8.3 Галогены. Хлор

8.3.  Галогены. Хлор и его важнейшие соединения

К  га­ло­ге­нам  от­но­сят  фтор,  хлор,  бром,  йод  и  астат.  Они  об­ра­зу­ют  VIIА-груп­пу Пе­ри­о­ди­че­ской си­сте­мы хи­ми­че­ских эле­мен­тов.

Хи­ми­че­ские эле­мен­ты-га­ло­ге­ны и об­ра­зо­ван­ные ими про­стые

 ве­ще­ства

На внеш­нем элек­трон­ном слое ато­мов га­ло­ге­нов на­хо­дят­ся 7 элек­тро­нов.

Наи­мень­ший ра­ди­ус атома среди всех га­ло­ге­нов имеет фтор, по­это­му у него самая вы­со­кая (даже среди всех хи­ми­че­ских эле­мен­тов) от­но­си­тель­ная элек­тро­от­ри­ца­тель­ность. По этой при­чине не су­ще­ству­ет ве­ществ, в ко­то­рых фтор имел бы по­ло­жи­тель­ную сте­пень окис­ле­ния, не го­во­ря о выс­шей сте­пе­ни окис­ле­ния, со­от­вет­ству­ю­щей но­ме­ру груп­пы (+7). Для фтора воз­мож­ны сте­пе­ни окис­ле­ния толь­ко –1 и 0. Осталь­ные га­ло­ге­ны в со­еди­не­нии с более элек­тро­от­ри­ца­тель­ным кис­ло­ро­дом могут об­ра­зо­вы­вать ве­ще­ства, в ко­то­рых сте­пень окис­ле­ния их ато­мов по­ло­жи­тель­на. Таким об­ра­зом, для Cl, Br, I ха­рак­тер­ны сте­пе­ни окис­ле­ния -1, 0, +1, +3, +5, +7.

Со­дер­жа­ние га­ло­ге­нов в зем­ной коре сни­жа­ет­ся от фтора к аста­ту. При­чем, если фтор, бром и йод можно от­не­сти к рас­про­стра­нен­ным хи­ми­че­ским эле­мен­там, то со­дер­жа­ние аста­та в зем­ной коре крайне мало. Га­ло­ге­ны вхо­дят в со­став мно­гих ми­не­ра­лов.  Ис­клю­че­ние со­став­ля­ет астат. Астат об­на­ру­жен в про­дук­тах ра­дио­ак­тив­но­го рас­па­да урана.

Соли га­ло­ге­нов (га­ло­ге­ни­ды) вхо­дят в со­став мор­ской воды.

Галогены – элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию: ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов: F2 – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl2 – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br2 – жидкость красно-бурого цвета; I2 – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз снижаются. Плавиковая кислота является самой слабой в ряду галогеново-дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной. Это объясняется тем, что энергия связи Нг сверху уменьшается. В том же направлении уменьшается и прочность молекулы Н Г, что связано с ростом межъядерного расстояния. Растворимость малорастворимых солей в воде тоже уменьшается:

Слева направо растворимость галогенидов уменьшается. АgF хорошо растворим в воде. Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. В кристаллическом, жидком и газообразном состоянии все галогены существуют в виде отдельных молекул. Атомные радиусы возрастают в том же направлении, что приводит к повышению температуры плавления и кипения. Фтор диссоциирует на атомы лучше йода. Электродные потенциалы при переходе вниз по подгруппе галогенов снижаются. У фтора самый высокий электродный потенциал. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

Химические свойства галогенов

1.     Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:

2F₂ + Xe = XeF₄.

2.     Взаимодействие с металлами.   Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:

2М + nHal₂ = 2MHal_n.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

3.     Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.

Н₂ + Hal₂ = 2НHal.

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

4.     Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

2P + 3Cl₂ = 2PCl₃;

Si + 2F₂ = SiF₄.

5.     Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:

F₂ + H₂O = 2HF + O или

3F₂ + 3H₂O = OF₂ + 4HF + H₂O₂;

Hal + H₂O = HHal + HHalO.

Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.

6.     Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:

Cl₂ + KOH = KClO + KCl (на холоде);

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3Н₂О (при нагревании).

Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.

7.     Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:

H₂S + Br₂ = S + 2HBr.

8.     Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:

CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl + HCl.

9.     Реакция присоединения к непредельным углеводородам:

C₂H₄ + Cl₂ = C₂H₄Cl₂.

10.                       Взаимное замещение галогенов.  Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:

2KI + Br₂ = 2KBr+ I₂;

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂.

ХЛОР

История открытия:

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O 

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства. Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. 
Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Название элемента происходит от греческого clwroz - "зелёный".

Нахождение в природе, получение:

Природный хлор представляет собой смесь двух изотопов ³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор - самый распространённый галоген. Поскольку хлор очень активен, в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCl, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂·6H₂O, карналлита KCl·MgCl₂·6Н₂O, каинита KCl·MgSO₄·3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов. 
В промышленных масштабах хлор получают вместе с гидроксидом натрия и водородом при электролизе раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H₂О => H₂ + Cl₂ + 2NaOH 

Для рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений используется процесс Дикона (каталитическое окисление хлороводорода кислородом воздуха):

4HCl + O₂ = 2H₂O + 2Cl₂
В лабораториях обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
2KMnO₄ + 16HCl = 5Cl₂ + 2MnCl₂ + 2KCl +8H₂O
K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7H₂O

Физические свойства:

При нормальных условиях хлор - жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Хлор заметно растворяется в воде ("хлорная вода"). При 20°C в одном объеме воды растворяется 2,3 объема хлора. Температура кипения = -34°C; температура плавления = -101°C, плотность (газ, н.у.) = 3,214 г/л.

Химические свойства

 На внешнем электронном уровне атома хлора находятся 7 электронов (s²p⁵), поэтому он легко присоединяет электрон, образуя анион Сl^-. Благодаря наличию незаполненного d-уровня в атоме хлора могут появляться 1, 3, 5 и 7 неспаренных электронов, поэтому в кислородсодержащих соединениях он может иметь степень окисления +1, +3, +5 и +7.

В отсутствии влаги хлор довольно инертен, но в присутствии даже следов влаги активность его резко возрастает. Он хорошо взаимодействует с металлами:

2 Fе + 3 Сl₂ = 2 FеСl₃ (хлорид железа (III));

Cu + Сl₂ = СuСl₂ (хлорид меди (II))

и многими неметаллами:

Н₂ + Сl₂ = 2 НСl (хлороводород);

2 S + Сl₂ = S₂Cl₂ (хлорид серы (1));

Si + 2 Сl₂ = SiСl₄ (хлорид кремния. (IV));

2 Р + 5 Сl₂ = 2 РСl₅ (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосредственное взаимодействие не вступает.

При растворении хлора в воде образуется 2 кислоты: хлороводородная, или соляная, и хлорноватистая:

Сl₂ + Н₂О = НСl + HClO.

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот:

Сl₂ + 2 NaOН = NaСl + NaClО + Н₂О.

Полученные растворы называются жавелевой водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами благодаря наличию иона ClO^- и применяется для отбеливания тканей и бумаги. С горячими растворами щелочей хлор образует соответствующие соли соляной и хлорноватой кислот:

3 Сl₂ + 6 NаОН = 5 NаСl + NаСlO₃ + 3 Н₂О;

3 Сl₂ + 6 КОН = 5 КСl + КСlO₃ + 3 Н₂О.

Образовавшийся хлорат калия называется бертолетовой солью.

При нагревании хлор легко взаимодействует со многими органическими веществами. В предельных и ароматических углеводородах он замещает водород, образуя хлорорганическое соединение и хлороводород, а к непредельным присоединяется по месту двойной или тройной связи.

При очень высокой температуре хлор полностью отбирает водород у углерода. При этом образуются хлороводород и сажа. Поэтому высокотемпературное хлорирование углеводородов всегда сопровождается сажеобразованием.

Хлор - сильный окислитель, поэтому легко взаимодействует со сложными веществами, в состав которых входят элементы, способные окисляться до более высокого валентного состояния:

2 FеСl₂ + Сl₂ = 2 FеСl₃;

Н₂SO₃ + Сl₂ + Н₂О = Н₂SО₄ + 2 НСl.

Важнейшие соединения:

Хлороводород HCl - бесцветный газ, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает дыхательные пути. Содержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). Раствор HCl называется соляной (хлороводородной) кислотой. Это сильная кислота, вытесняет более слабые кислоты из их солей. Соли - хлориды - твёрдые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. 
Ковалентные хлориды - соединения хлора с неметаллами, газы, жидкости или легкоплавкие твёрдые вещества, имеющие характерные кислотные свойства, как правило легко гидролизующиеся водой с образованием соляной кислоты:

PCl₅ + 4H₂O = H₃PO₄ + 5HCl

Оксид хлора(I) Cl₂O., газ буровато-желтого цвета с резким запахом. Поражает дыхательные органы. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту. 
Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде. Соли - гипохлориты, малоустойчивы (NaClO*H₂O при 70 °C разлагается со взрывом), сильные окислители. Широко используется для отбеливания и дезинфекции хлорная известь, смешанная соль Ca(Cl)OCl
Хлористая кислота HClO₂, в свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. Кислота средней силы, соли - хлориты, как правило, бесцветны и хорошо растворимы в воде. В отличие от гипохлоритов, хлориты проявляют выраженные окислительные свойства только в кислой среде. Наибольшее применение (для отбелки тканей и бумажной массы) имеет хлорит натрия NaClO₂.
Оксид хлора(IV) ClO₂, - зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, ...
Хлорноватая кислота , HClO₃ - в свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO₂ и HClO₄. Соли -хлораты; из них наибольшее значение имеют хлораты натрия, калия, кальция и магния. Это сильные окислители, в смеси с восстановителями взрывоопасны. Хлорат калия (бертолетова соль) - KClO₃, использовалась для получения кислорода в лаборатории, но из-за высокой опасности её перестали применять. Растворы хлората калия применялись в качестве слабого антисептика, наружного лекарственного средства для полоскания горла.
Хлорная кислота HClO₄, в водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO₄ мало устойчива. Это самая сильная одноосновная кислота (в водном растворе). Соли -перхлораты, применяются как окислители (твердотопливные ракетные двигатели).

Применение:

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд: 
- В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука; 
- Для отбеливания ткани и бумаги; 
- Производство хлорорганических инсектицидов - веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений; 
- Для обеззараживания воды - "хлорирования"; 
- В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925; 
- В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений; 
- В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

Биологическая роль и токсичность:

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Ионы хлора жизненно необходимы растениям, участвуя в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование.

Хлор в виде простого вещества ядовит, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую Мировую войну.

УПРАЖНЕНИЯ

1. В сосуде, имеется смесь водорода и хлора. Как изменится давление в сосуде при пропускании через смесь электрической искры?

Решение:

При пропускании искры газы реагируют по уравнению:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl.

В результате этой реакции общее количество молекул в газовой фазе не изменяется, поэтому давление в сосуде также остается неизменным.

__________________________________________________________________

2. Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?

Решение:

При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород:

Zn + 2НСl = ZnСl₂ + Н₂↑,

который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди:

СuО + Н₂ = Си + Н₂О.

Найдем количества веществ в первой реакции: m(р-ра НСl) = 18,7^.1,07 = 20,0 г. m(НСl) = 20,0^.0,146 = 2,92 г. v(НСl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль. Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно:v(Н₂) = v(Zn) = 0,031 моль.

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(СuО) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu, и потеря массы составит:

m(СuО) — m(Сu) = 0,031^.80 — 0,031^.64 = 0,50 г.

Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода со­ставит 4,0-0,5 = 3,5 г.

Ответ. 3,5 г.

__________________________________________________________________

 3. Напишите уравнения реакций, которые могут про­исходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в вод­ном растворе?

Решение:

При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются, соответ­ственно,фтороводород и хлороводород:

КF + Н₂SО_4(конц) = НF↑ + КНSО₄,

КСl + Н₂SО_4(конц) = НCl↑ + КНSО₄.

Это — лабораторный способ получения данных галогеноводородов.

Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НBrвосстанавливает серную кислоту до SО₂, а НI (как бо­лее сильный восстановитель) — до Н₂S:

2КВr + 2Н₂SО_4(конц) = Вr₂ + SO₂↑ + К₂SО₄ + 2Н₂О,

8КI + 5Н₂SО_4(конц) = 4I₂ + Н₂S↑ + 4К₂SО₄ + 4Н₂О.

В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:

2КF + Н₂SО₄ = 2НF + К₂SО₄.

Признак реакции — образование малодиссоциирующего вещества (слабой плавиковой кислоты).

__________________________________________________________________

4. Составьте уравнения следующих реакций:

1) FеSО₄ + КClO₃ + Н₂SО₄ → …

2) FеSО₄ + КClO₃ + КОН → …

3) I₂ + Ва(ОН)₂ → …

4) КВr + КВrО₃ + Н₂SО₄ → …

Решение:

1) СlO₃^— — сильный окислитель, восстанавливается до Сl^—; Fе²⁺ — восстановитель, окисляется до Fе³⁺ (Fе₂(SО₄)₃):

6FеSО₄ + КClO₃ + 3Н₂SО₄ = 3Fе₂(SО₄)₃ + КСl + 3Н₂О.

2) СlO₃^— — окислитель, восстанавливается до Сl^—, Fе²⁺ — восстано­витель, окисляется в до Fе³⁺ (Fе(ОН)₃):

6FеSО₄ + КClO₃ + 12КОН + 3Н₂О = 6Fе(ОН)₃↓ + КСl + 6К₂SO₄.

3) Как и все галогены (кроме фтора), иод в щелочной среде диспропорционирует:

6I₂ + 6Ва(ОН)₂ = 5ВаI₂ + Ва(IO₃)₂ + 6Н₂О.

4) Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:

5КВr + КВrО₃ + 3Н₂SО₄ = 3Вr₂ + 3К₂SО₄ + 3Н₂О.

Эта реакция обратна реакции диспропорционирования галогенов в щелочной среде.

__________________________________________________________________

5. После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н.у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл). Какой объем кислоты при этом расходуется?

Решение: 

При нагревании перманганат калия разлагается:

0,06	t	0,03		0,03		0,03
2KMnO4	=	K2MnO4	+	MnO2	+	O2↑

Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: v(О₂) = m/ М = (22,12-21,16) / 32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль К₂МnО₄, 0,03 моль МnО₂ и израсходовано 0,06 моль КМnО₄. Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве v(КMnО₄) = 22,12/158 — 0,06 = 0,08 моль.

Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (КМnО₄, К₂МnО₄, МnО₂), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:

0,08		0,64		0,2
2KMnO4	+	16HCl	=	5Cl2↑	+	2KCl	+	2MnCl2	+	8H2O

0,03		0,24		0,06
K2MnO4	+	8HCl	=	2Cl2↑	+	2KCl	+	MnCl2	+	4H2O

0,03		0,12		0,03
MnO2	+	4HCl	=	Cl2↑	+	MnCl2	+	2H2O

Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно: v(Сl₂) = (0,08^.5/2) + (0,03^.2) + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет V(Сl₂) = 0,29^.22,4 = 6,50 л.

Количество израсходованного хлороводорода равно: v(НСl) = (0,08^.16/2) + (0,03^.8) + (0,03^.4) = 0,96 моль,

m(НСl) = v^.M = 0,96^.36,5 = 35,04 г,

m(р-ра НСl) = m(НСl)/ω(НСl) = 35,04/0,365 = 96,0 г,

V(р-ра НСl) = т/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 мл.

Ответ. V(Сl₂) = 6,50 л, V(р-ра НСl) = 81,4 мл.

________________________________________________________________

ЗАДАНИЯ  ДЛЯ  САМОСТОЯТЕЛЬНОГО РЕШЕНИЯ

1.     Какой из галогенов является самым активным и какой – наименее активным окислителем.

2.     Напишите формулы известных оксидов хлора и назовите их.

3.     Приведите примеры солей, образованных кислородсодержащими кислотами хлора. Назовите эти соли.

4.     В виде каких соединений хлор встречается в природе.

5.     Какая реакция является качественной реакцией на хлорид-ион.

6.     Во сколько раз хлор тяжелее воздуха.

7.     Закончите уравнения реакций:

.

8.     Как осуществить следующие превращения:

9.     Смешали 1л хлора и 2 л водорода (н.у.). Сколько граммов хлороводорода можно получить из такой смеси. Чему будет равен объем смеси после реакции.

10.                        Какой объем хлора может быть получен при взаимодействии 2 моль хлороводорода и 3 моль оксида марганца (IV).

ВИДЕО ОПЫТ

1.     Укажите символ иона с наиболее выраженными восстановительными свойствами:
а) Br-	б) Cl-
в)I-	г)F-
2.     В каком ряду вещества перечислены в порядке последовательного возрастания температуры плавления:
а) бром, хлор, йод	б) йод, бром, хлор
в) хлор, йод,  бром	г) хлор, бром, йод
3.     Какова максимальная валентность хлора в соединениях:
а) I	б) V
в) VII	г) II
4.     Укажите формулу сильвинита:
а) NaCl	б) KCl
в) KCl*MgCl2*6H2O	г) KCl*NaCl
5.     Взорвали смесь, содержащую 8 л (н.у.) хлора и 0,5 г водорода. В результате получили хлороводород объемом (л. н.у.):
а) 5,6	б) 8,0
в) 11,2	г) 16,0
6.     В молекуле какого галогеноводорода связь Н-галоген самая прочная:
а) йодоводорода	б) бромоводорода
в) фтороводорода	г) хлороводорода
7.     По формулам электронных конфигураций определите, какой атом является самым сильным окислителем:
а)…3s23p5	б)…2s22p5
в)…4s24p5	г)…5s25p5
8.     Укажите формулу самой слабой кислоты:
а) HClO4	б) HCl
в) HF	г) HI
9.     Оба вещества – водород и хлор – взаимодействуют с:
а) водой	б) аммиаком
в) кальцием	г) гидроксидом кальция
10.                        Максимальный объем (л, н.у.) хлороводорода, который можно получить из 100 г технического NaCl, содержащего 10 % примесей, равен:
а) 38,3	б) 41,4
в) 34,5	г) 37,6

Ответы:

1	в
2	г
3	в
4	г
5	в
6	в
7	б
8	в
9	в
10	в