2 + Br2 + 2H2O Cl2 + 2KBr → 2KCl + Br2

· Окисление ионов I — сильными окислителями:

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O Cl2 + 2KI → 2KCl + I2

· Окисление электрическим током: электролиз раствора NaCl (промышленный способ):

2NaCl + 2H2O → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH

Сравнение окислительно-восстановительной способности галогенов.

Таблица 1. Термодинамика перехода Г₂ в Г − _ag

Стадия	ΔН, кДж/моль
F	Cl	Br	I
Г 2 →2 Г Г + e →Г — Г — + nH2O→Г — aq	–344 –536	–365 –406	–338 –386	–318 –302
E 0 (Г 2 / Г — ), B	2,87	1,36	1,07	0,53

1) энергия сродства к электрону(?) у хлора выше, чем у фтора (за счет меньшего отталкивающего действия менее жесткой электронной оболочки Cl).

2) как окислитель фтор несравнимо сильнее, чем хлор: E 0 (F₂ / F — )= 2,87В > E 0 (Cl ₂ / Cl — ) = 1,36 B . Это объясняется более высокой энергией гидратации ионов фтора (из-за большей зарядовой плотности его аниона), и более высоким значением энергии атомизации молекул Cl₂ (т.е. большей прочностью связи в них). Причины последнего: меньшее,чем в молекуле F₂ , отталкивание НЭП одного атома Г от НЭП другого, а также упрочнение σ — связи в Cl₂ π(p − d) -перекрыванием, невозможным в молекуле фтора из-за отсутствия валентных d-орбиталей.

2.4. Химические свойства Г₂.

I. Реакции с металлами – образуются соединения с ионной связью:

1) + ЩМ (схема) 2Nа + Г₂ = 2NаГ, ΔН мгновенно → CF₄ F₂ + С (графит) – при нагревании → CF₄

III. Реакции с водой:

Г₂ + H₂ O → HГ + HГО (общая схема)

На растворимость Г₂ в воде влияют также особенности их химического взаимодействия с ней. О растворимости F₂ нельзя судить, т.к. даже при об.усл. бурно (с появлением бледно- фиолетового пламени) идет реакция:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO , K = 4,2 ⋅10 −4 ,при температуре выше 6000С

Для подобной реакции с бромом константа равновесия значительно меньше

Br₂ 0 + H₂O → HBr + HBr O , K =7,2 ⋅10 −9 ,

а с йодом осуществляется, в основном, процесс:

(По этой же схеме хлор и бром реагируют с водой при нагревании).

IV. Реакции со щелочами:

3Cl₂ + 6KOH – 40 ° C → 5KCl + KClO_З + 3H₂O

V. Вытесняет бром и йод из галогеноводородных кислот и их солей.

VI. Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ 0 + 2HI -1 → I₂ 0 + 2HBr -1 (I₂) Br₂ 0 + H₂S -2 → S 0 + 2HBr -1

VII. Восстановительная способность Г₂ от фтора к йоду растет (?), а для йода, в отличие от других Г, возможна также реакция:

2.4.2. Применение. Разная окисляющая способность Г₂ обусловливает разные области их применения:

— F₂ используют как эффективный окислитель ракетного топлива,

— Cl₂ – для дезинфекции воды,

— Br₂ (а также Cl₂ и I₂ ) – в органическом синтезе;

— спиртовой раствор I₂ применяют в качестве антисептического средства для заживления кожных ран.

Галогениды водорода.

2.5.1. Устойчивость бинарных соединений p-элементов с водородом, в которых Н положительнополяризован, снижаетсяво всех подгруппах сверху вниз(в том числе и в подгруппе галогенов). Это объясняется уменьшением разности Э.О. водорода и элемента (и, значит, снижением полярности связи H − Э ) , а также увеличением длины этой связи за счет роста атомного радиуса Э.

2.5.2. Способы получения HГ.Гидролизом галогеноангидридов можно синтезировать любой НГ, но это сравнительно дорогой метод:

Гораздо более дешевый – обработка природных галидов (в твердом состоянии) концентрированной серной кислотой.

HCl: а) Cl₂ + H₂ → HCl↑; б) гидросульфатный NаСl_тв + H₂SO_4конц →NаHSO₄ + HCl↑

Физические свойства.

1) Температура кипения от иодида водорода к хлориду снижается (с –360С до –850С) в соответствии с уменьшением величины дисперсионных взаимодействий. Однако фторид водорода имеет сравнительно высокую т. кип. (+19,50С) за счет особой прочности водородныхсвязей. Они настолько прочны, что фтороводород даже в парах состоит из зигзагообразных молекул.

2) Все галогениды водорода хорошо растворимы в воде, причем HF неограниченно,

а HCl – до 507 объемов в 1 объеме воды при н.усл. Их водные растворы являются кислотами, сила которых резко повышаетсяот фтороводородной (K_d = 6,6 ∙10 − 4 ) к иодоводородной (в соответствии с увеличением радиуса Г и, как следствие, поляризуемостьсвязи H − Г снижается)

Химические свойства.

Взаимодействие галогеноводородных кислот (кроме HF) с металлами происходит в соответствии с рядом напряжений.

Исключение составляют реакции вытеснения водорода из иодоводородной кислоты медью (E 0 (Cu 2 + / Cu 0 ) = 0,34 В), серебром (E 0 (Ag + / Ag 0 ) = 0,80 В) и ртутью

(E 0 (Hg 2 + /Hg 0 ) = 0,85 В). Их протекание обусловлено образованием соответственно малорастворимогопродукта CuI и очень прочныхкомплексов: [AgI ₂] − и [HgI₄ ] 2 − . В этих соединениях σ-связь стабилизирована π-дативным взаимодействием за счет НЭП металла (Cu, Ag или Hg) и свободной d-орбитали йодид-иона. По этой же причине соли

AgI и HgI₂ малорастворимы.

Особенности плавиковой кислоты (фтористый водород)

2.6.1. Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде t°пл. = — 83,5°C; t°кип. = 19,5°C;

Химические свойства

1) Раствор HF в воде — слабая кислота (плавиковая):

Соли плавиковой кислоты – фториды

2) Плавиковая кислота растворяет стекло:

Хлористый водород

Физические свойства

Бесцветный газ с резким запахом, ядовитый, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде

(1 : 500), t°пл. = -114°C, t°кип. = -85°С.

Получение

1) Синтетический способ (промышленный):

2) Гидросульфатный способ (лабораторный):

Химические свойства

1) Раствор HCl в воде — соляная кислота — сильная кислота, ее соли – хлориды.

2) Реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

3) с оксидами металлов:

4) с основаниями и аммиаком:

5) с солями — если выпадает осадок или выделяется газ:

Хлориды металлов — соли соляной кислоты, их получают взаимодействием металлов с хлором или реакциями соляной кислоты с металлами, их оксидами и гидроксидами; путем обмена с некоторыми солями

Большинство хлоридов растворимы в воде (за исключением хлоридов серебра, свинца и одновалентной ртути).

Качественая реакция: Cl — + Ag → AgCl ↓ (белый творож.)