Χλώριο
Φθόριο
Κύρια υποομάδα της ομάδας VII
Τα στοιχεία της κύριας υποομάδας, τα οποία ονομάζονται «αλογόνα», στο εξωτερικό ηλεκτρονικό επίπεδο, που έχει γενική δομή...ns 2 p 5, στερούνται ενός ηλεκτρονίου για να φτάσουν σε ένα σταθερό επίπεδο οκτώ ηλεκτρονίων. Η ενέργεια συγγένειας ηλεκτρονίων είναι αρκετά υψηλή και τα αλογόνα είναι πολύ ενεργά προς τα μέταλλα και τα αμέταλλα. Οι αντιδράσεις με το υδρογόνο προχωρούν γρήγορα, τα προκύπτοντα υδραλογονίδια διαλύονται στο νερό για να σχηματίσουν οξέα των οποίων η ισχύς αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω στην ομάδα. Το φθόριο, το οποίο δεν έχει d-υποεπίπεδο, εμφανίζει μόνο την κατάσταση οξείδωσης -1 στις ενώσεις του· άλλα αλογόνα μπορούν να εμφανίσουν καταστάσεις οξείδωσης -1, +1, +3, +5, +7.
Στη φύση εμφανίζεται με τη μορφή CaF 2 - φθορίτη, KHF 2 - διφθοριούχο. Η απλή ουσία F2 παράγεται βιομηχανικά με ηλεκτρόλυση τετηγμένου διφθοριδίου. Το F 2 είναι ένα κιτρινωπό αέριο με αποπνικτική οσμή, εξαιρετικά τοξικό και εξαιρετικά χημικά ενεργό.
1. Το φθόριο αλληλεπιδρά με όλους απλές ουσίες, εκτός από ήλιο, νέον και αργό:
3F 2 + Cl 2 = 2ClF 3;
3F 2 + S = SF 6;
5F 2 + 2P = 2PF 5 ;
2. Όταν το F 2 αντιδρά με αλκάλια, σχηματίζεται φθοριούχο οξυγόνο (OF 2):
2F 2 + 2NaOH = 2NaF + OF 2 + H 2 O
Το OF 2 είναι ένα άχρωμο αέριο, μυρίζει σαν όζον και είναι πολύ τοξικό. Αυτή είναι η μόνη ένωση όπου το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης +2.
3. Δεδομένου ότι η αλληλεπίδραση F 2 + H 2 = 2HF συμβαίνει με μια έκρηξη, το υδροφθόριο δεν λαμβάνεται με απευθείας σύνθεση, αλλά με την αντίδραση:
CaF 2 + H 2 SO 4 (συμπ.) = CaSO 4 + 2HF
Το HF είναι ένα υγρό που βράζει εύκολα (σημείο βρασμού = +20 o C), αναμίξιμο με νερό σε οποιαδήποτε αναλογία. Ένα διάλυμα 40% HF σε νερό ονομάζεται υδροφθορικό οξύ. Το υδροφθορικό οξύ είναι οξύ μέτριας ισχύος. Αυτή η ουσία είναι μια από τις πιο επικίνδυνες όσον αφορά τις φυσιολογικές επιδράσεις: είναι δηλητηριώδης, εάν έρθει σε επαφή με το δέρμα, προκαλεί έλκη που δεν επουλώνονται για μεγάλο χρονικό διάστημα και καταστρέφει τα δόντια. Απανθρακώνει την οργανική ύλη πιο αποτελεσματικά από το θειικό οξύ.
Σε διάλυμα, τα μόρια του υδροφθορικού οξέος συνδέονται στενά λόγω των δεσμών υδρογόνου. Τα διμερή είναι τα ισχυρότερα, επομένως είναι πιο σωστό να γράψουμε τον τύπο του υδροφθορικού οξέος με τη μορφή H 2 F 2. Πολλά άλατα αυτού του διμερούς είναι γνωστά (KHF 2, κ.λπ.).
4. Η αντίδραση μεταξύ υδροφθορικού οξέος και οξειδίου του πυριτίου (είναι μέρος του γυαλιού) έχει πρακτική σημασία:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O
Αυτή η αντίδραση αποτελεί τη βάση της εφαρμογής μοτίβων και σχεδίων σε γυαλί.
Εφαρμογή. Το F 2 χρησιμοποιείται στην παραγωγή οργανοφθοριούχων ενώσεων, όπως το φθοριοπλαστικό (Teflon). Το τεφλόν είναι ένα λευκό πυκνό πολυμερές, σταθερό σε όλα τα επιθετικά περιβάλλοντα έως +350 o C. Το φθόριο δίνει υψηλή ελαστικότητα στο καουτσούκ στο εύρος θερμοκρασίας από -80 o C έως +200 o C.
Εμφανίζεται στη φύση με τη μορφή διαφόρων ενώσεων, η κύρια από τις οποίες είναι το NaCl - επιτραπέζιο αλάτι, η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος του οποίου παράγει χλώριο στην άνοδο. Η απλή ουσία Cl 2 είναι ένα κιτρινοπράσινο αέριο. Στους -34 ο C υγροποιείται εύκολα. Δηλητηριώδης. Δυσδιάλυτο στο νερό.
Χημικές ιδιότητες
1. Το χλώριο έχει ελαφρώς χαμηλότερη συγγένεια ηλεκτρονίων από το φθόριο, αλλά παραμένει ένα πολύ ενεργό αμέταλλο. Πολλές αντιδράσεις που περιλαμβάνουν Cl 2 προχωρούν εκρηκτικά. Το Cl 2 είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Δεν αντιδρά με οξυγόνο, άνθρακα, άζωτο. Αντιδρά με πολύπλοκα μόρια:
2NO + Cl 2 = 2NOCl – νιτροζυλοχλωρίδιο;
CO + Cl 2 = COCl 2 – φωσγένιο;
Με τη χλωρίωση του μεθανίου στη βιομηχανία λαμβάνονται οι ακόλουθες ενώσεις:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl – χλωριούχο μεθύλιο
CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 Cl 2 – χλωριούχο μεθυλένιο
CH 2 Cl 2 + Cl 2 = CHCl 3 – χλωροφόρμιο
CHCl 3 + Cl 2 = CCl 4 – τετραχλωράνθρακας
2. Το υδροχλώριο μπορεί να ληφθεί με άμεση σύνθεση από απλές ουσίες:
Cl2 + H2 = 2HCl
Αυτή η αντίδραση είναι φωτοχημική, δηλ. συμβαίνει υπό την επίδραση του φωτός.
Στο εργαστήριο, το υδροχλώριο παρασκευάζεται συνήθως από NaCl με θέρμανση με πυκνό θειικό οξύ:
NaCl + H 2 SO 4 (συμπ.) = NaHSO 4 + HCl
Το υδροχλώριο είναι ένα αέριο με έντονη οσμή, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό για να σχηματίσει υδροχλωρικό οξύ (όριο διαλυτότητας 38%). Το υδροχλωρικό οξύ είναι ισχυρότερο από το υδροφθορικό οξύ και δεν είναι δηλητηριώδες. Σε συμπυκνωμένη κατάσταση είναι αναγωγικός παράγοντας:
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (συμπ.) = 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O
HClO – υποχλωριώδες οξύ. Αντιστοιχεί στο όξινο οξείδιο Cl 2 O. Τα άλατα ονομάζονται υποχλωριώδες.
HClO 2 – χλωριούχο οξύ. Δεν ελήφθη όξινο οξείδιο Cl 2 O 3. Τα άλατα είναι χλωρίτες.
HClO 3 – υπερχλωρικό οξύ. Δεν ελήφθη όξινο οξείδιο Cl 2 O 5. Τα άλατα είναι χλωρικά.
HClO 4 – υπερχλωρικό οξύ. Όξινο οξείδιο - Cl 2 O 7. Τα άλατα είναι υπερχλωρικά.
1) Το HClO είναι ένα κιτρινωπό υγρό. Υπάρχει μόνο σε λύσεις. Λαμβάνεται με αντίδραση χλωρίου με νερό (χωρίς θέρμανση):
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Τα άλατα αυτού του οξέος λαμβάνονται με τη δράση του χλωρίου σε ένα αλκάλιο:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O
χρησιμοποιείται ως λευκαντικό στην κλωστοϋφαντουργία.
2) HClO 2, HClO 3 – δεν έχουν ανυδρίτες (οξείδια οξέος). Τα άλατα αυτών των οξέων χρησιμοποιούνται στην πυροτεχνία και τις ανατινάξεις. Υψηλότερη τιμήέχει KClO 3 – Χλωρικό κάλιο (άλας Berthollet), που λαμβάνεται με κορεσμό καυτών αλκαλίων με χλώριο:
3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O
Τα χλωρικά άλατα είναι οι ισχυρότεροι οξειδωτικοί παράγοντες. Εκρήγνυται όταν χτυπηθεί ή θερμανθεί.
3) Το οξείδιο ClO 2 είναι γνωστό, το οποίο μπορεί να ληφθεί με την αντίδραση:
2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2
Το ClO 2 είναι ένα πράσινο-κίτρινο αέριο, όταν διαλύεται στο νερό δίνει ένα μείγμα οξέων:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3
4) Με προσεκτική θέρμανση, τα χλωρικά μπορούν να μετατραπούν σε υπερχλωρικά, από τα οποία μπορεί να ληφθεί υπερχλωρικό οξύ:
KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4
Υπερχλωρικό οξύ HClO 4 – κινητό υγρό, εξαιρετικά εκρηκτικό, το ισχυρότερο από όλα τα γνωστά οξέα. Σχεδόν όλα τα άλατά του είναι πολύ διαλυτά στο νερό.
5) Στη σειρά HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4, η ισχύς των οξέων αυξάνεται και η οξειδωτική ικανότητα μειώνεται.
Το χλώριο χρησιμοποιείται ευρέως στη χημική βιομηχανία για την παραγωγή υδροχλωρίου και υδροχλωρικού οξέος, τη σύνθεση του χλωρίου οργανική ύλη, απολύμανση πόσιμο νερό, στην κλωστοϋφαντουργία για λεύκανση υφασμάτων, στην παραγωγή φυτοφαρμάκων.
Στον πίνακα Το 16.12 δείχνει τις συστηματικές και παραδοσιακές ονομασίες των οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο και των αλάτων τους. Όσο υψηλότερη είναι η κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου σε αυτά τα οξέα, τόσο μεγαλύτερη είναι η θερμική τους σταθερότητα και η όξινη ισχύς τους:
Το 5 είναι ισχυρά οξέα και το 6 είναι ένα από τα ισχυρότερα από όλα τα γνωστά οξέα. Τα υπόλοιπα δύο οξέα διασπώνται μόνο μερικώς στο νερό και
Πίνακας 16.12. Οξυγόνο χλωριούχα οξέα και τα ανιόντα τους
υπάρχουν σε υδατικό διάλυμα κυρίως σε μοριακή μορφή. Μεταξύ των οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο, μόνο 7 μπορούν να απομονωθούν σε ελεύθερη μορφή. Άλλα οξέα υπάρχουν μόνο σε διάλυμα.
Η οξειδωτική ικανότητα των οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο μειώνεται με την αύξηση του βαθμού οξείδωσης:
8 είναι ιδιαίτερα καλοί οξειδωτικοί παράγοντες. Για παράδειγμα, όξινο διάλυμα 9:
1) οξειδώνει τα ιόντα σιδήρου (II) σε ιόντα σιδήρου (III):
2) αποσυντίθεται στο ηλιακό φως για να σχηματίσει οξυγόνο:
3) όταν θερμαίνεται στους 75 °C περίπου, γίνεται δυσανάλογο σε ιόντα χλωρίου και 10-ιόντα χλωρίου:
Άλατα οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο
Αυτά τα άλατα είναι συνήθως πιο σταθερά από τα ίδια τα οξέα. Οι εξαιρέσεις είναι στερεά άλαταχλωρικά (III), τα οποία εκρήγνυνται όταν θερμαίνονται και σε επαφή με εύφλεκτα υλικά. Στα διαλύματα, η οξειδωτική ικανότητα των αλάτων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο είναι μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου σε αυτά τα άλατα. Ωστόσο, δεν είναι τόσο καλοί οξειδωτικοί παράγοντες όσο τα αντίστοιχα οξέα. Τα άλατα νατρίου και καλίου 11 έχουν μεγάλη βιομηχανική σημασία. Η παραγωγή και οι εφαρμογές τους περιγράφονται στην επόμενη ενότητα. Το χλωρικό κάλιο (V) χρησιμοποιείται συνήθως για εργαστηριακή παραγωγή οξυγόνου, παρουσία οξειδίου 12 ως καταλύτη:
Όταν αυτό το άλας θερμαίνεται σε χαμηλότερη θερμοκρασία απουσία καταλύτη, σχηματίζεται 13 κάλιο:
Ιωδικό κάλιο (V) 14 κάλιο 15 είναι ισχυρά οξειδωτικά μέσα και χρησιμοποιούνται ως οξειδωτικά μέσα σε ποσοτική ανάλυση.
Λοιπόν, ας επαναλάβουμε ξανά 1. Οι ιδιότητες των αλογονιδίων διαφόρων στοιχείων όταν μετακινούνται από αριστερά προς τα δεξιά μέσα σε μία περίοδο αλλάζουν ως εξής: α) χαρακτήρας χημικός δεσμόςγίνεται όλο και πιο ομοιοπολικό και λιγότερο ιοντικό. β) τα υδατικά διαλύματα αλογονιδίων γίνονται όλο και πιο όξινα λόγω της υδρόλυσης. 2. Οι ιδιότητες διαφορετικών αλογονιδίων του ίδιου στοιχείου όταν μετακινούνται στο κάτω μέρος της ομάδας VII αλλάζουν ως εξής: α) η φύση του χημικού δεσμού των αλογονιδίων γίνεται όλο και πιο ομοιοπολική: β) η ισχύς του δεσμού στο υδραλογόνο τα μόρια μειώνονται. γ) η οξύτητα των υδραλογονικών οξέων μειώνεται. δ) αυξάνεται η ευκολία οξείδωσης των υδραλογονιδίων. 3. Καθώς ο βαθμός οξείδωσης ενός αλογόνου αυξάνεται, συμβαίνουν οι ακόλουθες αλλαγές: α) αυξάνεται η θερμική σταθερότητα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο. β) η οξύτητα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο αυξάνεται. γ) η οξειδωτική ικανότητα των οξέων που περιέχουν οξυγόνο μειώνεται. δ) αυξάνεται η οξειδωτική ικανότητα των αλάτων των οξυγονούχων οξέων του. 4. Τα αλογονίδια μπορούν να ληφθούν με απευθείας σύνθεση από τα συστατικά τους στοιχεία. 5. Για να ληφθούν υδραλογονίδια, μπορεί να χρησιμοποιηθεί η αντίδραση μετατόπισης από ένα άλας αλογονιδίου με ένα λιγότερο πτητικό οξύ. 6. Ανώμαλες ιδιότητες των ενώσεων φθορίου: α) ο φθοριούχος άργυρος είναι διαλυτός στο νερό και το φθοριούχο ασβέστιο είναι αδιάλυτο. β) το υδροφθόριο έχει ασυνήθιστα υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. γ) ένα υδατικό διάλυμα υδροφθορίου έχει χαμηλή οξύτητα. δ) το φθόριο εμφανίζει μόνο μία σταθερή κατάσταση οξείδωσης. Άλλα αλογόνα παρουσιάζουν πολλαπλές καταστάσεις οξείδωσης, κάτι που εξηγείται από την προώθηση των 16 ηλεκτρονίων τους σε εύκολα προσβάσιμα 17 τροχιακά χαμηλής ενέργειας.
===============================================================================
31. Οξυγόνο. Παραγωγή και ιδιότητες οξυγόνου. Αλλοτροπία οξυγόνου. Το όζον, οι ιδιότητές του. Το όζον στη φύση.Το οξυγόνο είναι ένα στοιχείο με αύξοντα αριθμό 8, σχετική ατομική του μάζα = 15,999. Βρίσκεται στη δεύτερη περίοδο, στην κύρια υποομάδα της ομάδας 6.
Στις περισσότερες από τις ενώσεις του, το οξυγόνο έχει κατάσταση οξείδωσης -2. Στο υδρογόνο και τα υπεροξείδια μετάλλων (H2O2, Na2O, CaO2, κ.λπ.), η κατάσταση οξείδωσης του οξυγόνου είναι -1. Υπάρχει μόνο μία ένωση στην οποία το οξυγόνο έχει θετικό βαθμόοξείδωση +2 είναι φθοριούχο οξυγόνο OF2 (το φθόριο είναι το μόνο στοιχείο του οποίου το EO είναι μεγαλύτερο από το EO του οξυγόνου, ίσο με 3,5). Το συνηθισμένο οξυγόνο O2 είναι ένα άχρωμο και άοσμο αέριο, βαρύτερο από τον αέρα. Ελαφρώς διαλυτό στο νερό. Παραλαβή. Εργαστηριακές μέθοδοι
Η παραγωγή O2 είναι αρκετά μεγάλη. 1. Αραίωση του άλατος κουκουλών (χλωρικό κάλιο) όταν θερμαίνεται παρουσία οξειδίου του μαγγανίου(IV) ως καταλύτη: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. Θερμική αποσύνθεση υπερμαγγανικού καλίου: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.Θερμική αποσύνθεση νιτρικών αλκαλιμέταλλα, για παράδειγμα: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Καταλυτική αποσύνθεση υπεροξειδίου του υδρογόνου: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Αλληλεπίδραση υπεροξειδίων αλκαλιμετάλλων με διοξείδιο του άνθρακα: 2Na2O2 + 2CO2 = 2NaCO3 + O2 6. Ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων ή αλάτων οξέων που περιέχουν οξυγόνο. Η ουσία των διεργασιών που συμβαίνουν σε αυτή την περίπτωση καταλήγει στην αποσύνθεση του νερού υπό την επίδραση ηλεκτρικό ρεύμα: 2Η2Ο (ηλεκτρόλυση)=2Η2 + Ο2
Στη βιομηχανία, το οξυγόνο λαμβάνεται από τον αέρα. Χημικές ιδιότητες.
Το οξυγόνο σχηματίζει ενώσεις με όλα χημικά στοιχεία, εκτός από τα ελαφρά αδρανή αέρια (He, ne, Ar), και με όλες τις απλές ουσίες, εκτός από το φθόριο, το χλώριο, τον χρυσό και τα μέταλλα της πλατίνας, αλληλεπιδρά άμεσα. Σε όλες τις αντιδράσεις, το Ο2 παίζει το ρόλο ενός οξειδωτικού παράγοντα. Όταν το οξυγόνο αλληλεπιδρά με απλές ουσίες - μέταλλα και αμέταλλα - σχηματίζονται συνήθως οξείδια. για παράδειγμα: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 μοίρες)=2P2O5 Σχεδόν όλες οι αντιδράσεις που περιλαμβάνουν O2 είναι εξώθερμες, με σπάνιες εξαιρέσεις. για παράδειγμα: N2+O2=2NO-Q Το οξυγόνο μπορεί να υπάρχει με τη μορφή δύο αλλοτροπικών τροποποιήσεων: το οξυγόνο O2 και το όζον O3. Η αλλοτροπία (από το ελληνικό allos - άλλο και tropos - εικόνα, μέθοδος) συνδέεται είτε με διαφορετικό αριθμό ατόμων σε ένα μόριο, είτε με δομή. Κατά τη σύγκριση των φυσικών ιδιοτήτων του οξυγόνου και του όζοντος, καλό είναι να θυμάστε ότι πρόκειται για αέριες ουσίες που διαφέρουν ως προς την πυκνότητα (το όζον είναι 1,5 φορές βαρύτερο από το οξυγόνο), τα σημεία τήξης και βρασμού. Το όζον διαλύεται καλύτερα στο νερό. Οξυγόνο μέσα φυσιολογικές συνθήκες- αέριο, άχρωμο και άοσμο, όζον - αέριο μπλε χρώμαμε χαρακτηριστική πικάντικη αλλά ευχάριστη οσμή. Υπάρχουν επίσης διαφορές στις χημικές ιδιότητες.
Το όζον είναι πιο χημικά ενεργό από το οξυγόνο. Η δραστηριότητα του όζοντος εξηγείται από το γεγονός ότι η αποσύνθεσή του παράγει ένα μόριο οξυγόνου και ένα ατομικό οξυγόνο, το οποίο αντιδρά ενεργά με άλλες ουσίες. Για παράδειγμα, το όζον αντιδρά εύκολα με το ασήμι, ενώ το οξυγόνο δεν συνδυάζεται με αυτό ακόμη και όταν θερμαίνεται: Αλλά ταυτόχρονα, τόσο το όζον όσο και το οξυγόνο αντιδρούν με ενεργά μέταλλα, για παράδειγμα, με κάλιο Κ. Το όζον παράγεται σύμφωνα με την ακόλουθη εξίσωση: Η αντίδραση συμβαίνει με την απορρόφηση ενέργειας όταν μια ηλεκτρική εκκένωση διέρχεται από το οξυγόνο, για παράδειγμα κατά τη διάρκεια μιας καταιγίδας, όταν αναβοσβήνει κεραυνός. Η αντίστροφη αντίδραση συμβαίνει υπό κανονικές συνθήκες, καθώς το όζον είναι μια ασταθής ουσία. Στη φύση, το όζον καταστρέφεται από αέρια που εκπέμπονται στην ατμόσφαιρα, όπως τα φρέον, κατά τις ανθρωπογενείς δραστηριότητες του ανθρώπου. Το αποτέλεσμα είναι ο σχηματισμός των λεγόμενων τρύπες του όζοντος, δηλ. σπάει στο λεπτότερο στρώμα που αποτελείται από μόρια όζοντος.
Χημικές ιδιότητες: Το όζον είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, οξειδώνει όλα τα μέταλλα, συμπεριλαμβανομένου του χρυσού - Au και της πλατίνας - Pt (και των μετάλλων της ομάδας πλατίνας). Το όζον δρα σε μια γυαλιστερή ασημένια πλάκα, η οποία καλύπτεται αμέσως με μαύρο υπεροξείδιο αργύρου – Ag2O2. Το χαρτί εμποτισμένο σε τερεβινθίνη αναφλέγεται, οι ενώσεις θείου μετάλλων οξειδώνονται σε άλατα θειικού οξέος. πολλές βαφές αποχρωματίζονται. καταστρέφει οργανικές ουσίες - σε αυτή την περίπτωση, το μόριο του όζοντος διασπάται από ένα άτομο οξυγόνου και το όζον μετατρέπεται σε συνηθισμένο οξυγόνο. Όπως και τα περισσότερα μη μέταλλα, μετατρέπει τα κατώτερα οξείδια σε ανώτερα και τα σουλφίδια των μετάλλων τους στα θειικά τους: Το ιωδιούχο κάλιο οξειδώνει το όζον σε μοριακό ιώδιο: Αλλά με το υπεροξείδιο του υδρογόνου H2O2, το όζον δρα ως αναγωγικός παράγοντας: Χημικά, τα μόρια του όζοντος είναι ασταθή - το όζον μπορεί να αποσυντεθεί αυθόρμητα σε μοριακό οξυγόνο:
Όντας στη φύση: Στην ατμόσφαιρα, το όζον σχηματίζεται κατά τις ηλεκτρικές εκκενώσεις. Εφαρμογή: ως ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, το όζον καταστρέφει διάφορους τύπους βακτηρίων, επομένως χρησιμοποιείται ευρέως για τον καθαρισμό του νερού και την απολύμανση του αέρα και χρησιμοποιείται ως λευκαντικός παράγοντας.
================================================================================
32) . Υπεροξείδιο του υδρογόνου, η δομή και οι ιδιότητές του.
ΦΥΣΙΚΟΧΗΜΙΚΑ ΧΑΡΑΚΤΗΡΙΣΤΙΚΑ
Το χλώριο σχηματίζει έναν αριθμό οξέων οξυγόνου - υποχλωριώδες HCIO, χλωρό HCIO2, υποχλωριώδες HCIO3 και υπερχλωρικό HCστην εξίσωση για την εξάρτηση της συγκέντρωσης του διοξειδίου του χλωρίου στο διάλυμα Με(V φίλη αλήτη)από τη μερική πίεση P (in mmHg Άρθ.) με =KRστις 0, 5, 10, 25 και 35°, αντίστοιχα, είναι: 70,6, 56,3, 46,2, 30,2 και 21,5. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η διαλυτότητα του διοξειδίου του χλωρίου στο νερό μειώνεται απότομα. Η διαλυτότητα του CSO σε άλλους διαλύτες (CC14, H2SO4 και CH3COOH) υπακούει επίσης στον νόμο του Henry34. ΣΕ υδατικά διαλύματαστο κρύο, το διοξείδιο του χλωρίου αποσυντίθεται εξαιρετικά αργά· στο ζεστό νερό αποσυντίθεται με το σχηματισμό HCIO3, CI2 και O2. Η ύπαρξη κρυσταλλικού ένυδρου C102 6H2035 έχει διαπιστωθεί.
Υποτίθεται ότι το διοξείδιο του χλωρίου είναι ένας ανυδρίτης36 που σχηματίζει με το νερό τα αντίστοιχα οξέα H2CIO3 και H2CI2O5, τα οποία είναι πολύ ασταθή και μπορούν να αναχθούν από μέταλλα σε HCl2. Ελλείψει αναγωγικών παραγόντων, ο ρυθμός αποσύνθεσης αυτών των οξέων είναι υψηλότερος από ο ρυθμός σχηματισμού τους. Το διοξείδιο του χλωρίου αντιδρά με το υπεροξείδιο του υδρογόνου για να σχηματίσει χλωριούχο οξύ37: 2СУ2 + Н202 = 2НС102 + 02
Το διοξείδιο του χλωρίου ερεθίζει την αναπνευστική οδό και προκαλεί πονοκεφάλους ακόμη και σε αραίωση 45:1.000.
Το χλωρό οξύ 38-40 απομονώνεται επίσης σε ελεύθερη μορφή, αλλά συνήθως λαμβάνεται σε υδατικά διαλύματα. Η σταθερά διάστασής του είναι 1,07-10-2 στις 18°. Ο σχηματισμός χλωριώδους οξέος συμβαίνει σε σημαντικές ποσότητες μόνο σε έντονα όξινο περιβάλλον (pH<3). При этом в растворе наряду с хлористой кислотой находится и двуокись хлора 4I.
Χλωρίτες - άλατα χλωριώδους οξέος σε στερεή κατάσταση υπό συνήθεις συνθήκες είναι αρκετά σταθερές ενώσεις. Τα όξινα υδατικά διαλύματα αποσυντίθενται όσο πιο γρήγορα όσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία και τόσο χαμηλότερη είναι η τιμή του pH. Τα αλκαλικά διαλύματα είναι αρκετά σταθερά42. Ορισμένοι χλωρίτες μπορούν να παρασκευαστούν με τη δράση ελεύθερου χλωριώδους οξέος σε αδιάλυτα ανθρακικά άλατα43. Το χλωριούχο νάτριο κρυσταλλώνεται από ένα αλκαλικό διάλυμα με τη μορφή ανύδρου άλατος NaC102 και τριένυδρου NaC102-3H20, το οποίο μετατρέπεται σε άνυδρο άλας στους 37,4°44. Όταν θερμαίνεται στους 175°, αποσυντίθεται με την απελευθέρωση οξυγόνου. Η αντίδραση προχωρά με μεγάλη ταχύτητα μέχρι να εκραγεί. Σε ελαφρώς αλκαλικά διαλύματα που δεν περιέχουν περισσότερο από 1 g-mol/l NaC102, το χλωριούχο νάτριο δεν αποσυντίθεται όταν βράζεται. Σε πιο συμπυκνωμένα διαλύματα αποσυντίθεται σύμφωνα με τις αντιδράσεις 45,46:
3 NaCl02 = 2 NaClC>3 + NaClNaC102 - NaCl+ 02
Οι σταθερές ταχύτητας αυτών των αντιδράσεων είναι ίσες47 αντίστοιχα στους 103°: 0,65-10-6 και 1,2-10"7· στους 83°: 1,6-10-7 και 0,2-10"8.
Το υποχλωριώδες οξύ μπορεί να υπάρχει μόνο σε ελεύθερη μορφή σε διάλυμα. Είναι ένα ισχυρό οξύ και ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Τα άλατά του - χλωρικά - είναι ως επί το πλείστον πολύ διαλυτά στο νερό. στα διαλύματα δεν είναι οξειδωτικά μέσα.
Χλωρικό κάλιο ή Το αλάτι του BertholletΤο KSUz κρυσταλλώνεται σε άνυδρη μορφή με τη μορφή διαφανών άχρωμων κρυστάλλων ενός μονοκλινικού συστήματος με πυκνότητα 2,32 g/cm3.Διαλυτότητα του KS103 στο νερό: στους 0° - 3,21%, στους 104° (σημείο βρασμού) - 37,6%. Όταν θερμαίνεται στους 368,4°, το KSUS λιώνει και στη συνέχεια αρχίζει να αποσυντίθεται σύμφωνα με τις αντιδράσεις:
2KSYuz = 2KS1 +302 +23,6 στα κόπρανα 4KS103 = ZKSYu4 + KS1 + 70,9 kcal
Τα προκύπτοντα προϊόντα (KS1 και KS104) επιταχύνουν48 την απελευθέρωση οξυγόνου. Στους 610°, το υπερχλωρικό κάλιο που προκύπτει λιώνει και αποσυντίθεται:
KSYu4 = KS1 + 202 - 7,9kcal
Παρουσία καταλυτών (MnO2 και άλλοι), το χλωρικό κάλιο αποσυντίθεται σε περισσότερο από χαμηλές θερμοκρασίεςμε έντονη απελευθέρωση οξυγόνου. Το χλωρικό κάλιο σε όξινο περιβάλλον είναι ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Μείγματα του με άνθρακα, θείο και άλλες ουσίες εκρήγνυνται κατά την κρούση. Το χλωρικό κάλιο (και άλλα χλωρικά άλατα) είναι δηλητηριώδες (θανατηφόρα δόση - 2-3 g KSO3).
Το χλωρικό νάτριο NaC103 κρυσταλλώνεται σε άνυδρη μορφή, είναι ιδιαίτερα υγροσκοπικό και διαχέεται στον αέρα. Ένα κορεσμένο υδατικό διάλυμα περιέχει 41,9% στους -15° και 74,1% NaC103 στους 122°. Το σημείο τήξης του χλωρικού νατρίου είναι στην περιοχή 248-264°. Υπήρξαν περιπτώσεις εκρήξεων χλωρικού νατρίου σε αποθήκες κατά την αποθήκευση, καθώς και φλεγμονή σε ξηρά μέρη φυτών που εκτέθηκαν σε χλωρικό νάτριο. Παρουσία υγροσκοπικών ουσιών (CaCl2, MgCl2, κ.λπ.) 4E, καθώς και πολυβορικών αλάτων ή μεταβορικών νατρίου, μειώνεται ο κίνδυνος έκρηξης και εύφλεκτης φύσης του χλωρικού νατρίου. Στο σύστημα NaC103-NaC102-H20 50, το άνυδρο NaC103 και NaCl02, καθώς και το NaC102-3H20, κρυσταλλώνονται στην περιοχή θερμοκρασίας 15-45°.
Το χλωρικό ασβέστιο Ca(Cl3)2 κρυσταλλώνεται από ένα υδατικό διάλυμα με τη μορφή διένυδρου51, που τήκεται στους 130°. Ένα κορεσμένο υδατικό διάλυμα βράζει στους 182°. Το άνυδρο χλωρικό ασβέστιο αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται στους 334°.
Το εξαένυδρο χλωρικό μαγνήσιο Mg(C103)2 6H20 είναι ορθορομβικοί κρύσταλλοι - μακριές βελόνες ή φύλλα. Στους 35° λιώνει εν μέρει και μετατρέπεται σε τετραένυδρο. Η διαλυτότητά του στο νερό είναι 53% στους 0°, 56,5% στους 18°, 60,23% στους 29° και 63,65% στους 35°. Είναι ιδιαίτερα υγροσκοπικό, δεν εκρήγνυται και είναι πυρασφαλές49.
Το υπερχλωρικό οξύ52 σχηματίζει δύο κρυσταλλικούς υδρίτες - HC104 4H20 και HCIO4 3H20 53 και είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης 54. Ο συντελεστής δραστηριότητας του υπερχλωρικού οξέος στους 25° αλλάζει από 0,911 σε 0,804 όταν η συγκέντρωση του HCIO4 μεταβάλλεται από 0,010 Μσε 1 κιλόδιάλυμα®5.
Το υπερχλωρικό κάλιο KSY4 σχηματίζει ορθορομβικούς κρυστάλλους με πυκνότητα 2,52 g/cm3.Από 0 έως 100 mlνερό διαλύεται 0,75 ΣΟΛ, και στους 100° - 21,8 g KSO4. Το καθαρό υπερχλωρικό κάλιο αποσυντίθεται στους 537-600° σε KC1 και 02. Το KC103 σχηματίζεται ως ενδιάμεσο προϊόν, το οποίο όταν λιώσει επιταχύνει την αποσύνθεση56. Η αντίδραση επιταχύνεται παρουσία KCl, KBr, KI57, Cu, Fe, Co, MgO, κ.λπ.58.
Το υπερχλωρικό μαγνήσιο σχηματίζει κρυσταλλικούς υδρίτες με 2, 4 και 6 μόρια νερού. Η πίεση ατμών ισορροπίας στους 23° πάνω από Mg(C104)2 6H20 είναι 20,9 mmHg Τέχνη.,υπεράνω Mg(C104)2 4Η20- 8,15 mmHg Τέχνη.,και πάνω από Mg(C104)2-2H20 περίπου Yu-4-Sh-5 mm rt. Άρθρο 5Ε.Όταν θερμαίνεται πάνω από 400°, το Mg(C104)2 αποσυντίθεται60.
Το υπερχλωρικό αμμώνιο χαρακτηρίζεται από την υψηλότερη περιεκτικότητα σε οξυγόνο κατά βάρος μεταξύ όλων των υπερχλωρικών. 10,7 διαλύεται σε 100 g στους 0° ΣΟΛ,στους 85° - 42,5 σολ NH4CIO4. Σε ένα αμοιβαίο σύστημα νερού υπερχλωρικών και χλωριόντων. αμμώνιο και μαγνήσιο λιγότερο διαλυτό αλάτιστις 25° είναι NH4CIO461.
Ενώσεις οξυγόνου του χλωρίου υψηλότερους βαθμούςη οξείδωση είναι εύφλεκτη και εκρηκτική, ιδιαίτερα παρουσία προσμίξεων που οξειδώνονται εύκολα, για παράδειγμα οργανικών ουσιών, από τις οποίες θα πρέπει να προστατεύονται από μόλυνση. Η έκρηξη στερεών ξηρών χλωρικών και υπερχλωρικών αλάτων μπορεί να προκληθεί από κρούση ή ισχυρό κρούσμα, το οποίο πρέπει να λαμβάνεται υπόψη κατά την ξήρανση, το τρίψιμο και τη μεταφορά τους σε< ществ. Эти операции должны осуществляться в аппаратах, в которых исключена возможность ударов металлических частей.
ΕΦΑΡΜΟΓΗ
Τα άλατα οξέων κατώτερου οξυγόνου του χλωρίου είναι καλοί λευκαντικοί παράγοντες λόγω της υψηλής οξειδωτικής τους δράσης. Η κύρια λευκαντική και οξειδωτική ένωση χλωρίου είναι η χλωρίνη62. Επί του παρόντος, οι υποχλωριώτες, οι χλωρίτες και το διοξείδιο του χλωρίου χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως για αυτούς τους σκοπούς.
Οι μεγαλύτερες ποσότητες λευκαντικού χρησιμοποιούνται στις βιομηχανίες κλωστοϋφαντουργίας και χαρτιού για τη λεύκανση υφασμάτων και χαρτοπολτού (η χλωρίνη ονομάζεται συχνά λευκαντικός ασβέστης). Το χλωρίδιο του ασβέστη χρησιμοποιείται ως οξειδωτικό σε ορισμένες χημικές βιομηχανίες (στην παραγωγή χλωροφορμίου, χλωροπικρίνης και άλλων προϊόντων), για την απολύμανση πόσιμου και Λυμάτων, για απολύμανση καταστημάτων λαχανικών63 και ως καλό απαερωτικό. Χρησιμοποιείται επίσης για τον καθαρισμό της ακετυλίνης και ορισμένων προϊόντων πετρελαίου.
Το χλωριούχο ασβέστη παράγεται σε τρεις ποιότητες (Πίνακας 112).
Οι απώλειες ενεργού χλωρίου σε λευκαντικό βαθμού Α δεν πρέπει να υπερβαίνουν το 4% κατά τη διάρκεια 3 ετών από την αποθήκευσή του από την ημερομηνία αποστολής από το εργοστάσιο.
Το χλωριούχο ασβέστη, ποιοτήτων Β και Γ, συσκευάζεται σε ξύλινα βαρέλια χωρητικότητας 50 έως 275 μεγάλο,σε σφραγισμένα βαρέλια από κόντρα πλακέ ή τύμπανα από κόντρα πλακέ χωρητικότητας 50 και 100 μεγάλο,και επίσης (για βραχυπρόθεσμη αποθήκευση) σε ξηρά, γεμάτα ξύλινα βαρέλια χωρητικότητας 50 έως 250 μεγάλο.Το χλωρίδιο ασβέστη, βαθμού Α, καθώς και βαθμού Β (για μακροχρόνια αποθήκευση) συσκευάζεται σε χαλύβδινα βαρέλια χωρητικότητας 100 μεγάλο.Τα βαρέλια ή τα βαρέλια με χλωρίνη σφραγίζονται ερμητικά και αποθηκεύονται σε ξηρό και δροσερό δωμάτιο, προστατευμένο από το άμεσο ηλιακό φως. Αντί για ξύλινα βαρέλια και τύμπανα, χρησιμοποιούνται και πλαστικές σακούλες.
Παρά αυτές τις προφυλάξεις, η χλωρίνη χάνει σταδιακά το ενεργό χλώριο κατά την αποθήκευση. Εάν το δοχείο δεν είναι καλά σφραγισμένο, ορισμένα δείγματα προϊόντων χάνουν σχεδόν εντελώς το ενεργό χλώριο εντός ενός έτους και μερικές φορές πολύ νωρίτερα. Στους 40-45°, η συνηθισμένη χλωρίνη χάνει εντελώς τη δραστηριότητά της μέσα σε 2 μήνες.
Το χλωριούχο ασβέστη αντικαθίσταται όλο και περισσότερο από άλλες πιο βολικές λευκαντικές και οξειδωτικές ουσίες62 - υποχλωριώτες, διοξείδιο του χλωρίου κ.λπ.
Το υποχλωριώδες νάτριο σε μορφή υδατικού διαλύματος χρησιμοποιείται ευρέως λόγω της ευκολίας παραγωγής του στο σημείο κατανάλωσης. Είναι ένα ενδιάμεσο προϊόν 64 στην παραγωγή υδραζίνης, πλαστικών, συνθετικών ινών κ.λπ. Έχει προταθεί μέθοδος υποχλωριώδους 65 για την επεξεργασία απορριμμάτων που μοιάζουν με σκόνη από εργαλεία ακονίσματος καρβιδίου, με βάση την οξείδωση του καρβιδίου του βολφραμίου σε αλκαλικά διαλύματα NaCIO και η μετάβαση του βολφραμίου σε διάλυμα.
Σύμφωνα με το GOST 11086-64, το υποχλωριώδες νάτριο πρέπει να είναι ένα διαφανές πρασινοκίτρινο υγρό χωρίς ίζημα ή αιωρούμενα σωματίδια, που περιέχει τουλάχιστον 185 g/lενεργό χλώριο και όχι περισσότερο από 0,07 g/lαδένας; Η περιεκτικότητα σε NaOH πρέπει να είναι εντός 10-20 g/l.Το διάλυμα υποχλωριώδους νατρίου αποθηκεύεται και μεταφέρεται σε κλειστές δεξαμενές και δοχεία με κόμμι ή βινύλιο σε θερμοκρασία που δεν υπερβαίνει τους 25°.
Το τεχνικό υποχλωριώδες ασβέστιο, που περιέχει περισσότερο από 50% ενεργό χλώριο, είναι πιο μεταφερόμενο από το λευκαντικό. Λιγότερο από το 100% του έρματος (ακαθαρσίες και δοχεία) μεταφέρεται με υποχλωριώδες ασβέστιο, ενώ το 250-300% μεταφέρεται με χλωρίνη. Ένα σημαντικό πλεονέκτημα του υποχλωριώδους ασβεστίου, σε σύγκριση με το λευκαντικό, είναι η απουσία σημαντικού ιζήματος κατά τη διάλυσή του σε νερό66 (κατά τη διάλυση του λευκαντικού, σχηματίζεται ένα ίζημα βασικών αλάτων, στο οποίο μερικές φορές χάνεται έως και 50% του ενεργού χλωρίου). Προτάθηκε67 να χρησιμοποιηθεί ένα μείγμα 2 wt. μέρη Ca(OS1)2 και 0,8 wt. συμπεριλαμβανομένου του Na2S04 με τη μορφή δισκίων για επεξεργασία νερού.
Το υποχλωριώδες ασβέστιο παράγεται με τη μορφή διβασικού άλατος 3Ca(CiO)2 2Ca (OH)2 2H20, που ονομάζεται DTSGK, και λιγότερο συχνά με τη μορφή διβασικού υποχλωριώδους ασβεστίου Ca (C10)2 2Ca(OH)2, που ονομάζεται DSGK - Το GOST 13392-67 προβλέπει την κυκλοφορία του DTSGK
και Β' τάξη. Πρέπει να περιέχουν, αντίστοιχα: ενεργό χλώριο τουλάχιστον 55 και 50% και υγρασία όχι μεγαλύτερη από 1 και 1,5%. η συνολική περιεκτικότητα σε χλώριο δεν πρέπει να υπερβαίνει το ήμισυ της περιεκτικότητας σε ενεργό χλώριο (%) συν 6% για την 1η τάξη ή συν 7% για
Το DTSGK είναι συσκευασμένο σε γαλβανισμένα τύμπανα. Το προϊόν πρέπει να φυλάσσεται σε ξηρό, μη θερμαινόμενο δωμάτιο.
Το διοξείδιο του χλωρίου, στις οξειδωτικές του ιδιότητες, καταλαμβάνει μια ενδιάμεση θέση μεταξύ χλωρικών και υποχλωριωδών αλάτων. Το κύριο πλεονέκτημά του ως λευκαντικό αντιδραστήριο είναι ότι δεν έχει σχεδόν καμία καταστροφική επίδραση στην ίνα των ινών. Ως εκ τούτου χρησιμοποιείται ευρέως ΠωςΤο καλύτερο λευκαντικό για ξυλοπολτό (χαρτί) και κυτταρίνη, καθώς και για την αποστείρωση και απόσμηση νερού68 και προϊόντων διατροφής. Λόγω της δυσκολίας αποθήκευσης και μεταφοράς, το COG λαμβάνεται συνήθως στο σημείο κατανάλωσης και χρησιμοποιείται ως μείγμα 10% με αέρα69.
Το χλωριώδες νάτριο χρησιμοποιείται ευρέως στην κλωστοϋφαντουργία για τη λεύκανση υφασμάτων, νημάτων και ινών. Αυτό επιτυγχάνει υψηλή ποιότηταλεύκανση χωρίς μείωση της αντοχής των ινών. Χρησιμοποιείται επίσης ως πρώτη ύλη για την παραγωγή μικρών ποσοτήτων διοξειδίου του χλωρίου.
Το χλωρικό κάλιο χρησιμοποιείται κυρίως στη βιομηχανία σπίρτων, σε πυροτεχνήματα, σε μικρές ποσότητες στη φαρμακοβιομηχανία, καθώς και σε εκρηκτικά.
Η σύνθεση του τεχνικού άλατος χλωριούχου καλίου πρέπει να αντιστοιχεί στα δεδομένα του Πίνακα. 113.
ΠΙΝΑΚΑΣ 113
Σύνθεση τεχνικής μπερτολέταςάλας(ΜεGOST 2713-70)
Χλωρικό κάλιο (από άποψη ξηρής ουσίας), όχιΟχι.....
Υγρασία, όχι πια................................................ ..........................................
Μη διαλυτό Vουσίες στο νερό, όχι περισσότερο................................
Χλωριούχα (σε όρους CaC12), όχι περισσότερα...................................
Θειικά άλατα (σε όρους CaS04), όχι περισσότερα...................................
Βρωμικά άλατα (σε όρους KVg03), όχι περισσότερα...................................
Αλκάλια (σε όρους CaO), όχι περισσότερο...................................
Οργανικές ουσίες, όχι περισσότερες................................................ .........
Βαρέα μέταλλα (σε όρους Pb), όχι περισσότερο. . . . Σίδηρος (Fe), όχι αλάτι
Το χλωρικό νάτριο χρησιμοποιείται ως ζιζανιοκτόνο και αποφυλλωτικό (σε περιορισμένες ποσότητες λόγω της υγροσκοπικότητάς του). Χρησιμοποιείται κυρίως ως ενδιάμεσο για την παραγωγή άλλων χλωρικών αλάτων, υπερχλωρικού καλίου, υπερχλωρικού οξέος, διοξειδίου του χλωρίου και χλωριώδους νατρίου. Ορισμένες (μικρές) ποσότητες χλωρικού νατρίου χρησιμοποιούνται για τη λεύκανση της κυτταρίνης. Έχει περιγραφεί η χρήση του NaC103 για την κατασκευή κεριών, τα οποία αποτελούν πηγή οξυγόνου στα πυρηνικά υποβρύχια70.
Η σύνθεση τεχνικού χλωρικού νατρίου, κρυσταλλικού και διαλύματος (ή πολτού), σύμφωνα με το GOST 12257-66, πρέπει να πληροί τις απαιτήσεις που αναφέρονται στον πίνακα. 114.
ΠΙΝΑΚΑΣ U4
Σύνθεση τεχνικού χλωρικού νατρίου (GOST 12257-66)
|
0,7* 0,3* 0,2* |
* Όσον αφορά το προϊόν 100%.
Το άλας Berthollet και το χλωρικό νάτριο συσκευάζονται σε σάκους από φιλμ πολυαιθυλενίου ή πολυβινυλοχλωριδίου, κλειστά βαρέλια από γαλβανισμένο χάλυβα ή επικαλυμμένα με βερνίκι περχλωροβινυλίου ή σε σακούλες από ύφασμα χλωρίου (επίσης με επένδυση μεμβράνης).
Το χλωρικό ασβέστιο είναι ζιζανιοκτόνο γενική δράσηκαι χρησιμοποιείται ευρέως για την εξόντωση των ζιζανίων.
Το χλωρικό μαγνήσιο χρησιμεύει επίσης ως ζιζανιοκτόνο και, επιπλέον, είναι αποφυλλιστικό που χρησιμοποιείται για την προ-συλλεκτική αφαίρεση των φύλλων βαμβακιού 71>72 και σε μεγάλες δόσεις μπορεί να χρησιμεύσει ως ξηραντικό για την προ-συλλεκτική ξήρανση του βαμβακιού και άλλων φυτών.
Το χλωρικό μαγνήσιο (αποφυλλωτικό), σύμφωνα με το GOST 10483-66, πρέπει να περιέχει 60 ± 2% Mg(C103)2 6H20 και όχι περισσότερο από 0,6% αδιάλυτο στο νερό υπόλειμμα. η θερμοκρασία στην οποία αρχίζει να λιώνει δεν πρέπει να είναι χαμηλότερη από 44°. Μεταφέρεται σε σφραγισμένα τύμπανα κατασκευασμένα από μαύρο χάλυβα οροφής ή σε χάρτινους σάκους πέντε στρώσεων με επίστρωση πίσσας με επένδυση από πολυαιθυλένιο ή μεμβράνη χλωριούχου πολυβινυλίου.
Τα υπερχλωρικά άλατα χρησιμοποιούνται στην παραγωγή εκρηκτικών και πυροτεχνικών υλικών52-73.Έχουν προταθεί μείγματα που περιέχουν ~60% KS104, τα οποία σχηματίζουν υγροσκοπικό καπνό για τη ρύθμιση της ατμοσφαιρικής κατακρήμνισης74.
Μεταξύ των υπερχλωρικών αλάτων, ιδιαίτερη σημασία έχει το υπερχλωρικό αμμώνιο, το οποίο χρησιμοποιείται για την παρασκευή εκρηκτικών χωρίς καπνό75"76. Υπερχλωρικά βαριά μέταλλακαι το υπερχλωρικό οξύ χρησιμοποιούνται ως ηλεκτρολύτες σε ηλεκτρολυτική επιμετάλλωση, τσιμεντοποίηση κ.λπ. Παρουσία HC104, λαμβάνονται πυκνές, γυαλιστερές εναποθέσεις παλλαδίου σε ηλεκτρολυτικά γυαλισμένο χαλκό77. Υποδεικνύουν78 τη δυνατότητα επανεκχύλισης ρηνίου με υπερχλωρικό οξύ από οργανικούς διαλύτες.
Στο αυξανόμενη αγ.Εντάξει . σταθερότητα οξέος χλωρίου επίσης αυξανόμενη .
Η αύξηση της σταθερότητας εξηγείται από:
ΕΝΑ) βαφή μέταλλουδεσμούς σε ανιόντα λόγω μείωσης του αριθμού των NEP στο χλώριο,
σι) αυξανόμενη αναλογίαο αριθμός των π-επικαλύψεων στον αριθμό των σ-δεσμών από 0/1 σε ClO - έως 3/4 σε ClO - 4. Συγκρίνω γραφικούς τύπουςοξέα:
H – O - Cl, H - O - Cl = O, H – O – Cl = O H – O – Cl = O
γ) αυξάνεται από HClO σε HClO 4 συμμετρίαανιόν (και τα δύο λόγω αύξησης
αριθμός ατόμων οξυγόνου και ως αποτέλεσμα μείωσης πολωτικόΕνέργειες
υδρογόνο λόγω αποδυνάμωσης του δεσμού του με το ανιόν).
δ) μειώνεται γωνία επίθεσηςάτομο χλωρίου (δηλαδή η χωρική του προσβασιμότητα για αλληλεπίδραση).
Όξινες ιδιότητες υδροξειδίων αλογόνου.Οξεοβασικές ιδιότητες
οποιουδήποτε υδροξειδίου εξαρτώνται από την αναλογία των δυνάμεων των δεσμών H - O και O - E in
θραύσμα Η - Ο - Ε. Προφανώς, όσο μεγαλύτερη είναι η ηλεκτραρνητικότητα του στοιχείου, τόσο περισσότερο η πυκνότητα ηλεκτρονίων από τον δεσμό Η - Ο μετατοπίζεται στον δεσμό Ο - Ε.
(H − O − E) και ακόμη περισσότερο όξινες ιδιότητεςεμφανίζει υδροξείδιο.
Ως εκ τούτου, ένας σημαντικός παράγοντας είναι φύσηαλαγόνο. Έτσι, κατά τη μετάβαση από το χλώριο στο ιώδιο, σύμφωνα με τη μείωση της τιμής της Ε.Ο. οι όξινες ιδιότητες των υδροξειδίων μειώνονται. Επιπλέον, τόσο πολύ που το υποιωδικό οξύ διασπάται ανάλογα με όξινοςπληκτρολογήστε πιο λιγοβαθμός НIO → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),
παρά σύμφωνα με την κύρια: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).
Ακόμη και μια αντίδραση εξουδετέρωσης είναι δυνατή (αλλά αναστρέψιμη): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.
Τα άλατα των οξέων χλωρίου, ως πιο σταθερές (από τα οξέα) ενώσεις, είναι όλα
απομονωμένος σε ελεύθερη κατάσταση, αλλά και Η δραστηριότητά τους αυξάνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας. Cl. Έτσι, το KClO 3 (άλας Berthollet) οξειδώνει τα ιόντα ιωδίου μόνο σε όξινο περιβάλλον και το KClO - σε ουδέτερο περιβάλλον.
2.8.1. Υποχλωριώδες οξύ HCl +1 O H–O–Cl (υποχλωρίτες)
Φυσικές ιδιότητες. Υπάρχει μόνο με τη μορφή αραιών υδατικών διαλυμάτων.
Παραλαβή.
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO
Χημικές ιδιότητες.
Το HClO είναι ένα ασθενές οξύ και ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας:
1) Αποσυντίθεται, απελευθερώνοντας ατομικό οξυγόνο
HClO – στο φως → HCl + O HClO – τόμ. συμβατικός → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3
2) Δίνει άλατα με αλκάλια - υποχλωριώδες
HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 – λευκαντικός ασβέστης (χλωρίνη)
CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 + CaCl 2 + HClO (HCl + O)
3) με ισχυρό αναγωγικό παράγοντα HI
2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O
2.8.2. Χλωρώδες οξύ HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (χλωρίτες)
Φυσικές ιδιότητες.Υπάρχει μόνο σε υδατικά διαλύματα.
Παραλαβή
Σχηματίζεται από την αλληλεπίδραση του υπεροξειδίου του υδρογόνου με το οξείδιο του χλωρίου (IV), το οποίο λαμβάνεται από το άλας Berthollet και το οξαλικό οξύ σε περιβάλλον H 2 SO 4:
2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O
2ClO 2 + H 2 O 2 → 2HClO 2 + O 2
Χημικές ιδιότητες
Το HClO 2 είναι ένα ασθενές οξύ και ένας ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
1)HClO 2 + KOH → KClO 2 + H 2 O
KClO 2 + KI + H 2 SO 4 → I 2 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
2) Ασταθής, αποσυντίθεται κατά την αποθήκευση
4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O
5HClO 2 ---t→ 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O
2.8.3. Υποχλωριώδες οξύ HCl +5 O 3 (χλωρικά)
Φυσικές ιδιότητες:Σταθερό μόνο σε υδατικά διαλύματα.
Παραλαβή: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓
Χημικές ιδιότητες
HClO3 - Ισχυρό οξύκαι ένα ισχυρό οξειδωτικό παράγοντα? άλατα υπερχλωρικού οξέος -
χλωρικά:
6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO3+H2O
- KClO 3 - Αλάτι Berthollet; λαμβάνεται με διέλευση χλωρίου μέσω θερμαινόμενου (40°C) διαλύματος KOH: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Το άλας Berthollet χρησιμοποιείται ως οξειδωτικός παράγοντας. Όταν θερμαίνεται, αποσυντίθεται:
4KClO 3 – χωρίς γάτα → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 γάτα → 2KCl + 3O 2
2.8.4. Υπερχλωρικό οξύ HCl +7 O 4 (υπερχλωρικά)
Φυσικές ιδιότητες:Άχρωμο υγρό, σημείο βρασμού. = 25°C, θερμοκρασία = -101°C.
Παραλαβή: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Χημικές ιδιότητες:
Το HClO 4 είναι ένα πολύ ισχυρό οξύ και ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
άλατα υπερχλωρικού οξέος - υπερχλωρικά .
1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O
2) Όταν θερμαίνεται, το υπερχλωρικό οξύ και τα άλατά του αποσυντίθενται:
4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2
Υδροβρώμιο HBr (ΒΡΩΜΙΔΙΟ)
Φυσικές ιδιότητες
Άχρωμο αέριο, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό. να βράσει. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Παραλαβή
1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr
Χημικές ιδιότητες
Ένα υδατικό διάλυμα υδροβρωμιούχου είναι το υδροβρωμικό οξύ, το οποίο είναι ακόμη ισχυρότερο από το υδροχλωρικό οξύ. Υποφέρει τις ίδιες αντιδράσεις με HCl
1) Διάσταση: HBr ↔ H+ + Br -
2) Με μέταλλα στη σειρά τάσης μέχρι υδρογόνο:
Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2
3) με οξείδια μετάλλων:
CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O
4) με βάσεις και αμμωνία:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br
5) με άλατα
MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2
Ποιοτική αντίδραση: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3
Ο σχηματισμός ενός κίτρινου ιζήματος βρωμιούχου αργύρου, αδιάλυτου σε οξέα, χρησιμεύει για την ανίχνευση του ανιόντος Br στο διάλυμα.
6) αποκαταστατικές ιδιότητες:
2HBr + H 2 SO 4 (συμπ.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2
Μεταξύ των οξέων οξυγόνου του βρωμίου είναι γνωστά
Ασθενές βρωμίδιο HBr +1 O και
Ισχυρό βρωμιωμένο HBr +5 O 3 .
Ιωδιούχο υδρογόνο (ιωδιούχα)
Φυσικές ιδιότητες:Άχρωμο αέριο με έντονη οσμή, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό,
να βράσει. = -35°С; t°pl. = -51°C.
Παραλαβή:
1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI
Χημικές ιδιότητες
1) Διάλυμα HI σε νερό - ισχυρό υδροϊωδικό οξύ:
HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O
Άλατα υδροϊωδικού οξέος - ιωδίδια (για άλλες αντιδράσεις ΗΙ, βλέπε τις ιδιότητες του HCl και του HBr)
2) Το HI είναι ένας πολύ ισχυρός αναγωγικός παράγοντας:
2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2
8HI + H 2 SO 4 (συμπ.) → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O
5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O
3)Ποιοτική αντίδραση: Ο σχηματισμός ενός σκούρου κίτρινου ιζήματος ιωδιούχου αργύρου, αδιάλυτου σε οξέα, χρησιμεύει για την ανίχνευση του ανιόντος ιωδίου στο διάλυμα.
NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3
3.0.1. Οξυγόνο οξέα ιωδίου (ιωδικά )
α) Υδρώδες οξύ HI +5 O 3
Αχρωμος κρυσταλλική ουσία, t°τήξη.= 110°C, εξαιρετικά διαλυτό στο νερό.
Λαμβάνω: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O
Το HIO 3 είναι ισχυρό οξύ (άλατα - ιωδικά) και ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
β) Ιωδικό οξύ H 5 I + 7 O 6
Κρυσταλλική υγροσκοπική ουσία, εξαιρετικά διαλυτή στο νερό,
t°pl = 130°C. Ασθενές οξύ (άλατα - υπεριωδικά); ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
Χλώριο- στοιχείο 3ης περιόδου και VII Α-ομάδα Περιοδικός Πίνακας, σειριακός αριθμός 17. Ηλεκτρονικός τύπος του ατόμου [10Ne]3s 2 Зр 5, χαρακτηριστικές καταστάσεις οξείδωσης 0, -1, + 1, +5 και +7. Η πιο σταθερή κατάσταση είναι το Cl -1. Κλίμακα κατάστασης οξείδωσης χλωρίου:
7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 – , HClO 4 , KClO 4
5 - ClO 3 - , HClO 3 , KClO 3
1 – Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca(ClO) 2
- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5
Το χλώριο έχει υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (2,83) και παρουσιάζει μη μεταλλικές ιδιότητες. Είναι μέρος πολλών ουσιών - οξειδίων, οξέων, αλάτων, δυαδικών ενώσεων.
Στη φύση - δωδέκατοςστοιχείο σε χημική αφθονία (πέμπτο μεταξύ των μη μετάλλων). Βρίσκεται μόνο σε χημικά συνδεδεμένη μορφή. Το τρίτο πιο περιεκτικό στοιχείο σε φυσικά νεράαχ (μετά το Ο και το Η), υπάρχει ιδιαίτερα πολύ χλώριο στο θαλασσινό νερό (έως 2% κατά βάρος). Ζωτικής σημασίας σημαντικό στοιχείογια όλους τους οργανισμούς.
Χλώριο C1 2. Απλή ουσία. Κιτρινοπράσινο αέριο με πικάντικη αποπνικτική μυρωδιά. Το μόριο Cl 2 είναι μη πολικό και περιέχει έναν δεσμό C1-C1 σ. Θερμικά σταθερό, μη εύφλεκτο στον αέρα. ένα μείγμα με υδρογόνο εκρήγνυται στο φως (το υδρογόνο καίγεται σε χλώριο):
Cl 2 + H 2 ⇌HCl
Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, υφίσταται 50% διαφοροποίηση σε αυτό και πλήρως σε αλκαλικό διάλυμα:
Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I
Cl 2 +2NaOH (κρύο) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl 2 +6NaOH (hor) =NaClO 3 +5NaCl+H 2 O
Ένα διάλυμα χλωρίου στο νερό ονομάζεται νερό χλωρίου, στο φως, το οξύ HClO διασπάται σε HCl και ατομικό οξυγόνο O 0, επομένως το «νερό χλωρίου» πρέπει να αποθηκεύεται σε σκούρο μπουκάλι. Η παρουσία του οξέος HClO στο «νερό χλωρίου» και ο σχηματισμός ατομικού οξυγόνου εξηγούν τις ισχυρές οξειδωτικές του ιδιότητες: για παράδειγμα, πολλές χρωστικές αποχρωματίζονται σε υγρό χλώριο.
Το χλώριο είναι ένας πολύ ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας για μέταλλα και μη μέταλλα:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200 °C)
Сl 2 +Se=SeCl 4
Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°ΜΕ)
5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °C)
2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °C)
Αντιδράσεις με ενώσεις άλλων αλογόνων:
α) Cl 2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br 2 (βρασμός)
β) Сl 2 (εβδομάδα) + 2КI (р) = 2Κl + I 2 ↓
3Cl (π.χ.) + 3H 2 O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80 °C)
Ποιοτική αντίδραση - αλληλεπίδραση ανεπάρκειας CL 2 με KI (βλ. παραπάνω) και ανίχνευση ιωδίου με μπλε χρώμα μετά την προσθήκη διαλύματος αμύλου.
Παραλαβήχλώριο σε βιομηχανία:
2NаСl (τήξη) → 2Nа + Сl 2 (ηλεκτρόλυση)
2NaCl+ 2H 2 O→H 2 + Cl 2+ 2 NaOH (ηλεκτρόλυση)
και στο εργαστήρια:
4HCl (συμπ.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
(ομοίως με τη συμμετοχή άλλων οξειδωτικών παραγόντων· για περισσότερες λεπτομέρειες, βλέπε αντιδράσεις για HCl και NaCl).
Το χλώριο είναι ένα από τα κύρια προϊόντα χημική παραγωγή, χρησιμοποιείται για την παραγωγή βρωμίου και ιωδίου, χλωριδίων και παραγώγων που περιέχουν οξυγόνο, για τη λεύκανση του χαρτιού, ως απολυμαντικό για το πόσιμο νερό. Δηλητηριώδης.
Υδροχλώριο NS μεγάλο . Ανοξικό οξύ. Άχρωμο αέριο με έντονη μυρωδιά, βαρύτερο από τον αέρα. Το μόριο περιέχει έναν ομοιοπολικό δεσμό σ H - Cl. Θερμικά σταθερό. Πολύ διαλυτό στο νερό. ονομάζονται αραιά διαλύματα υδροχλωρικό οξύκαι το συμπυκνωμένο διάλυμα καπνίσματος (35-38%) - υδροχλωρικό οξύ (το όνομα δόθηκε από αλχημιστές). Ισχυρό οξύ σε διάλυμα, εξουδετερωμένο από αλκάλια και ένυδρη αμμωνία. Ισχυρός αναγωγικός παράγοντας σε συμπυκνωμένο διάλυμα (λόγω Cl - I), ασθενής οξειδωτικός παράγοντας σε αραιό διάλυμα (λόγω Η Ι). Αναπόσπαστο μέρος της «βασιλικής βότκας».
Η ποιοτική αντίδραση στο ιόν Cl είναι ο σχηματισμός λευκών ιζημάτων AgCl και Hg 2 Cl 2, τα οποία δεν μεταφέρονται στο διάλυμα με τη δράση του αραιού νιτρικού οξέος.
Το υδροχλώριο χρησιμεύει ως πρώτη ύλη στην παραγωγή χλωριδίων, οργανοχλωρικών προϊόντων και χρησιμοποιείται (σε μορφή διαλύματος) στη χάραξη μετάλλων και στην αποσύνθεση ορυκτών και μεταλλευμάτων. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
HCl (διυλ.) + NaOH (αρ.) = NaCl + H 2 O
HCl (διυλ.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O
4HCl (συμπ., οριζόντια) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (συμπ., οριζόντια) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (συμπ.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl
6HCl (συμπ.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50-80 °C)
4HCl (συμπ.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (διυλ.) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)
2HCl (διυλ.) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Sa, Va)
HCl (διυλ.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Η παραγωγή HCl στη βιομηχανία είναι η καύση H 2 σε Cl 2 (βλ.), στο εργαστήριο - εκτόπιση από χλωρίδια με θειικό οξύ:
NaCl (t) + H2SO4 (συγκ.) = NaHSO4+ NSμεγάλο(50 °C)
2NaCl (t) + H 2 SO 4 (συγκ.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 °C)
Χλωρίδια
Χλωριούχο νάτριο Να Cl . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Συνηθισμένο όνομα άλας. Λευκό, ελαφρώς υγροσκοπικό. Λιώνει και βράζει χωρίς αποσύνθεση. Μέτρια διαλυτό στο νερό, η διαλυτότητα εξαρτάται ελάχιστα από τη θερμοκρασία, το διάλυμα έχει χαρακτηριστική αλμυρή γεύση. Δεν υφίσταται υδρόλυση. Αδύναμος αναγωγικός παράγοντας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Υπόκειται σε ηλεκτρόλυση σε τήγμα και διάλυμα.
Χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδρογόνου, νατρίου και χλωρίου, σόδας, καυστικής σόδας και υδροχλωρίου, ως συστατικό ψυκτικών μειγμάτων, ως προϊόν διατροφής και ως συντηρητικό.
Στη φύση, το μεγαλύτερο μέρος των κοιτασμάτων αλατιού, ή αλίτης, Και συλβινίτης(μαζί με KCl), αλμυρή άλμη, ορυκτές ακαθαρσίες θαλασσινό νερό(περιεκτικότητα σε NaCl = 2,7%). Στη βιομηχανία λαμβάνεται με εξάτμιση φυσικών άλμης.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (συγκ.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)
10NaСl (t) + 8Н 2 SO 4 (συμπ.) + 2КМnO 4 (t) = 5Сl 2 + 2ΜnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)
6NaCl (T) + 7H 2 SO 4 (συμπ.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 3Cl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O + ZNa 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100 °C)
2NaCl (s) + 4H 2 SO 4 (συγκ.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb (HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)
NaСl (αραιωμένο) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓
NaCl (l) → 2Na+Cl 2 (850°С, ηλεκτρόλυση)
2NaCl + 2H 2 O→H 2 + Cl 2 + 2NaOH (ηλεκτρόλυση)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 Νένασολ) "αμαλγάμα"(ηλεκτρόλυση, σεHg-κάθοδος)
Χλωριούχο κάλιο KCl . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, μη υγροσκοπικό. Λιώνει και βράζει χωρίς αποσύνθεση. Μέτρια διαλυτό στο νερό, το διάλυμα έχει πικρή γεύση, δεν υπάρχει υδρόλυση. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Χρησιμοποιείται ως λίπασμα καλίου για την παραγωγή K, KOH και Cl 2. Στη φύση το κύριο συστατικό(μαζί με NaCl) εναποθέσεις συλβινίτης.
Οι εξισώσεις για τις πιο σημαντικές αντιδράσεις είναι ίδιες με αυτές του NaCl.
Χλωριούχο ασβέστιο CaCl 2 . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, λιώνει χωρίς αποσύνθεση. Διαλύεται στον αέρα λόγω της έντονης απορρόφησης της υγρασίας. Σχηματίζει κρυσταλλικό ένυδρο CaCl 2 6H 2 O με θερμοκρασία αφυδάτωσης 260 °C. Εξαιρετικά διαλυτό στο νερό, χωρίς υδρόλυση. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Χρησιμοποιείται για την ξήρανση αερίων και υγρών και την παρασκευή ψυκτικών μιγμάτων. Συστατικό των φυσικών νερών, αναπόσπαστο μέρος της «μόνιμης» σκληρότητάς τους.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (συγκ.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)
CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (συγκ.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100 °C)
CaCl 2 + 2NaOH (συμπ.) = Ca(OH) 2 ↓+ 2NaCl
ZCaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl
CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2КCl
CaCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓+ 2NaCl
CaCl 2(l) → Ca + Cl 2 (ηλεκτρόλυση, 800°C)
Παραλαβή:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O
Χλωριούχο αλουμίνιο AlCl 3 . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, εύτηκτο, πολύ πτητικό. Το ζεύγος αποτελείται από ομοιοπολικά μονομερή AlCl 3 (τριγωνική δομή, υβριδισμός sp 2, κυριαρχούν στους 440-800 ° C) και διμερή Al 2 Cl 6 (ακριβέστερα, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, δομή - δύο τετράεδρα με κοινό άκρο, sp3-υβριδισμός, κυριαρχούν στους 183-440°C). Είναι υγροσκοπικό και «καπνίζει» στον αέρα. Σχηματίζει ένα κρυσταλλικό ένυδρο που αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται. Είναι εξαιρετικά διαλυτό στο νερό (με ισχυρό εξω-φαινόμενο), διασπάται πλήρως σε ιόντα και δημιουργεί ένα έντονα όξινο περιβάλλον στο διάλυμα λόγω της υδρόλυσης. Αντιδρά με αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Ανακτάται με ηλεκτρόλυση του τήγματος. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων.
Ποιοτική αντίδρασηστο ιόν Al 3+ - ο σχηματισμός ενός ιζήματος AlPO 4, το οποίο μεταφέρεται σε διάλυμα με πυκνό θειικό οξύ.
Χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην παραγωγή αλουμινίου, καταλύτης στην οργανική σύνθεση και πυρόλυση λαδιού, φορέας χλωρίου σε οργανικές αντιδράσεις. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
AlCl 3. 6H2O →AlCl(OH) 2 (100-200°С, —HCl, H 2 Ο) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl,H2O)
AlCl 3(t) + 2H 2 O (υγρασία) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (Λευκός καπνός")
AlCl 3 + 3NaON (αραιωμένο) = Al(OH) 3 (άμορφο) ↓ + 3NaCl
AlCl 3 + 4NaOH (συμπ.) = Na[Al(OH) 4] + 3NaCl
AlCl 3 + 3 (NH 3 . H 2 O) (συγκ.) = Al(OH) 3 (άμορφο) + 3NH 4 Cl
AlCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (συμπ.) = Al (OH) ↓ + ZNH 4 Cl + H 2 O (100°C)
2Al 3+ + 3H 2 O + 3SO 2- 3 = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (80°C)
2Al 3+ =6H 2 O+ 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Al 3+ + 2HPO 4 2- — AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 —
2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (ηλεκτρόλυση, 800 °C ,στο λιώσιμοΝаСμεγάλο)
Παραλαβή AlCl σε βιομηχανίακαι - χλωρίωση καολίνη, αλουμίνα ή βωξίτη παρουσία οπτάνθρακα:
Al 2 O 3 + 3C (κοκ) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °C)
Χλωριούχος σίδηρος( II ) φά ΕΕ l 2 . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό (ένυδρο γαλαζοπράσινο), υγροσκοπικό. Λιώνει και βράζει χωρίς αποσύνθεση. Όταν θερμαίνεται έντονα, είναι πτητικό σε μια ροή HCl. Οι δεσμοί Fe-Cl είναι κυρίως ομοιοπολικοί, το ζεύγος αποτελείται από μονομερή FeCl 2 (γραμμική δομή, sp-υβριδισμός) και διμερή Fe 2 Cl 4. Ευαίσθητο στο οξυγόνο του αέρα (σκοτεινιάζει). Είναι εξαιρετικά διαλυτό στο νερό (με ισχυρό εξω-φαινόμενο), διασπάται πλήρως σε ιόντα και υδρολύεται ασθενώς στο κατιόν. Όταν το διάλυμα βράσει, αποσυντίθεται. Αντιδρά με οξέα, αλκάλια, ένυδρη αμμωνία. Τυπικός μειωτήρας. Εισέρχεται σε αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων και συμπλοκοποίησης.
Χρησιμοποιείται για τη σύνθεση FeCl και Fe 2 O 3, ως καταλύτης στην οργανική σύνθεση, συστατικό φαρμάκων κατά της αναιμίας.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 °C, atm.Ν 2 )
FeCl 2 (συμπ.) + H 2 O = FeCl (OH)↓ + HCl (βρασμός)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (συγκ.) = FeSO 4 + 2HCl (βρασμός)
FeCl 2(t) + 4HNO 3 (συμπ.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FeCl 2 + 2NaOH (dil.) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (σε atm.Ν 2 )
FeCl 2 + 2 (NH 3 . H 2 O) (συγκ.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)
FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (εξαιρετικά καθαρό, πάνω από 500 °C)
4FeCl 2 + O 2 (αέρας) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (t)
2FeCl 2(p) + Cl 2 (π.χ.) = 2FeCl 3(p)
5Fe 2+ + 8H + + MnO - 4 = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O
6Fe 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fe 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O
Fe 2+ + S 2- (διαιρεμένο) = FeS↓
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (αραιωμένο) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2
FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°C, αραιωμένο με HCl, ηλεκτρόλυση)
Λαμβάνωε: αλληλεπίδραση Fe με υδροχλωρικό οξύ:
Fe + 2HCl = FeCl 2+ Η 2
(V βιομηχανίαΧρησιμοποιείται υδροχλώριο και η διαδικασία πραγματοποιείται στους 500 °C).
Χλωριούχος σίδηρος( III ) φά ΕΕ μεγάλο 3 . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Μαύρο-καφέ (σκούρο κόκκινο στο μεταδιδόμενο φως, πράσινο στο ανακλώμενο φως), το ένυδρο είναι σκούρο κίτρινο. Όταν λιώσει μετατρέπεται σε κόκκινο υγρό. Πολύ πτητικό, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται έντονα. Οι δεσμοί Fe-Cl είναι κυρίως ομοιοπολικοί. Ο ατμός αποτελείται από μονομερή FeCl 3 (τριγωνική δομή, υβριδισμός sp 2, κυριαρχεί πάνω από 750 °C) και διμερή Fe 2 Cl 6 (ακριβέστερα, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, δομή - δύο τετράεδρα με κοινό άκρο, sp 3 -υβριδισμός, επικρατούν στους 316-750 °C). Κρυσταλλική ένυδρη FeCl. Το 6H 2 O έχει τη δομή Cl 2H 2 O. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό, το διάλυμα είναι έγχρωμο κίτρινος; πολύ υδρολυμένο στο κατιόν. Αποσυντίθεται σε ζεστό νερό, αντιδρά με αλκάλια. Ασθενής οξειδωτικός και αναγωγικός παράγοντας.
Χρησιμοποιείται ως παράγοντας χλωρίου, ως καταλύτης στην οργανική σύνθεση, ως μέσο για τη βαφή υφασμάτων, ως πηκτικό για τον καθαρισμό του πόσιμου νερού, ως χαρακτικό για τις χάλκινες πλάκες στην ηλεκτρολυτική επιμετάλλωση και ως συστατικό αιμοστατικών φαρμάκων.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
FeCl 3 6H 2 O = Cl + 2H 2 O (37 °C)
2(FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (πάνω από 250 °C)
FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (κίτρινο)
2FeCl3 (συγκ.) + 4H 2 O = + (κίτρινο) + - (π.χ.)
FeCl 3 (αρ., συμπ.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)
FeCl 3 + 3NaOH (αραιωμένο) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)
FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (συγκ., οριζόντια) =FeO(OH)↓+H 2 O + 3NH 4 Cl
4FeCl 3 + 3O 2 (αέρας) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500 °C)
2FeCl 3(p) + Cu→ 2FeCl 2 + CuCl 2
Χλωριούχο αμμώνιο Ν H4Cl . Αλάτι χωρίς οξυγόνο, η τεχνική ονομασία είναι αμμωνία. Λευκό, πτητικό, θερμικά ασταθές. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό (με αξιοσημείωτο ενδο-φαινόμενο, Q = -16 kJ), υδρολύεται στο κατιόν. Αποσυντίθεται με αλκάλια όταν το διάλυμα βράσει, μεταφέροντας το μαγνήσιο και το υδροξείδιο του μαγνησίου στο διάλυμα. Μεταλλάσσεται με νιτρικά άλατα.
Ποιοτική αντίδρασηγια το ιόν NH 4 + - η απελευθέρωση του NH 3 όταν βράζεται με αλκάλια ή όταν θερμαίνεται με σβησμένο ασβέστη.
Χρησιμοποιείται στην ανόργανη σύνθεση, ιδιαίτερα για τη δημιουργία ενός ασθενώς όξινου περιβάλλοντος, ως συστατικό αζωτούχων λιπασμάτων, ξηρών γαλβανικών κυψελών, κατά τη συγκόλληση προϊόντων χαλκού και επικασσιτέρωσης χάλυβα.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (πάνω από 337,8 °C)
NH 4 Cl + NaOH (κορεσμένο) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100 °C)
2NH 4 Cl (T) + Ca(OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)
2NH 4 Cl (συγκ.) + Mg = H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)
2NH 4 Cl (συμπ., οριζόντια) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
NH + (κορεσμένο) + NO - 2 (κορεσμένο) = N 2 + 2H 2 O (100°C)
NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 °C)
Παραλαβή: αλληλεπίδραση NH 3 με HCl στην αέρια φάση ή NH 3 H 2 O με HCl σε διάλυμα.
Υποχλωριώδες ασβέστιο Ca(C μεγάλο Ο) 2 . Άλας υποχλωριώδους οξέος HClO. Λευκό, αποσυντίθεται όταν θερμαίνεται χωρίς να λιώνει. Είναι πολύ διαλυτό σε κρύο νερό (σχηματίζεται άχρωμο διάλυμα), υδρολύεται στο ανιόν. Αντιδραστικό, αποσυντίθεται πλήρως με ζεστό νερό και οξέα. Ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας. Όταν στέκεται, το διάλυμα απορροφά διοξείδιο του άνθρακα από τον αέρα. Είναι ενεργό αναπόσπαστο μέρος Χλωρίνη) ασβέστης -μείγματα αβέβαιης σύνθεσης με CaCl 2 και Ca(OH) 2. Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 °C)
Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (συγκ.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 °C)
Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (στο κρύο)
Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (αραιωμένο) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Παραλαβή:
2 Ca(OH) 2 (εναιώρημα) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Χλωρικό κάλιο KS lO 3 . Το άλας του χλωρικού οξέος HClO 3, το πιο διάσημο άλας των οξέων χλωρίου που περιέχουν οξυγόνο. Τεχνική ονομασία - Το αλάτι του Berthollet(που πήρε το όνομά του από τον ανακάλυψή του C.-L. Berthollet, 1786). Λευκό, λιώνει χωρίς αποσύνθεση, αποσυντίθεται με περαιτέρω θέρμανση. Είναι πολύ διαλυτό στο νερό (σχηματίζεται άχρωμο διάλυμα), δεν υπάρχει υδρόλυση. Αποσυντίθεται συμπυκνωμένα οξέα. Ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας κατά τη σύντηξη.
Χρησιμοποιείται ως συστατικό εκρηκτικών και πυροτεχνικών μειγμάτων, κεφαλών σπίρτων και στο εργαστήριο ως στερεή πηγή οξυγόνου.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
4KlO 3 = ZKlO 4 + KCl (400 °C)
2KlO 3 = 2Kl + 3O 2 (150-300 °C, κατ. MPΟ 2 )
KClO 3(T) + 6HCl (συμπ.) = KCl + 3Cl 2 + ZH 2 O (50-80 °C)
3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (συμπ., οριζόντια) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(το διοξείδιο του χλωρίου εκρήγνυται στο φως: 2ClO2 (G)= Cl 2 + 2Ο 2 )
2KlO 3 + E 2(ext.) = 2KEO 3 + Cl 2 (στην ενότητα ΝΟΧΙ 3 , Ε = Βr, Εγώ)
KClO 3 + H 2 O→ H 2 + KClO 4 (Ηλεκτρόλυση)
Παραλαβή KClO 3 στη βιομηχανία - ηλεκτρόλυση θερμού διαλύματος KCl (το προϊόν KClO 3 απελευθερώνεται στην άνοδο):
KCl + 3H 2 O → H 2 + KClO 3 (40-60 °C, Ηλεκτρόλυση)
Βρωμιούχο κάλιο KV r . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, μη υγροσκοπικό, λιώνει χωρίς αποσύνθεση. Εξαιρετικά διαλυτό στο νερό, χωρίς υδρόλυση. Αναγωγικός παράγοντας (ασθενέστερος από
Ποιοτική αντίδρασηγια το ιόν Br - μετατόπιση βρωμίου από το διάλυμα KBr με χλώριο και εκχύλιση βρωμίου σε οργανικό διαλύτη, για παράδειγμα CCl 4 (ως αποτέλεσμα, το υδατικό στρώμα αποχρωματίζεται, το οργανικό στρώμα γίνεται καφέ).
Χρησιμοποιείται ως συστατικό χαρακτικών για χάραξη μετάλλων, συστατικό φωτογραφικών γαλακτωμάτων και φάρμακο.
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., hor.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4
5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 O
Вr — + Аg + =АgВr↓
2КВr (р) + Сl 2(Г) = 2КСl + Вг 2(р)
KBr + 3H 2 O→ 3H 2 + KVrO 3 (60-80 °C, ηλεκτρόλυση)
Παραλαβή:
K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O
Ιωδιούχο κάλιο Κ Εγώ . Αλάτι χωρίς οξυγόνο. Λευκό, μη υγροσκοπικό. Όταν αποθηκεύεται στο φως γίνεται κίτρινο. Εξαιρετικά διαλυτό στο νερό, χωρίς υδρόλυση. Τυπικός μειωτήρας. Ένα υδατικό διάλυμα ΚΙ διαλύει καλά το Ι2 λόγω συμπλοκοποίησης.
Υψηλή ποιότητααντίδραση στο ιόν Ι - μετατόπιση ιωδίου από το διάλυμα ΚΙ από έλλειψη χλωρίου και εκχύλιση ιωδίου σε οργανικό διαλύτη, για παράδειγμα CCl 4 (ως αποτέλεσμα, το υδατικό στρώμα αποχρωματίζεται, το οργανικό στρώμα γίνεται μωβ).
Εξισώσεις των πιο σημαντικών αντιδράσεων:
10I — + 16Н + + 2ΜnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Μn 2+ + 8Н 2 O
6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O
2I - + 2H + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2H 2 O
2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O
5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O
I - + Ag + = AgI (κίτρινος.) ↓
2KI (r) + Cl 2(r) (εβδομάδα) = 2Κl + I 2 ↓
KI + 3H 2 O + 3Cl 2(p) (π.χ.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)
KI (P) + I 2(t) = K) (P) (cor.) («ιωδιούχο νερό»)
KI + 3H 2 O→ 3H 2 + KIO 3 (ηλεκτρόλυση, 50-60 °C)
Παραλαβή:
K 2 CO 3 + 2HI = 2 ΚΕγώ+ CO 2 + H 2 O
