Фтороводородная кислота сильная
Содержание
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 tкип 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 (tпл −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>>> .2>
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
УЧЕБНИКЗАДАЧНИК
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
НАУЧНЫЕ 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
2,8
2,2
- Значения т.пл. и т.кип. увеличиваются в подгруппе от фтора к йоду, т. к.:
а) увеличивается радиус их атомов;
б) растет величина Mr;
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 + KClOЗ + 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 NаСlтв + H2SO4конц →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 (Kd = 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.)