Адсорбція — здатність одних речовин утримувати

Вуглець

Хлор

Фосфор

Азот

Бор

Сірка

Водень

Застосування неметалів

виробництво амоніаку, хлоридної кислоти, метанолу, перетворення рідких жирів на тверді, зварювання та різання тугоплавких металів, відновлення металів з руд

одержання сульфатної кислоти, виготовлення гуми з каучуку, виробництво сірників і чорного пороху, виготовлення лікарських препаратів

складова нейтронопоглинаючих матеріалів ядерних реакторів, захист поверхонь сталевих виробів від корозії, у напівпровідниковій техніці, виготовлення перетворювачів теплової енергії в електричну

газуватий — для виробництва амоніаку, створення інертного середовища при зварюванні металів, у вакуумних установках, електричних лампах; рідкий — як холодоагент у моро зильних установках, медицині

білий — для виробництва червоного фосфору; червоний — для виробництва сірників

Силіцій (кремній)

в електроніці й електротехніці для виготовлення схем, діодів, транзисторів, фотоелементів, виготовлення сплавів

виробництво хлоридної кислоти, багатьох органічних розчинників, ліків, мономерів для виробництва пластмас, відбілювачів; як дезінфікуючий засіб

графіт — ливарне, металургій не, радiотехнiчне виробництво; виготовлення акумуляторів; адсорбція; у нафтогазодобувній промисловості для проведення бурових робіт; виготовлення антикорозійних покриттів; різних змазок, що зменшують силу тертя; алмаз — виго товлення інструментів для буріння й різання, абразивний матеріал, ювелірні прикраси.

на своїй поверхні частинки інших речовин.

^ Водневі сполуки неметалів
Водневими сполуками називають бінарні сполуки Гідрогену з іншими хімічними елементами. Водневі сполуки неметалів можна розділити на такі групи: а) сполуки, що розчиняються в воді без гідролітичного розкладу; б) сполуки, що розкладаються водою; в) сполуки, які з водою не взаємодіють.

Максимальна кількість атомів Гідрогену, які можуть входити в склад таких водневих сполук, визначається кількістю вакантних місць на зовнішньому енергетичному рівні неметалу. Таким чином, в водневих сполуках неметал проявляє властивий йому найнижчий негативний ступінь окиснення, наприклад:

NН3	Н2O	HF
PН3	Н2S	HCl
	Н2Se	HBr
		НІ

Отже, кількість атомів Н в молекулах таких водневих сполук збільшується в періоді справа наліво. Електронна будова молекул водневих сполук другого періоду:

Н Н Н Н	Н Н Н	Н Н	Н
метан	аміак	вода	фторо-водень

Атоми в молекулах зв’язані ковалентним полярним або слабо полярним (СН₄, PН₃) зв’язком. Полярність зв’язку в молекулах водневих сполук в періоді посилюється зліва направо, а в підгрупі – знизу вгору. Енергія зв’язку атомів в молекулі збільшується в тому ж напрямку. В цьому ж напрямку зростає і їх розчинність у воді.

Розглянемо зміну кислотно-основних властивостей водневих сполук в періодах на прикладі сполук ІІ періоду:

В молекулі метану всі валентності насичені атомами Гідрогену. Полярність зв’язку С–Н незначна. Тому метан – це міцна, стійка на повітрі сполука, не взаємодіє ні з кислотами, ні з основами, практично не розчиняється в воді.

В аміаку полярність зв’язку N–Н більша, ніж зв’язку С–Н. Крім того, в Нітрогену є неподілена пара електронів. В зв’язку з цим при розчиненні аміаку в воді утворюється основа: NН₃+Н₂O Þ NН₄⁺+OН^–. Отже, вода по відношенню до аміаку виступає в ролі кислоти.

Полярність зв’язку H–F більша, ніж N–Н. При розчиненні цієї речовини в воді утворюється кислота: HF+Н₂O Þ Н₃O⁺+F^–. Вода по відношенню до фтороводню проявляє властивості основ. Здатність молекул води в залежності від умов проявляти властивості кислоти чи основи вказує на її подвійну, амфотерну природу.

Таким чином, в періоді зліва направо посилюються кислотні і послаблюються оснóвні властивості водневих сполук.

Розглянемо зміну кислотно-основних властивостей в групах на прикладах сполук V групи:

Оснóвні властивості водневих сполук V групи послаблюються із збільшенням порядкового номеру елементу. Так, фосфін PН₃, на відміну від аміаку, хоча й утворює донорно-акцепторний зв’язок із протоном, що призводить до утворення аналогічних аміаку солей фосфонію з багатьма кислотами, але їх міцність менша, ніж у сполук з іоном NН₄⁺. Ця відмінність фосфіну від аміаку зумовлена значно більшим радіусом атому Фосфору в зрівнянні з атомом Нітрогену. Послаблення оснóвних властивостей рівносильне посиленню кислотних властивостей. В VІІ і VІ групах кислотні властивості водневих сполук p- елементів теж посилюються із збільшенням порядкового номеру елементу.

а) До групи водневих сполук неметалів, що розчиняються у воді без гідролітичного розкладу відносяться сполуки, утворені неметалами, електронегативність яких більша, ніж у Н, наприклад H₂F₂, HCl, HBr, HI, H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te, H₃N. Окрім H₃N, всі вказані сполуки при взаємодії з H₂O віддають Н⁺, наприклад: HCl + H₂O = HCl×Н₂О Û Н₃О⁺+ Cl^–, тоді як H₃N відбирає Н⁺ у НОН: NH₃+HOН = NH₃×НОН Û NH₄⁺+ОН^–. Отже, водні розчини таких сполук є або кислотами, або основами. За звичайних умов ці сполуки є газами, окрім H₂F₂, H₂O, H₃N, які мають аномально високі температури плавлення та кипіння внаслідок утворення асоційованих молекул за рахунок водневого зв’язку.

Відомі і водневі сполуки, в яких неметали проявляють не максимальний негативний ступінь окиснення: N₂Н₄ – гідразін, Н₂О₂ – пероксид гідрогену.

В зв’язку з тим, що в водневих сполуках майже всі неметали проявляють негативну ступінь окиснення, ці сполуки виступають в окисно-відновних реакціях в ролі сильних відновників. Наприклад:

4HCl+MnO₂ Þ MnCl₂+Cl₂+2H₂O

4NH₃+3O₂ Þ 2N₂+6H₂O

2H₂S+SO₂ Þ 3S+2H₂O

Відновні властивості посилюються в групах із збільшенням порядкового номеру елементу, а в періодах вони слабшають зліва направо.

В якості окисників водневі сполуки неметалів можуть виступати за рахунок наявності в молекулах атому Н в ступені окиснення +1:

2HCl+Zn Þ ZnCl₂+H₂­

2H₂O+2Na Þ 2NaOH+H₂­

Водневі сполуки неметалів можуть вступати і в реакції, які протікають без зміни ступеня окиснення. Наприклад:

CuSO₄+5H₂O Þ CuSO₄·5H₂O

HCl+NH₃ Þ NH₄Cl

K₂O+H₂O Þ 2KOH

Окремі представники:

HF – рідина (t _кип.= 19,9^оС) з різким характерним запахом, з водою змішується в любих співвідношеннях (розчин називають плавиковою кислотою)

HCl – безбарвний газ (з.у.) з характерним різким задушливим запахом, добре розчиняється у воді (1:500), утворюючи розчин соляної кислоти (максим.конц.–38%)

HBr – безбарвний газ (з.у.) з різким запахом, добре розчиняється у воді (1:500)

НІ – безбарвний газ (з.у.) з різким запахом, добре розчиняється у воді (1:500)

H₂S – безбарвний газ (з.у.) з запахом тухлих яєць, отруйний: сильний відновник, погано розчиняється у воді (1:2,5), розчин називають сірководневою водою

NH₃ – безбарвний газ з різким характерним запахом, добре розчиняється в воді (1:700); розчин називають аміачною водою або нашатирним спиртом (максим.конц. 25%); при розчиненні у воді утворюється гідроксид амонію NH₄ОН (NH₄⁺ – амоній-іон), який проявляє властивості слабої основи

б) До водневих сполук неметалів, що розкладаються водою, відносять сполуки Бору та Силіцію. Оскільки ці елементи мають менше значення електронегативності, ніж Н, то в своїх водневих сполуках вони проявляють позитивний ступінь окиснення, тоді як Н – негативний (–1).

Відомо багато сполук Бору з Гідрогеном (наприклад, В₂Н₆, В₄Н₁₀, В₅Н₉, В₆Н₁₀, В₁₀Н₁₄, В₂₀Н₁₆), вони дістали загальну назву борани. Наявність Н, який має ступінь окиснення –1 зумовлює той факт, що борани є надзвичайно сильними відновниками. Так, борани:

• 
  окислюються киснем повітря (окремі з них самозапалюються);
• 
  окислюються галогенами: В₂Н₆+Cl₂ Þ 2ВCl₃+6НCl;
• 
  розкладаються водою з виділенням Н₂: В₂Н₆+6H₂O Þ 2Н₃ВО₃+6Н₂;

В₄Н₁₀+12H₂O Þ 4Н₃ВО₃+11Н₂;

• 
  частково відновлюються лугами: В₂Н₆+2КОН Þ 2КОВН₃+Н₂;

В₄Н₁₀+4КОН Þ 4КОВН₃+Н₂;

Борани утворюють продукти приєднання з аміаком: В₂Н₆+2NH₃Þ В₂Н₆×2NH₃

Всі борани одержують тільки непрямим шляхом, головним чином із боридів металів:

4Mg₂B+16HCl Þ B₄H₁₀+8MgCl₂+3H₂

Аналогічно сполуки Силіцію з Гідрогеном дістали назву силани. Загальна формула силанів Si _n H_{2 n +2}, де n приймає значення від 1 до 6. Хімічні властивості силанів аналогічні боранам. Так, вони можуть самозапалюватися на повітрі; розкладатися водою з виділенням водню і утворенням відповідної кислоти; показовою є реакція галогенування силанів галогеноводнями (а не галогенами, як вуглеводнів): Si₂H₆+2HBr Þ Si₂H₄Br₂+2H₂.

в) До водневих сполук неметалів, що не взаємодіють з водою, відносяться сполуки Н з С (вуглеводні) та Р (фосфіни). Вуглеводнів відомо дуже багато (їх властивості вивчає органічна хімія), тоді як фосфінів – декілька: РН₃, Р₂Н₄, Р₁₂Н₆.

Фосфін РН₃ – газ, дуже погано розчинний у воді. Утворює нестійкі сполуки приєднання з галогеноводнями. Одержують гідролізом фосфідів металів: Са₃Р₂+НОН Þ Са(ОН)₂+РН₃.

Оксиди
Електронегативність всіх неметалів, окрім Флуору, менша, ніж у Оксигену. Це означає, що в сполуках з Оксигеном неметали мають позитивний ступінь окиснення, а Оксиген – негативний; зв'язок між Оксигеном і неметалом – ковалентний полярний. У сполуці з Флуором OF₂ Оксиген проявляє позитивну ступінь окиснення і її можна розглядати як фторид оксигену. Сполуки елементу з Оксигеном, ступінь окиснення якого –2, відносять до класу оксидів. Молекули оксидів побудовані так, що в них наявні зв'язки тільки між елементом та Оксигеном. Сполуки елементів з Оксигеном, у молекулах яких між двома атомами Оксигену є зв’язок, називають пероксидами (Н₂О₂– пероксид гідрогену (Н–О–О–Н).

Назви оксидів складають з двох слів: оксид+назва елементу в родовому відмінку. Відомі оксиди, в яких неметал проявляє властивий йому вищий ступінь окиснення (наприклад, В₂О₃, СО₂, N₂O₅, SO₃, Cl₂O₇), а також нижчі (наприклад, СО, N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, СlO₂). Якщо елемент утворює декілька оксидів, то після назви елемента вказують його ступінь окиснення (римською цифрою в дужках): оксид сульфуру(ІV) – SO₂, оксид сульфуру(VI) – SO₃. Окремі оксиди мають і тривіальні назви: СО – чадний газ, СО₂ – вуглекислий газ, SiO₂ – пісок, N₂O – веселящий газ.

За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні та несолетворні. Несолетворними називають оксиди, які не взаємодіють з водою і не утворюють солей, їх є небагато: СО, SiO, N₂O, NO. Оксиди, що під час хімічних реакцій утворюють солі, є солетворними. До них належить більшість оксидів. Оксиди неметалів при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти, тому їх відносять до кислотних оксидів, а також називають ангідридами відповідних кислот.

Властивості оксидів неметалів
Різні кислотні оксиди за звичайних умов мають неоднаковий агрегатний стан. Це можуть бути тверді речовини (В₂О₃, SiO₂, Р₂О₅,), рідкі (N₂О₅, SO₃, Cl₂O₇) і газоподібні (всі інші).

Кислотні оксиди проявляють певні загальні (тобто властиві всім) хімічні властивості, а саме:

• 
  вступають в реакцію сполучення з водою з утворенням відповідних кислот (в окремих випадках –двох кислот);

• 
  вступають в реакцію сполучення з оксидами металів з утворенням солей відповідних кислот;
• 
  вступають в реакцію обмінної взаємодії з розчинами лугів з утворенням солі відповідної кислоти і води (сплавлення твердих кислотних оксидів з основами).

Окрім загальних властивостей, окремі оксиди можуть проявляти й інші (властиві тільки даному оксиду) властивості. Так, наприклад, тверді оксиди при сплавленні їх з карбонатами здатні замістити СО₂ і утворити відповідні солі; кислотні оксиди, яким відповідають багатоосновні кислоти, можуть взаємодіяти з розчинами середніх солей цієї ж кислоти з утворенням кислих солей; якщо неметал утворює декілька оксидів, то ці оксиди можуть вступати у реакції окислення-відновлення. Нижче наведено приклади рівнянь реакцій оксидів та коротка характеристика оксидів.

Оксид	Деякі властивості оксиду	Коротка характеристика оксиду
2O	Cl 2O+ H2O Þ 2HClO	Ангідрид хлорнуватистої кислоти.
O2	2ClO2+ H2O ÞHClO2+HClO3	Ангідрид хлористої кислоти. Нестійкий.
O3	2ClO3+ H2O ÞHClO3+HClO4	Ангідрид хлорнуватої кислоти. Нестійкий
2O7	Cl 2O7+ H2O Þ 2НClО4	Ангідрид хлорної кислоти. Безбарвна рідина.
2O	Br2O+ H2O Þ 2HBrO
2O5	І 2O5+ H2O Þ 2HІO3
О2	SО2+ H2O Û Н2SО3 SО2+Na2O Þ Na2SО3 SО2+2NaOH Þ Na2SО3+H2O Проявляє властивості і окисника, і відновника: SO2+O2 SO3; SO2+2H2S+ Þ 3S+2H2O	Ангідрид сірчистої кислоти. Безбарвний газ з різким задушливим запахом, розчиняється у воді (1:40) з утворенням
О3	SО3+ H2O Þ Н2SО4 SО3+Na2O Þ Na2SО4 SО3+2NaOH Þ Na2SО4+H2O	Ангідрид сірчаної кислоти. Безбарвна рідина в інтервалі температур 17–45^оС, дуже гігроскопічна, добре розчиняється в концентровані сірчаній кислоті, утворюючи так званий олеум
2О	несолетворний оксид; нестійкий: 2N2O Þ 2N2+O2	Газ без кольору в запаху, погано розчиняється у воді (1:1,3); збуджуюче діє на нервову систему і притупляє больові відчуття, тому використовується як наркотичний засіб
О	несолетворний оксид; приєднує О2 (з повітря) та Cl2: 2NO+O2 Þ 2NO2; 2NO+Cl2 Þ 2NOCl NO+NO2 N2O3	Безбарвний газ, слабо розчинний у воді (1:0,08)
2О3	N2О3+ H2O Þ2НNО2 N2О3+ 2NaOH Þ2NaNО2+H2O	Ангідрид азотистої кислоти. Рідина темно-синього кольору, що кипить при 3,5^оС
О2	2NО2+ H2O Þ НNО2+НNО3, а утворена розкладається: 3НNО2ÞНNО3+2NO+Н2О 2NО2+2NaOHÞNaNО2+NaNО3+H2O NO+NO2 N2O3	Бурий газ з характерним різким запахом, здатний в міру охолодження утворювати димери: 2NО2 ÛN2О4
2О5	N2О5+ H2O Þ 2НNО3 N2О5+ 2NaOH Þ2NaNО3+H2O 2N2О5 4NO2+O2	Ангідрид азотної кислоти. Тверда кристалічна речовина.
2О3	Р2О3+ 3H2O Þ2Н3РО3	Ангідрид фосфористої кислоти. Біла кристалічна речовина, (плавиться при 23,8^о)С
2O5	P2O5+3H2O Þ 2H3PO4 P2O5+ H2O Þ 2HPO3 P2O5+CaOÞ Ca(PO3)2 P2O5+3Ca(OH)2ÞCa3(PO4)2+3H2O 2NaHCO3+P2O5 2NaPO3+H2O +CO2 P2O5+4Na3PO4+3H2O Þ 6Na2HPO4 P2O5+Na3PO4+3H2O Þ 3NaH2PO4 P2O5+2Na2HPO4+3H2O Þ 4NaH2PO4	Ангідрид мета-, орто- та пірофосфорної кислоти. Білий порошок, дуже гігроскопічний, віднімає навіть воду, що входить до складу хімічних сполук. При взаємодії з водою може утворювати три кислоти:
О	2СО+О2 2СО2 FeO+CO Fe+CO2 CO+Cl2 COCl2 (фосген) CO+2Н2 CH3OH CO+NaOH HCOONa СO+NH3ÞH2O+HCN (синильна кислота)	Отруйний газ без кольору і запаху (тривіальна назва – чадний газ). Малорозчинний у воді. Несолетворний. Сильний відновник.
О2	СО2+ H2O ÛН2СО3 СО2+Ca(OH)2 Þ CaCO3+H2O CO2+2MgO 2MgO+C CO2+2Mg 2MgO+C CO2+C 2CO CaCO3+H2O+CO2Þ Ca(НCO3)2 процес фотосинтезу: 6 n СО2+6 n Н2О ® (С6Н10О5) n +6Н2О+6О2	Ангідрид вугільної кислоти. Безбарвний газ (тривіальна назва – вуглекислий газ), малорозчинний у воді, не підтримує дихання і горіння.
O2	SiO2+ H2O ⇏(не взаємодіє) SiO2+ 2NaOH Na2SiO3+H2O SiO2+ Na2CO3 Na2SiO3+CO2 SiO2+4HF SiF4+2H2O	Ангідрид кремнієвої кислоти. Тверда кристалічна речовина (пісок), нерозчинна в воді.
2О3	3В2О3+2Na3PO4 P2O5+6NaBO2	Ангідрид борної кислоти. Біла кристалічна або склоподібна речовина

В періодах кислотні властивості вищих оксидів зростають зліва направо, а в групах – знизу вгору.

Солі амонію(амоніяк) - це кристалічні речовини з іонним типом зв'язку. До складу солей амонію входять один або кілька катіонів і аніон кислотного залишку.

Солі амонію утворюються при взаємодії відповідних кислот з амоніаком або розчином гідроксиду амонію. Більшість солей амонію безбарвні. При взаємодії з сильними основами і нагріванні солі амонію легко розкладаються з утворенням амоніаку. В термічному відношенні солі амонію нестійкі і при нагріванні порівняно легко розкладаються, наприклад:

· NH₄Cl = NH₃ + HCl

· NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

· NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O

· (NH₄)₂SO₄ = 2NH₃ + H₂SO₄

Найважливішими солями амонію є нітрат амонію NH₄NO₃, сульфат амонію (NH₄)₂SO₄ і хлорид амонію NH₄Cl. Вони застосовуються головним чином як азотні добрива. Гідрокарбонат амонію NH₄HCO₃ (вуглеамонійна сіль, побутова назва амоняк, індекс E 503) використовують як розпушувач тіста.

Для амоніаку характерні реакції приєднання і окислення.
1.Взаємодіє з водою і утворює гідрати NH3.H2O, 2NH3.Н2:
NH3+H2O=NH4OH.
Лужна реакція розчину амоніаку наявністю. Водний розчин NH3 - амоній гідроксид (слабка основа). Фенолфталеїн - малинове забарвлення, розчин NH3 10% нашатирний спирт.
2. Взаємодія з кислотами.Утворюються солі амонію:
NH3+HCl=NH4Cl; 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
3.Відновні властивості (при нагріванні).
а) згорає у кисні:
4NH3+3О2=2N2+6Н2О;
б)каталітичне окислення:
4NH3+5О2=4NО+6Н2О;
в)реагує з окислювачами:
4H3N +3Br2=6НBr+3N2; 2NH3+3CuO=3Cu+N2+3H2O.
3.Солі амонію.
Солі амонію складаються з катіона амонію та аніана кислоти.
Солі амонію добувають при взаємодії амоніаку або амоній гідроксид з кислотами:
NH3+NHО3=NH4NО3;
2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4;
NH4OH+HNO3=NH4NO3+H2O.
У катіоні NH є чотири ковалентні зв'язки:
донор акцептор
Солі амонію виявляють загальні властивості солей:
1) взаємодіють з лугами:
NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH (NH3 +H2O)
2) взаємодіють з кислотами:
2NH4Cl+H3SO4=(NH4)2SO4+2HCl
3) взаємодіють із солями:
(NH4)2SO4+BaCl2=2NH4Cl+BaSO4
Всі амонійні солі добре розчиняютьсяу воді. У водних розчинах солі добре гідролізують.
NH +H2O=NH4OН+H+
Якісна реакція на NH
1) взаємодія з лугами:
NH +ОН-=NH3 +H2O
Реакцію проводять: у пробірку з сіллю або розчином, що аналізують, вводить розчин лугу і суміш обережно нагрівають. При наявності NH виділяється амоніак.
Добування амоніаку в промисловості.
У промисловості амоніак синтезують з простих речовин Н2 і N2. Реакція азоту з воднем екзотермічна, вона відбувається із виділенням теплоти. Тому для зміщення рівноваги в оборотній системі слід зменшувати температуру. Таке зменшення допускається до 450оС, при нижчій температурі швидкість реакції дуже мала. Рівновага в системі зміщується в бік утворення амоніаку при підвищенні тиску, тому процес проводять при тиску 30Мпа.
Для збільшення швидкості реакції у виробництві амоніаку використовують каталізатори - залізо з добавками алюміній і калій оксидів.
Суміш азоту і водню за допомогою компресора стискується до необхідного тиску. Потім вона очищується, проходячи у контактний апарат, де знаходиться каталізатор. З контактного апарату виходить газова суміш, газів N2 і Н2, що не прореагували. Амоніак легко виділяється з суміші: він зріджується значно легше ніж азот і водень, що не прореагували. Рідкий амоніак добувають у холодильнику і збирають у збірнику.
1 - компресор; 2 - фільтр; 3 - контактний апарат; 4 - холодильник; 5 - збірник.
Застосування.
Значну частину NH3 переробляють на НNO3 і її солі. Амоніак застосують у виробництві соди. Рідкий амоніак, його водний розчин, солі амонію (NH4 NO3, (NH4)2 НРО4, NH4PO4 (NH4)2SO4) використовують як азотні добрива. Рідкий амоніак застосовують як розчинник: у ньому може бути розчинено багато речовин, у тому числі деякі Ме (Na, K). Водневу сполуку азоту N2H4 (гідразин) використовують у хімічних джерелах електричного струму (відновник).
Водний розчин амоніаку (10%) - нашатирний спирт - застосовують у медицині. Отже, якісною реакцією на солі амонію є дія лугів при нагризанні з виділенням аміаку, який виявляють за запахом або посинінням червоного вологого лакмусового папірця.

Хлоридна або соляна кислота — розчин хлороводню (HCl) у воді.

Хлоридна кислота є типовою кислотою. За своєю хімічною активністю вона належить до найсильніших кислот. Подібно до інших сильних кислот вона активно розчиняє більшість металів з виділенням водню, взаємодіє з оксидами металів тощо.

Концентрована хлоридна кислота містить 37% HCl і має густину 1,19 г/см³. Вона має різкий запах і «димить» на повітрі внаслідок виділення газоподібного хлороводню. Технічна кислота має жовтий колір, який обумовлюється домішками головним чином солей заліза.

Хлоридна кислота широко використовується в народному господарстві. Найбільше застосовується вона у хімічній промисловості для добування різних солей: хлориду цинку, хлориду барію та ін., а також для виробництва барвників, лікувальних речовин тощо. Багато хлоридної кислоти споживає також металургійна промисловість для виділення кольорових і рідкісних металів з їх природних сумішей. У хімічних лабораторіях хлоридна кислота належить до найуживаніших реактивів. У невеликих кількостях з неї також одержують водень і хлор.

Треба власт хлор к ти

Дата добавления: 2015-05-24