Текст книги "Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ"
Автор книги: Ростислав Лидин
Жанры:
Химия
,сообщить о нарушении
Текущая страница: 4 (всего у книги 14 страниц) [доступный отрывок для чтения: 6 страниц]
6.4. Общие свойства металлов. Коррозия
Элементы с металлическимисвойствами расположены в IA – VIAгруппах Периодической системы (табл. 7).
Металлами являются также все элементы, расположенные в IБ – VIIIБ-группах ( переходные металлы).
В настоящее время в Периодической системе 92 металла.
Типичнымиметаллами являются s-элементы (элементы IA-группы от Li до Fr, элементы IIA-группы от Mg до Ra). Общая электронная формула их атомов ns 1–2. Для них характерны степени окисления +I и +II соответственно.
Небольшое число электронов (1–2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.
Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов. Соединения типичных металлов с неметаллами – это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К +Br -, Са 2+O 2-. Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами – гидроксидов и солей, например Mg 2+(OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.
Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической системе Be-Al-Ge-Sb-Po, а также примыкающие к ним металлы (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) не проявляют типично металлических свойств. Общая электронная формула их атомов ns 2np 0–4предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры – соединения Тl III, Pb IV, Bi v). Подобное химическое поведение характерно и для большинства d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры – амфотерные элементы Cr и Zn).
Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами). В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично). Например, металл галлий состоит из молекул Ga 2, в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути(II) AlCl 3и HgCl 2содержат сильно ковалентные связи, но в растворе AlCl 3диссоциирует почти полностью, a HgCl 2– в очень малой степени (да и то на ионы HgCl +и Cl -).
В свободном виде все металлы – твердые вещества, кроме одного – ртути Hg, которая при обычных условиях жидкость. В кристаллах металлов преобладает особый вид связи ( металлическаясвязь); валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом в решетке, и внутри металла существует так называемый электронныйгаз. Все металлы обладают высокой электропроводимостью (наибольшая y Ag, Cu, Аи, Al, Mg) и теплопроводностью. Встречаются низкоплавкие металлы (цезий Cs с температурой плавления 28,7 °C плавится от тепла руки) и, наоборот, весьма тугоплавкие (вольфрам W плавится лишь при 3387 °C). Отличительным свойством металлов служит их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы – фольгу (Sn, Al, Au) или вытянуты в проволоку (Cu, Al, Fe), однако встречаются и очень хрупкие металлы (Zn, Sb, Bi).
В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси – сплавы,в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком ( латунь) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем – дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) – это широко известные чугуни сталь.
Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой,в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.
Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание. Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается. Рыхлая оксидная пленка {ржавчина), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.
Под действием концентрированныхкислот на металлах образуется устойчиваяоксидная пленка. Это явление называется пассивацией.Так, в концентрированной серной кислотепассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Be, Bi, Со, Fe, Mg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте– металлы Al, Be, Bi, Со, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th и U.
При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Na +, Са 2+, Al 3+, Fe 2+и Fe 3+).
Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Cu, Ag и Hg – только серной (концентрированной) и азотной кислотами, a Pt и Аи – «царской водкой».
Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия).Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.
Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СO 2и SO 2; создается кислотная среда, и катионы Н +вытесняются активными металлами в виде водорода Н 2 (водородная коррозия).
Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия).Между одним металлом, например Fe, и другим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Fe), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный металл разрушается (корродирует).
Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).
Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении;так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь),имеют высокую коррозионную стойкость.
Общие способы полученияметаллов в промышленности:
• электрометаллургия,т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;
• пирометаллургия,т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);
• гидрометаллургия,т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора CuSO 4действием цинка, железа или алюминия).
В природе иногда встречаются самородные металлы(характерные примеры – Ag, Au, Pt, Hg), но чаще металлы находятся в виде соединений ( металлические руды).По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных – Al, Na, Са, Fe, Mg, К, Ti до самых редких – Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.
Примеры заданий части A
1. В железосодержащих продуктах реакций между железом и разбавленными кислотами HCl, H 2SO 4и HNO 3общая сумма числа атомов всех элементов равна
1) 14
2) 18
3) 22
4) 26
2. В уравнениях реакций
Fe + O 2→ (Fe IIFe III 2)O 4
Fe + Cl 2→ FeCl 3
Fe + Н 2O (пар) → (Fe IIFe III 2)O 4+ Н 2
общая сумма коэффициентов равна
1) 6
2) 7
3) 12
4) 25
3. Соль NaCrO 2получают при взаимодействии между
1) CrO 3и Na 2O
2) Cr 2O 3и Na 2CO 3
3) CrО и NaOH
4) CrO 2и NaHCO 3
4. Будет протекать реакция при внесении меди в разбавленные растворы
1) бромоводорода
2) нитрата ртути(II)
3) серной кислоты
4) азотной кислоты
5. Протекают реакции
1) H 2SO 4+ FeCO 3 →…
2) AgNO 3+ HI (p-p) →…
3) K 2Cr 2O 7(p-p) + PbO 2→…
4) AgNOg (p-p) + Au →…
6—9. Масса тигля из
6. платины
7. меди
8. серебра
9. железа
при прокаливании на воздухе
1) уменьшается
2) увеличивается
3) не изменяется
4) не знаю
10—11. В молекулярных уравнениях реакций
10. Fe 2O 3+ HNOg →…, Fe(OH) 2+ O 2→ FeO(OH) +…
11. CuO + С → CO 2+ Cu, Fe 2O 3+ CO → Fe +…
общая сумма коэффициентов равна
1) 12
2) 15
3) 16
4) 22
12. Сплав, оба компонента которого реагируют с концентрированной азотной кислотой, – это
1) Al + Cu
2) Pt + Аu
3) Hg + Ag
4) Fe + Cr
13. He протекаетреакция замещения между реагентами
1) CuSO 4и Zn
2) Pb(NO 3) 2и Cr
3) Fe и ZnSO 4
4) Cd и Hg(NO 3) 2
14. Для удаления примеси NiSO 4из раствора FeSO 4надо добавить
1) хлорид бария
2) нитрат серебра(I)
3) гидроксид калия
4) железо
15. Пластинка металла окажется покрытой другим металлом, взятым в виде раствора соли, в наборах
1) Zn и Pb(NO 3) 2
2) Cu и Hg(NO 3) 2
3) Со и MnSO 4
4) Pb и CrCl 3
16—17. Коррозия стального изделия, склепанного с
16. хромом
17. никелем
во влажном воздухе
1) усиливается
2) ослабевает
3) не изменяется
4) не знаю
7. Неметаллы главных подгрупп IV–VII групп
7.1. Водород
Водород– первый элемент Периодической системы (1-й период, порядковый номер 1). Не имеет полной аналогии с остальными химическими элементами и не принадлежит ни к какой группе (в таблицах условно помещается в IA– и/или в VIIA-группу).
Атом водорода наименьший по размерам и самый легкий среди атомов всех элементов. Электронная формула атома 1s 1, характерные степени окисления 0, +I и реже – I. Состояние H Iсчитается устойчивым (соединения с H -I– сильные восстановители).
Шкала степеней окисления водорода:
По электроотрицательности (2,10) водород занимает промежуточное положение между типичными металлами и типичными неметаллами. Проявляет амфотерные свойства – металлические и неметаллические. Входит в состав катионов (катионы оксония Н 3O +и аммония NH 4+, аквакатионы металлов) и многочисленных анионов – кислыхкислотных остатков (HS -, HCO 3 -и др.).
Природный водород содержит изотоп 1Н – протийс примесью стабильного изотопа 2H(D) – дейтерияи следами радиоактивного изотопа 3Н(Т) – трития(на Земле всего 2 кг трития). В химии символом Н в формулах веществ обозначается содержащаяся в них природная смесь изотопов с преобладанием изотопа протий,а сами вещества рассматриваются как почти изотопночистые соединения протия.
Водород – наиболее распространенный элемент в космосе (Солнце, большие планеты Юпитер и Сатурн, звезды, межзвездная среда, туманности); в состав космической материи входит 63 % Н, 36 % Не и 1 % всех остальных элементов.
В природе – третийпо химической распространенности элемент (после О и Si), основа гидросферы. Встречается в химически связанном виде (вода, живые организмы, нефть, природный уголь, минералы), содержится в верхних слоях атмосферы.
ВодородН 2.Простое вещество. Бесцветный газ без запаха и вкуса. Молекула содержит ковалентную σ-связь Н – Н. Очень легкий, термически устойчивый до 2000 °C. Весьма мало растворим в воде. Хемосорбируется металлами Fe, Ni, Pd, Pt, где находится в атомном состоянии.
Водород Н 2может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других – окислительные свойства (реже):
восстановительН 2 0– 2е -= 2Н I
окислительН 2 0 + 2е -= 2Н -I
Сильный восстановитель при высоких температурах, водород реагирует с неметаллами и оксидами малоактивных металлов, выполняет роль окислителя в реакциях с типичными металлами:
Очень высокой восстановительной способностью обладает атомарный водород Н 0(водород in statu nascendi,лат., – в момент возникновения), который получают непосредственно в зоне проводимой реакции (время жизни Н 00,5 с); например, гранулы магния вносят в подкисленный раствор переманганата калия, протекают реакции:
а) образование атомарного водорода
Mg + 2Н += Mg 2++ 2Н 0
б) восстановление перманганат-иона атомарным водородом
5Н 0+ 3H ++ MnO 4 -= Mn 2++ 4Н 2O
Другой пример – восстановление нитробензола в анилин (реакция Зинина):
а) Fe + 2Н += Fe 2++ 2Н 0
б) C 6H 5NO 2+ 6Н 0= C 6H 5NH 2+ 2Н 2O
Получить атомарный водород можно также пропусканием водорода Н 2над никелевым катализатором.
Атомарный водород легко восстанавливает при комнатной температуре весьма устойчивые соединения, например KNO 3и O 2:
2Н 0(Zn, разб. HCl) + KNO 3= KNO 2+ H 2O
2H 0(Zn, разб. HCl) + O 2= Н 2O 2
Аналогично протекают реакции при использовании амфигенов (Zn, Al) в щелочной среде:
а) Zn + 2OH -+ 2H 2O = [Zn(OH) 4] 2-+ 2Н 0
б) 8Н 0+ KNO 3= NH 3↑ + КОН + 2Н 2O (кипячение)
Качественная реакция– сгорание собранного в пробирку водорода с «хлопком» («гремучая» смесь с воздухом при содержании Н 24—74 % по объему).
Применяется водород как восстановитель и гидрирующий агент в синтезе технически важных продуктов (редкие металлы, NH 3, НCl, органические вещества).
ВодаН 2O.Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окрашен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [:: ОН 2] (sр 3-гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °C.
В обычных условиях полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи. Это обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды – они значительно выше, чем у ее химических аналогов (H 2S и других). Затвердевание воды в лед сопровождается увеличением объема на 9 %, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды). Твердая вода (лед) легко возгоняется.
Природная вода по изотопному составу водорода в основном 1Н 2O с примесью 1Н 2НО и 2Н 2O, по изотопному составу кислорода в основном Н 2 16O с примесью Н 2 18O и Н 2 17O. В малой степени подвергается диссоциации до Н +, или, точнее, до Н 3O +, и ОН; очень слабый электролит. Катион оксония Н 3O +имеет строение незавершенного тетраэдра [: O(Н) 3] (sр 3-гибридизация). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы – с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ.
Для химических целей природную воду очищают перегонкой ( дистиллированная вода),для промышленных целей умягчают, устраняя «временную» и «постоянную» жесткость, или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н +-форме и щелочной ОН -– форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н +и ОН -переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ) или озонированием (современный, но дорогой способ; озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода).
Уравнения важнейших реакций:
Примеры гидролиза бинарных соединений:
6H 2O + Al 2S 3= 2Al(ОН) 3↓ + 3H 2S↑
2H 2O + SF 4= SO 2↑ + 4HF↑ (40–60 °C)
6H 2O + Mg 3N 2= 3Mg(OH) 2↓ + 2NH 3↑ (кипячение)
2H 2O + CaC 2= Ca(OH) 2↓ + C 2H 2↑
Вода – окислитель за счет H I:
Электролиз воды:
Электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз проводят в присутствии сильных электролитов.
а) в нейтральномрастворе (электролит Na 2SO 4)
катод2H 2O + 2е -= H 2↑ + 2OH
анод2Н 2O – 4е -= O 2↑ + 4H +
раствор ОН -+ Н += Н 2O
б) в кисломрастворе (электролит H 2SO 4)
катод2Н ++ 2е - =Н 2↑
анод2Н 2O – 4е -= O 2↑ + 4Н +
в) в щелочномрастворе (электролит NaOH)
катод2Н 2O + 2е -= Н 2↑ + 2OН -
анод4OН -– 4е -= O 2↑ + 2Н 2O
Один из методов обнаружения воды основан на переходе во влажной атмосфере белого сульфата меди(II) CuSO 4в голубой медный купорос CuSO 45Н 2O.
Известна изотопная разновидность воды – тяжелая водаD 2O ( 2Н 2O); в природных водах массовое отношение D 2O: Н 2O = 1: 6000.
Плотность, температуры плавления и кипения тяжелой воды выше, чем у обыкновенной. Растворимость большинства веществ в тяжелой воде значительно меньше, чем в обычной воде. Она ядовита, так как замедляет биологические процессы в живых организмах. Тяжелая вода накапливается в остатке электролита при многоразовом электролизе воды. Используется как теплоноситель и замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.
Гидрид кальцияСаН 2.Бинарное соединение. Белый, имеет ионное строение Са 2+(Н -) 2. При плавлении разлагается. Чувствителен к кислороду воздуха. Сильный восстановитель, реагирует с водой, кислотами. Применяется как твердый источник водорода (1 кг СаН 2дает 1000 л Н 2), осушитель газов и жидкостей, аналитический реагент для количественного определения воды в кристаллогидратах.
Уравнения важнейших реакций:
СаН 2= Н 2+ Са (особо чистый) (выше 1000 °C)
СаН 2+ 2Н 2O = Са(ОН) 2+ 2Н 2↑
СаН 2+ 2НCl (разб.) = СаCl 2+ 2Н 2↑
СаН 2+ O 2= Н 2O + СаО (особо чистый) (300–400 °C)
ЗСаН 2+ N 2= ЗН 2+ Ca 3N 2 (выше 1000 °C)
ЗСаН 2+ 2КClO 3= 2КCl + ЗСаО + ЗН 2O (450–550 °C)
СаН 2+ H 2S = CaS + 2Н 2 (500–600 °C)
Получение: обработка нагретого кальция водородом.
7.2. Галогены
7.2.1. Хлор. ХлороводородХлор– элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [ 10Ne]3s 23p 5, характерные степени окисления 0, -I, +I, +V и +VII. Наиболее устойчиво состояние Cl -I. Шкала степеней окисления хлора:
Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ – оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.
В природе – двенадцатыйпо химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и H), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.
ХлорCl 2.Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Cl 2неполярна, содержит σ-связь CI–Cl. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):
Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью – в щелочном растворе:
Раствор хлора в воде называют хлорной водой,на свету кислота НClO разлагается на НCl и атомарный кислород О 0, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.
Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:
Реакции с соединениями других галогенов:
а) Cl 2+ 2KBr (p)= 2КCl + Br 2↑ (кипячение)
б) Cl 2(нед.) + 2KI (p)= 2КCl + I 2↓
3Cl 2(изб.) + ЗН 2O + KI = 6НCl + КIO 3 (80 °C)
Качественная реакция– взаимодействие недостатка Cl 2с KI (см. выше) и обнаружение иода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.
Получениехлора в промышленности:
и в лаборатории:
4НCl (конц.) + MnO 2= Cl 2↑ + MnCl 2+ 2Н 2O
(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НCl и NaCl).
Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.
ХлороводородНCl.Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ-связь Н – Cl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой,а дымящий концентрированный раствор (35–38 %) – соляной кислотой(название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Cl -I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Cl -– образование белых осадков AgCl и Hg 2Cl 2, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.
Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.
Уравнения важнейших реакций:
НCl (разб.) + NaOH (разб.) = NaCl + Н 2O
HCl (разб.) + NH 3H 2O = NH 4Cl + Н 2O
4HCl (конц., гор.) + МО 2= МCl 2+ Cl 2↑ + 2H 2O (М = Mn, Pb)
16HCl (конц., гор.) + 2КMnO 4(т)= 2MnCl 2+ 5Cl 2↑ + 8H 2O + 2КCl
14HCl (конц.) + К 2Cr 2O 7(т)= 2CrCl 3+ ЗCl 2↑ + 7H 2O + 2КCl
6HCl (конц.) + КClO 3(т)= КCl + ЗCl 2↑ + 3H 2O (50–80 °C)
4HCl (конц.) + Са(ClO) 2(т)= СаCl 2+ 2Cl 2| + 2Н 2O
2HCl (разб.) + М = МCl 2+ H 2↑ (М = Fe, Zn)
2HCl (разб.) + МСO 3= МCl 2+ СO 2↑ + H 2O (М = Са, Ва)
HCl (разб.) + AgNO 3= HNO 3+ AgCl↓
ПолучениеНCl в промышленности – сжигание Н 2в Cl 2(см.), в лаборатории – вытеснение из хлоридов серной кислотой:
NaCl (т)+ H 2SO 4(конц.) = NaHSO 4+ НCl↑ (50 °C)
2NaCl (т)+ H 2SO 4(конц.) = Na 2SO 4+ 2НCl↑ (120 °C)
