ГДЗ по химии 9 класс Габриелян — страница 159 (учебник)

https://foxford.ru/wiki/himiya/galogenovodorody-ih-svoystva?utm_referrer=https%3A%2F%2Fwww.yandex.ru%2F

https://videouroki.net/video/18-soiedinieniia-ghaloghienov.html

      Природные соединения галогенов.
   Галогены, будучи высокореакционными элементами, в природе встречаются исключительно в виде соединений. Их стабильные формы обеспечивают существование множества минералов и солей, которые играют важную роль в экосистемах. Например, хлорид натрия, или галит, служит не только источником натрия и хлора, но и критически важен для поддержания жизни многих организмов. Высокое содержание соли в морской воде поддерживает осмотическое давление клеток морских организмов.
   Фтор, хотя и встречается в меньших количествах, играет ключевую роль в образовании зубной эмали и фторсодержащих соединений, которые используются в стоматологии. Его природные источники, такие как флюорит, применяются в металлургической промышленности и производстве стекла.
   Бром и йод, будучи более редкими галогенами, имеют свои специфические экологические ниши. Бром активно используется в сельском хозяйстве и промышленности, а йод незаменим в медицине и ветеринарии для профилактики и лечения заболеваний. Их концентрация в морских водах зависит от ряда факторов, включая температура и солёность, что делает их важными индикаторами здоровья океанической экосистемы.

   При анализе электролитической диссоциации галогеноводородных кислот учитывают не только размер атомов, но и их электроотрицательность. Фтор, будучи самым электроотрицательным элементом, образует с водородом прочную ковалентную связь, что препятствует диссоциации HF в водном растворе. В свою очередь, с уменьшением электроотрицательности от Cl к I, связь H-Г становится все более слабой, что способствует более легкому образованию ионов в растворе.
   Иодоводородная кислота (HI) демонстрирует гораздо более выраженные электролитические свойства благодаря возможности диссоциации на ионы H⁺ и I^– в воде. Эта тенденция подчеркивает важность межатомных взаимодействий в определении кислотных свойств соединений. Обладая наименьшей прочностью связи и самой большой радиусом атома, HI имеет максимальную способность к электролитической диссоциации среди галогеноводородных кислот.

Распознать эти вещества можно с помощью нитрата серебра.
AgF — осадок не образуется
AgCl — осадок белого цвета
AgBr — осадок светло-желтого цвета
AgI — осадок желтого цвета

1. Mg + Cl₂ = MgCl₂
    Mg⁰ − 2е^– ⟶ Mg²⁺, вос-ль, ок-е ǀ2ǀ1
    Cl₂⁰ + 2е^– ⟶ 2Cl^–, ок-ль, вос-е ǀ2ǀ1

2. Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂ ↑
    Mg⁰ − 2е^– ⟶ Mg²⁺, вос-ль, ок-е ǀ2ǀ1
    2Н⁺ + 2е^– ⟶ Н₂⁰, ок-ль, вос-е ǀ2ǀ1

3. MgO + 2HCl = MgCl₂ + H₂O
    MgO + 2H⁺ + 2Cl^– ⟶ Mg²⁺ + 2Cl^– + H₂O
    MgO + 2H⁺ ⟶ Mg²⁺ + H₂O

4. Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O
    Mg(OH)₂ + 2H⁺ + 2Cl^– ⟶ Mg²⁺ + 2Cl^– + 2H₂O
    Mg(OH)₂ + 2H⁺ ⟶ Mg²⁺ + 2H₂O

5. MgCO₃ + 2HCl = MgCl₂ + H₂O + CO₂ ↑
    MgCO₃ + 2H⁺ + 2Cl^– ⟶ Mg²⁺ + 2Cl^– + H₂O + CO₂ ↑
    MgCO₃ + 2H⁺ ⟶ Mg²⁺ + H₂O + CO₂ ↑

1. H₂ + Cl₂ = 2HCl
    H₂⁰ − 2е^– ⟶ 2H⁺, вос-ль, ок-е ǀ2ǀ1
    Cl₂⁰ + 2е^– ⟶ 2Cl^–, ок-ль, вос-е ǀ2ǀ1

2. CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O
    CuO + 2H⁺ + 2Cl^– ⟶ Cu²⁺ + 2Cl^– + H₂O
    CuO + 2H⁺ ⟶ Cu²⁺ + H₂O

3. CuCl₂ + Zn = ZnCl₂ + Cu
    Zn⁰ − 2е^– ⟶ Zn²⁺, вос-ль, ок-е ǀ2ǀ1
    Cu²⁺ + 2е^– ⟶ Cu⁰, ок-ль, вос-е ǀ2ǀ1

4. ZnCl₂ + 2AgNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2AgCl ↓
    Zn²⁺ + 2Cl^– + 2Ag⁺ + 2NO₃^– ⟶ Zn²⁺ + 2NO₃^– + 2AgCl ↓
    Cl^– + Ag⁺ ⟶ AgCl ↓