Молярность (молярная объёмная концентрация)

Поможем в ✍️ написании учебной работы

Имя

Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой

Нажимая кнопку "Продолжить", я принимаю политику конфиденциальности

Вопрос 30

Молярность (молярная объёмная концентрация)

Молярная концентрация- число молей растворённого вещества в единице объёма раствора. Молярная концентрация в системе СИ измеряется в моль/м³, однако на практике её гораздо чаще выражают в моль/л или ммоль/л. Также распространено выражение в «молярности». Возможно другое обозначение молярной концентрации - С(х), которое принято обозначать М. Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/л называют 0,5-молярным.

где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

V — общий объём раствора, л.

Молярность (молярная весовая концентрация)

Моляльность —число молей растворённого вещества в 1000 г растворителя. Измеряется в

молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-моляльным.

где:

ν — количество растворённого вещества, моль;

m₂ — масса растворителя, кг.

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий,

молярная концентрация и моляльность -величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации,

при выражении концентрации в моляльности расчёт ведут на массу

растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, вотличие от молярной

концентрации, не зависит от температуры.

Массовая доля -безразмерная физическая величина, равная отношению массы компонентов

смеси к массе смеси. Выражается в долях единицы, процентах (%), промилле (‰), миллионных долях.

ω (x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m

где ω(х) — массовая доля растворенного вещества Х

m(x) — масса растворенного вещества Х, г;

m(s) — масса растворителя S, г;

m = m(x) + m(s) — масса раствора, г.

Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах (например — ω = 0,05 или 5%)

Нормальность раствора (нормальная концентрация, молярная концентрация эквивалента) с(Х) – это отношение количества вещества эквивалента, содержащегося в растворе, к объему этого раствора [моль / м³]. С= n / V

Вопрос 31

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

ТЭД

- Электролиты при их растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются (диссоциируют) на ионы: положительные катионы и отрицательные – анионы. Ион – это атом или группа атомов, имеющие заряды.

- Ионы отличаются от атомов по строению и по свойствам

- В растворе и расплаве электролита движение ионов хаотическое, при пропускании постоянного тока через раствор или расплав электролита положительно заряженные ионы движутся к катоду (–), отрицательные ионы к аноду (+).

- Процесс электролитической диссоциации – процесс обратимый. Прямая реакция разложения гидроксида аммония называется диссоциацией, обратная – моляризацией, ассоциацией ионов.

МЕХАНИЗМ ДИССОЦИАЦИИ

Схема электролитической диссоциации полярной молекулы в водном растворе

1. полярная молекула в начале гидратации,

2. переход полярной структуры в ионную под действием диполей воды (процесс ионизации),

3. гидратированный катион,

4. гидратированный анион.

Растворы сильных электролитов

Сильные электролиты в растворах полностью распадаются на ионы, т.е. 100%. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации. В растворах слабых электролитов концентрация ионов мала, расстояния между ними большие, то в растворах сильных электролитов расстояния малы и сильны электростатические взаимодействия между ионами. В таких растворах ионы не свободны, а окружены оболочкой из противоположных ионов. В электрическом поле ион и его окружение будут стремиться к разным полюсам, ионы будут тормозиться, что определиться как падение диссоциации.

а = сf, где a – активность, f- коэффициент активности.

Величина f рассматривается как кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов.

Вопрос 32

Вопрос 33

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Методом электрической проводимости ученые вычислили константу диссоциации воды:

K_д = ([H⁺]·[HO^-])/[H₂O] = 1,8·10^-16 моль/л K_д·[H₂O] = [H⁺]·[HO^-]

- K_д - константа диссоциации воды;

- [H⁺], [HO^-] - молярные концентрации ионов;

- [H₂O] - молярная концентрация воды.

Произведение [H⁺]·[HO^-] называют ионным произведением воды K_в. В чистой воде концентрации катионов водорода и гидроксид-ионов равны, поэтому при температуре 22°C будет справедливо следующее равенство:

[H⁺] = [HO^-] = √10^-14 = 10^-7

В кислых растворах концентрация [H⁺] больше 10^-7, в щелочных меньше 10^-7, в нейтральных равна 10^-7. Соответственно, концентрация [HO^-] в кислых растворах меньше 10^-7, в щелочных больше 10^-7, в нейтральных также равна 10^-7.

Для количественной характеристики кислотности раствора "придумали" водородный показатель pH - отрицательный десятичный логарифм концентрации катионов водорода:

pH = -lg[H⁺]

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:

1. образование водородных ионов и гидроксид–ионов:

Н₂О <=> Н⁺ + ОН^-

2. гидратация водородного иона с образованием гидроксония–иона:

Н⁺ + Н₂О <=> Н₃О⁺.

Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая – с выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим уравнением:

2Н₂О <=> Н₃О⁺ + ОН^-.

Вода – очень слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон действующих масс:

где К - константа диссоциации воды.

[Н₃О⁺]·[ОН^-] = К·[Н₂О]²

Так как [Н₂О] = const, то получим:

[Н₃О⁺][ОН^-] = К_w.

Постоянная К_w называется ионным произведением воды.

Величина К_w возрастает с повышением температуры, так как при этом увеличивается степень электролитической диссоциации.

Водородный показатель рН

Вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени. Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] > [ОН^-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] < [ОН^-], то реакция среды становится щелочной. Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н⁺], названным водородным показателем или рН:

рН = -lg[Н⁺];

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н₃О⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н₃О⁺] > [ОН^-] > 10^-7 моль/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н₃О⁺] < [ОН^-] < 10^-7 моль/л, рН > 7.

Индикатор в химии — вещество, дающее характерные (обычно цветные) химические реакции и употребляющиеся при анализе веществ.

Широко используются кислотно-основные индикаторы, разбавленные растворы которых обладают способностью заметно изменять цвет, в зависимости от кислотности раствора. Причина изменения цвета — изменения в строении молекул индикатора в кислой и щелочной среде, что приводит к изменению спектра поглощения раствора.

Фенолфталеин: бесцветный (кислая среда), малиновый (щелочная) рН=8-10

Лакмус: красный (кисл.), синий (щелочная) рН=5-8

Метиловый оранжевый: красный (кисл.), жёлтый (щелочная) рН=3-4

Для определения состава газовых сред используют индикаторные бумажки и индикаторные трубки.

Вопрос 34

Ионные обменные реакции идут до конца в том случае, если в результате реакции образуется:

-нерастворимое соединение, выпадающее в осадок;

-газообразное вещество;

-слабый электролит (вода, слабое основание или слабая кислота).

Уравнения реакций такого типа более правильно писать не в молекулярной, а в ионно-молекулярной форме.

Произведение растворимости

В насыщенном растворе сульфата бария, находящегося в контакте с кристаллами этого вещества, устанавливается динамическое равновесие: BaSO_4(т)⇄ Ba²⁺_(р)+ _(р).

Для этого равновесного процесса можно написать выражение константы равновесия, учитывая, что концентрация твердой фазы не входит в выражение константы равновесия: K_p= [Ba²⁺] [ ].

Эта величина называется произведением растворимости малорастворимого вещества (ПР). Таким образом, в насыщенном растворе малорастворимого соединения произведение концентраций его ионов в степени стехиометрических коэффициентов равно величине произведения растворимости. В рассмотренном примере ПР(BaSO₄) = [Ba²⁺] [ ].

Чем меньше произведение растворимости, тем хуже растворимо соединение. Зная произведение растворимости, можно определить растворимость малорастворимого электролита и содержание его в определенном объеме насыщенного раствора.

1) Условие выпадения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, превышает произведение растворимости, то происходит образование твердой фазы (осадка)

2) Условие растворения осадка:

Если произведение концентраций ионов, возведенных в степени стехиометрических коэффициентов, не превышает произведение растворимости, то осадок не образуется, а при наличии в системе твердой фазы (осадка) происходит ее растворение

Следует отметить, что для растворения осадка достаточно уменьшить концентрацию одного из ионов. Этого можно достичь, например, добавляя реагент, связывающий ион малорастворимого электролита в растворимое малодиссоциирующее соединение или газообразное вещество.

Вопрос 35

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества.

Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1) Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

NaCl ↔ Na⁺ + Cl^—

Na⁺ + HOH ↔ реакция практически не протекает

Cl^—+ HOH ↔ реакция практически не протекает

Вопрос 36

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2 атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором). В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.

Восстановители: металлы, водород, уголь, окись углерода 2, сероводород, оксид серы, сернистая кислота+ее соли, галогеноводородные кислоты+их соли, катионы металлов в низших степенях окисления:
SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)_3,азотистая кислота HNO_2,аммиак NH_3, гидразин NH₂NH_2,оксид азота(II) (NO)

Окислители: Галогены, Перманганат калия(KMnO₄), манганат калия (K₂MnO₄), оксид марганца (IV) (MnO₂), Дихромат калия (K₂Cr₂O₇), хромат калия (K₂CrO₄), Азотная кислота (HNO₃), Серная кислота (H₂SO₄) концентрированная, Оксид меди(II) (CuO), оксид свинца(IV) (PbO₂), оксид серебра (Ag₂O), пероксид водорода (H₂O₂), Хлорид железа(III) (FeCl₃), Бертоллетова соль (KClO₃)

Метод электронного баланса

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺:

Na₂SO₃+ KMnO₄+ H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na₂S⁺⁴O₃+ KMn⁺⁷O₄+ H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶ ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺² ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

· Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.

· Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃+ 2KMn⁺⁷O₄+ H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Вопрос 37

Направление ОВР

В основе определения направления самопроизвольного протекания окислительно-восстановительных реакций лежит следующее правило:

Окислительно-восстановительные реакции самопроизвольно протекают всегда в сторону превращения сильного окислителя в слабый сопряженный восстановитель или сильного восстановителя в слабый сопряженный окислитель. Это правило аналогично правилу, определяющему направление протекания кислотно-основных превращений. Количественной мерой окислительно-восстановительной способности данной сопряженной окислительно-восстановительной пары является величина ее восстановительного потенциала ф, которая зависит от:

- природы окисленной и восстановленной формы данной сопряженной пары;

- соотношения концентраций окисленной и восстановленной формы данной сопряженной пары;

- температуры.

В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый E^o, E⁰, или E^θ, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C.

Вопрос 38

Окислительно-восстановительное действие электрического тока может быть во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. При электролизе на катоде к ионам присоединяются электроны, а на аноде ионы отдают электроны. Следовательно, электрический ток при электролизе производит на катоде восстановление, а на аноде — окисление. При химических реакциях процессы окисления обязательно одновременно сопровождаются процессами восстановления. Это положение остается в силе и в случае электролиза, но здесь одновременно протекающие процессы окисления и восстановления пространственно разделены окисление происходит на аноде, а восстановление на катоде. Окислительно-восстановительное действие электрического тока используется в технике для получения некоторых очень важных химических соединений. Инертный электрод применяется, если необходимо, чтобы был установлен простой электрический контакт с раствором без возникновения дополнительных химических реакций с участием материала электрода. К наиболее употребительным инертным электродам относятся благородные металлы, обычно платина, реже серебро или золото, в ряде случаев пригодны угольный, графитовый или вольфрамовый электроды.

Типичные инертные электроды - платина и углерод; в следующем разделе мы познакомимся также с некоторыми наиболее реакционно-способными металлами, которые являются реагирующими электродами.

Активный электрод также подвергается поляризации, но в значительно меньшей степени и в обратном направлении - в том смысле, что по мере работы элемента и увеличения концентрации ионов металла переход в раствор новых ионов замедляется, и потенциал электрода становится более положительным.

Активным электродом называется электрод, состоящий из химического элемента в чистом виде, который при погружении в раствор входит в химическое равновесие с ионами того же элемента, находящимся в растворе.

Вопрос 39

Комплексное (или координационное) соединение – соединение сложного состава, в котором можно выделить центральный атом (комплексообразователь) и непосредственно связанные с ним молекулы или ионы (лиганды).Строение комплексных соединений

Основу координационной теории Вернера составляют следующие положения:

- Центральное место в комплексных соединениях занимает комплексообразователь - обычно положительно заряженный ион (чаще всего металл)

- Вокруг комплексообразователя расположены или координированы лиганды (старое название адденды), т.е. ионы противоположного знака или нейтральные молекулы.

- Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю сферу комплексного соединения.

- Ионы, не вошедшие во внутреннюю сферу, составляют внешнюю сферу комплексных соединений.

- Согласно общепринятым обозначениям внутренняя сфера при написании отделяется от внешней квадратными скобками.

Так соединение [Cu(NH₃)₄]Cl₂ может быть изображено:

КЧ зависит от электронного строения центрального атома, от его степени окисления, размеров центрального атома и лигандов, условий образования комплексного соединения, температуры и других факторов. КЧ может принимать значения от 2 до 12. Чаще всего оно равно шести, несколько реже – четырем.

Лигандами могут быть частицы, до образования комплексного соединения представлявшие собой молекулы (H₂O, CO, NH₃ и др.), анионы (OH^-, Cl^-, PO₄^3- и др.), а также катион водорода.

Дентантность (координационная емкость) лиганда - это число координационных мест, которое может занимать данный лиганд.

Механизм образования координационной (донорно-акцепторной) связи

Вопрос 40

Константы нестойкости

Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых констант нестойкости. Константа устойчивости относится к процессу образования комплексного иона и равна обратной величине константы нестойкости: К_уст = 1/К_нест.Константа устойчивости характеризует равновесие образования комплекса. Если вместо равновесия в реакциях образования комплексов рассматривать обратный процесс – реакции диссоциации комплексов (или реакции обмена лигандов на молекулы растворителя), то соответствующие константы будут носить название ступенчатых констант нестойкости комплексов:

[ML] M + L; K₁(нест) = [M]  [L] / [ML]

и общих (суммарных) констант нестойкости комплексов:

[ML] M + L; ₁(нест) = [M]  [L] / [ML]

поэтому для сравнения прочности комплексов могут использоваться справочные данные как по значениям констант образования, так и констант нестойкости. Чем больше концентрация хлоридных ионов, тем с большим координационным числом образуется комплексное соединение. Как только будет достигнуто максимально возможное для данного комплексообразователя координационное число, образование новых комплексных соединений приостанавливается, и при дальнейшем увеличении концентрации лиганда наблюдается постепенное исчезновение в растворе комплексных частиц с меньшими координационными числами. Как правило, ступенчатые константы образования уменьшаются по мере возрастания числа лигандов. Среди причин закономерного уменьшения значений ступенчатых констант образования с увеличением числа лигандов прежде всего выделяют возрастание пространственных затруднений в размещении вокруг комплексообразователя все большего числа лигандов и электростатическое отталкивание одноименно заряженных лигандов.

Образование КС

Как известно, реакции в растворах всегда протекают в направлении наиболее полного связывания ионов, в том числе за счет образования комплексных соединений, в которых в результате донорно-акцепторного взаимодействия возникает устойчивая внутренняя сфера.

FеCl₃ + 6КСNS К₃[Fе(СNS)₆] + ЗКСl

(Fе³⁺ + 6СНS^- [Fе(СNS)₆]^3-)

Вследствие образования устойчивых комплексов возможно даже растворение тех осадков, которые посылают в раствор за счет диссоциации растворившейся части вещества крайне небольшое количество ионов, способных с добавленным реагентом образовывать устойчивую внутреннюю сферу комплекса:

Zn(ОН)₂ + 2NаОН Nа₂[Zn(ОН)₄]

(Zn(ОН)₂ + OH^- [Zn(ОН)₄]^2-)

Благодаря образованию комплекса происходит связывание молекулы аммиака (газообразного лиганда):

NН₃ + НС1 [NН₄]С1 (NН₃ + Н⁺ [NН₄]⁺)

NН₃ + Н₂0 NН₃ * Н₂0

В кислой среде происходит прочное связывание NН₃ вследствие образования комплексного иона [NН₄]⁺, а в нейтральной и щелочной среде имеет место конкуренция за прочное связывание Катиона водорода между анионом ОН^- (К_а= К_H2O = 1,8*10^-16) и молекулой аммиака (К_а = К_нест (NH₄⁺) = 5,4*10^-10). Из сравнения констант соответствующих равновесий видно, что молекула воды удерживает катион Н⁺ значительно сильнее, чем комплексный ион [NН₄]⁺.

Вопрос 42

ГАЛОГЕНЫ

Как видно из этих данных, в ряду F — С1 — Вг — I — At радиус атомов увеличивается, а энергия ионизации уменьшается. Это свидетельствует об ослаблении признаков неметаллического элемента: фтор — наиболее ярко выраженный элемент-неметалл, а астат проявляет уже некоторые признаки элемента-металла.

Химические свойства.

Окислительная способность повышается в ряду Аt₂—F₂.

Отсюда следует, что более сильный окислитель вытесняет более слабый из галогенидов.

2NaBr + Cl₂ ® 2NaCl + Br₂

F₂. — один из сильнейших окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной температуре, с некоторыми из них (S, Р) — даже при температуре жидкого воздуха (—190°С); окисляет инертные газы (Кг, Хе, Rn) и такие стойкие соединения, как Н₂0 и SiO₂.

Вг₂, I₂ , Аt₂ окисляются при действии сильных окислителей, Cl₂ — только при взаимодействии со F₂.

Способность окисляться т.е. повышается в ряду Вг₂, I₂ , Аt_2.

Правило: нижестоящий в ПС галоген вытесняет вышестоящий из солей с галогенами в положительной степени окисления

2NaClО + Br₂ ® 2NaBrО + Cl₂

Для С1₂, Вг₂, I₂ характерны реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию в ряду Cl₂, Br₂ ,I₂уменьшается.

NaOH + Cl₂ = NaOCl + NaCl + H ₂O

Реакции галогенов с простыми веществами

Реакции с галогенов с важнейшими реагентами

Примеры : Cl₂ + H₂O ® HCl + HClO

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ ® CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

2F₂ + 2H₂O ® 4HF + O₂

Сверху вниз окислительная способность галогенов растет, поэтому каждый вышестоящий галоген вытесняет нижестоящий из галогенидов, т.е.

Na Br + Cl ₂® NaCl + Br₂

Наоборот каждый нижестоящий вытесняет вышестоящий из кислородосодержащих солей

NaClО + Br₂® NaBrО + Cl₂

Вопрос 43

Галогеноводоро́ды — общее название соединений, образованных из водорода и галогенов (элементов подгруппы фтора):

· Плавиковая кислота — водный раствор фтороводорода

· Соляная кислота — водный раствор хлороводорода

· Бромоводородная кислота — водный раствор бромоводорода

· Иодоводородная кислота — водный раствор иодоводорода

· Астатоводородная кислота — водный раствор астатоводорода

Все галогеноводороды — бесцветные ядовитые газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.

Способы получения

Вытеснение из солей сильными кислотами:

2NaCl+H2SO4=2HCl+Na2SO4

{\displaystyle {\mathsf {NaCl+H_{2}SO_{4}\rightarrow HCl+NaHSO_{4}}}}Хлор, бром, иод непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя галогеноводороды:

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl}}}H2+Cl2=2HCl

H2+Br2=2HBr

H2+I2=2HIhHH

{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}\rightarrow 2HBr}}}{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightarrow 2HI}}}Хлор реагирует с водородом бурно, со взрывом, но реакцию необходимо инициировать (путём нагревания или освещения), что связано с её цепным механизмом. Кислотные свойства HI выражены гораздо сильнее, чем HF, поскольку связь H-I слабая, водород легко отщепляется от атома йода. От HF водород уходит с неохотой, поскольку связь H-F короткая и крепкая. Окислительные свойства от HF до HI уменьшаются, а восстановительные - возрастают. Сверху вниз кислотные свойства увеличиваются, а основные уменьшаются.

Галогениды — группа минералов, представляющих собой соединения галогенов с другими химическими элементами или радикалами. К галогенидным минералам относятся фтористые, хлористые и очень редкие бромистые и иодистые соединения. Фтористые соединения (фториды), генетически связаны с магматической деятельностью, они являются возгонами вулканов или продуктами гидротермальных процессов, иногда имеют осадочное происхождение. Некоторые галогенные соединения образуются в зоне окисления сульфидных (медных, свинцовых и других) месторождений.

Типичные минералы класса фторидов — виллиомит NaF, флюорит CaF₂, криолит Na₃AlF₆; класса хлоридов — галит NaCl, сильвин КCl, карналлит KMgCl₃·6(H₂O). Сырьё в пищевой, химической, металлургической промышленности

Галогениды щелочных металлов представляют собой соединения ионного типа. За исключением галогенидов цезия, они кристаллизуются в решетку со структурой каменной соли. Галогениды многих металлов обнаруживают частично ионный и частично ковалентный характер. Ковалентный характер галогенидов возрастает не только в пределах каждого периода, но и при перемещении к нижней части группы галогенов

Пример гидролиза

MgI2+H2O=MgOHI+HI
Mg2+ + H2O=Mg(OH)+ + H+
MgOHI+H2O=Mg(OH)2+HI
Mg(OH)+ + H2O=Mg(OH)2 + H+

Практика

11) Н2S (г) + Cl2(г) ↔2НСl(г) + S (т)

/ =+1,36