Хлор
Флуор
Главна подгрупа од групата VII
На елементите од главната подгрупа, кои се нарекуваат „халогени“, на надворешното електронско ниво, кое има општа структура...ns 2 p 5, им недостасува еден електрон за да достигне стабилно ниво од осум електрони. Енергијата на афинитетот на електроните е доста висока и халогените се многу активни кон металите и неметалите. Реакциите со водородот се одвиваат брзо, а добиените водородни халиди се раствораат во вода за да формираат киселини чија сила се зголемува од врвот до дното во групата. Флуорот, кој нема d-под-ниво, ја покажува само оксидационата состојба -1 во неговите соединенија; другите халогени можат да покажат оксидациски состојби -1, +1, +3, +5, +7.
Во природата се јавува во форма на CaF 2 - флуорит, KHF 2 - бифлуорид. Едноставната супстанција F2 се произведува индустриски со електролиза на стопен бифлуорид. F 2 е жолтеникав гас со задушувачки мирис, исклучително токсичен и исклучително хемиски активен.
1. Флуорот е во интеракција со сите едноставни материи, освен хелиум, неон и аргон:
3F 2 + Cl 2 = 2ClF 3;
3F 2 + S = SF 6;
5F 2 + 2P = 2PF 5;
2. Кога F 2 реагира со алкалии, се формира кислород флуорид (OF 2):
2F 2 + 2NaOH = 2NaF + OF 2 + H 2 O
OF 2 е безбоен гас, мириса на озон и е многу токсичен. Ова е единственото соединение каде кислородот има состојба на оксидација од +2.
3. Бидејќи интеракцијата F 2 + H 2 = 2HF се јавува со експлозија, водород флуоридот не се добива со директна синтеза, туку со реакција:
CaF 2 + H 2 SO 4 (конц) = CaSO 4 + 2HF
HF е течност што лесно врие (точка на вриење = +20 o C), се меша со вода во кој било сооднос. 40% раствор на HF во вода се нарекува флуороводородна киселина. Флуороводородна киселина е киселина со средна јачина. Оваа супстанца е една од најопасните во однос на физиолошките ефекти: отровна е, доколку дојде во контакт со кожата предизвикува чирови кои долго не зараснуваат и ги уништува забите. Поефикасно ја исфрла органската материја од сулфурната киселина.
Во растворот, молекулите на флуороводородна киселина се силно поврзани поради водородните врски. Димерите се најсилни, па затоа е поправилно да се напише формулата на флуороводородна киселина во форма H 2 F 2. Познати се бројни соли на овој димер (KHF 2, итн.).
4. Реакцијата помеѓу флуороводородна киселина и силициум оксид (тоа е дел од стакло) е од практично значење:
SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O
Оваа реакција лежи во основата на примената на обрасци и дизајни на стакло.
Апликација. F 2 се користи во производството на органофлуорни соединенија, како што е флуоропластика (тефлон). Тефлонот е бел густ полимер, стабилен во сите агресивни средини до +350 o C. Флуорот дава висока еластичност на гумата во температурен опсег од -80 o C до +200 o C.
Се јавува во природата во форма на различни соединенија, од кои главна е NaCl - кујнска сол, од чија електролиза на воден раствор се добива хлор на анодата. Едноставната супстанција Cl 2 е жолто-зелен гас. На -34 o C лесно се втечнува. Отровни. Слабо растворлив во вода.
Хемиски својства
1. Хлорот има малку помал афинитет на електрони од флуорот, но останува многу активен неметал. Многу реакции кои вклучуваат Cl 2 продолжуваат експлозивно. Cl 2 е силен оксидирачки агенс. Не реагира со кислород, јаглерод, азот. Реагира со сложени молекули:
2NO + Cl 2 = 2NOCl – нитрозил хлорид;
CO + Cl 2 = COCl 2 – фосген;
Со хлорирање на метанот во индустријата се добиваат следните соединенија:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl – метил хлорид
CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 Cl 2 – метилен хлорид
CH 2 Cl 2 + Cl 2 = CHCl 3 – хлороформ
CHCl 3 + Cl 2 = CCl 4 – јаглерод тетрахлорид
2. Водород хлорид може да се добие со директна синтеза од едноставни материи:
Cl 2 + H 2 = 2HCl
Оваа реакција е фотохемиска, т.е. се јавува под влијание на светлината.
Во лабораторија, водород хлоридот обично се подготвува од NaCl со загревање со концентрирана сулфурна киселина:
NaCl + H 2 SO 4 (конц) = NaHSO 4 + HCl
Водород хлоридот е гас со лут мирис, многу растворлив во вода за да формира хлороводородна киселина (граница на растворливост 38%). Хлороводородната киселина е посилна од флуороводородната киселина и не е отровна. Во концентрирана состојба е средство за намалување:
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (конц) = 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O
HClO - хипохлорна киселина. Тоа одговара на киселиот оксид Cl 2 O. Солите се нарекуваат хипохлорити.
HClO 2 - хлорна киселина. Киселиот оксид Cl 2 O 3 не е добиен. Солите се хлорити.
HClO 3 - перхлорна киселина. Киселиот оксид Cl 2 O 5 не е добиен. Солите се хлорати.
HClO 4 - перхлорна киселина. Киселински оксид - Cl 2 O 7. Солите се перхлорати.
1) HClO е жолтеникава течност. Постои само во решенија. Се добива со реакција на хлор со вода (без загревање):
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO
Солите на оваа киселина се добиваат со дејство на хлор на алкали:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O
се користи како белило во текстилната индустрија.
2) HClO 2, HClO 3 – немаат анхидриди (киселини оксиди). Солите на овие киселини се користат во пиротехника и минирање. Највисока вредностима KClO 3 – Калиум хлорат (Бертоле сол), добиен со заситување на топла алкали со хлор:
3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O
Хлоратите се најсилните оксидирачки агенси. Експлодираат при удар или загревање.
3) Познат е оксидот ClO 2 кој може да се добие со реакцијата:
2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2
ClO 2 е зелено-жолт гас, кога се раствора во вода дава мешавина од киселини:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3
4) Со внимателно загревање, хлоратите може да се претворат во перхлорати, од кои може да се добие перхлорна киселина:
KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4
Перхлорна киселина HClO 4 – мобилна течност, високо експлозивна, најсилна од сите познати киселини. Речиси сите негови соли се многу растворливи во вода.
5) Во серијата HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4, јачината на киселините се зголемува, а оксидирачката способност се намалува.
Хлорот е широко користен во хемиската индустрија за производство на водород хлорид и хлороводородна киселина, синтеза на хлор органска материја, дезинфекција пиење вода, во текстилната индустрија за избелување ткаенини, во производството на пестициди.
Во табелата 16.12 ги прикажува систематските и традиционалните имиња на хлор киселините што содржат кислород и нивните соли. Колку е поголема оксидационата состојба на хлорот во овие киселини, толку е поголема нивната термичка стабилност и киселинска јачина:
5 се силни киселини, а 6 е една од најсилните меѓу сите познати киселини. Останатите две киселини само делумно се дисоцираат во вода и
Табела 16.12. Киселини на хлор што содржат кислород и нивните анјони
постојат во воден раствор главно во молекуларна форма. Меѓу хлорните киселини кои содржат кислород, само 7 можат да се изолираат во слободна форма. Други киселини постојат само во раствор.
Оксидирачката способност на киселините на хлор што содржат кислород се намалува со зголемување на степенот на оксидација:
8 се особено добри оксидирачки агенси. На пример, кисел раствор 9:
1) оксидира железни (II) јони во железни (III) јони:
2) се распаѓа на сончева светлина за да формира кислород:
3) кога ќе се загрее на приближно 75 °C, тој се диспропорционализира во хлоридни јони и хлорат 10-јони:
Соли на хлор киселини кои содржат кислород
Овие соли се обично постабилни од самите киселини. Исклучоците се цврсти солихлорати (III), кои детонираат кога се загреваат и при контакт со запаливи материјали. Во растворите, оксидирачкиот капацитет на хлорните соли што содржат кислород е поголем, толку е поголема оксидационата состојба на хлорот во овие соли. Сепак, тие не се толку добри оксидирачки агенси како соодветните киселини. Соли на натриум и калиум 11 се од големо индустриско значење. Нивното производство и примена се опишани во следниот дел. Калиум хлорат (V) обично се користи за лабораториско производство на кислород, во присуство на оксид 12 како катализатор:
Кога оваа сол се загрева на пониска температура во отсуство на катализатор, се формира 13 калиум:
Калиум јодат (V) 14 калиум 15 се силни оксидирачки агенси и се користат како оксидирачки агенси во квантитативната анализа.
Значи, да повториме повторно 1. Својствата на халидите на различни елементи при движење од лево кон десно во еден период се менуваат на следниов начин: а) карактерот хемиска врскастанува се повеќе и повеќе ковалентен и помалку јонски; б) водените раствори на халиди стануваат сè покисели поради хидролиза. 2. Својствата на различни халиди од ист елемент кога се движат во долниот дел од групата VII се менуваат на следниов начин: а) природата на хемиската врска на халидите станува се повеќе и повеќе ковалентна: б) јачината на врската во водород халидот молекулите се намалуваат; в) киселоста на хидрохалични киселини се намалува; г) се зголемува леснотијата на оксидација на водородните халиди. 3. Како што се зголемува степенот на оксидација на халоген, се случуваат следните промени: а) се зголемува топлинската стабилност на неговите киселини што содржат кислород; б) киселоста на неговите киселини кои содржат кислород се зголемува; в) оксидирачката способност на неговите киселини кои содржат кислород се намалува; г) се зголемува оксидирачката способност на солите на неговите киселини што содржат кислород. 4. Халидите може да се добијат со директна синтеза од нивните составни елементи. 5. За да се добијат водородни халиди, може да се користи реакцијата на поместување од халидна сол со помалку испарлива киселина. 6. Аномални својства на соединенијата на флуор: а) флуоридот на среброто е растворлив во вода, а калциум флуоридот е нерастворлив; б) водород флуоридот има ненормално високи точки на топење и вриење; в) воден раствор на водород флуорид има ниска киселост; г) флуорот покажува само една стабилна состојба на оксидација. Другите халогени покажуваат повеќекратни оксидациски состојби, што се објаснува со промоцијата на нивните 16 електрони во лесно достапни 17 нискоенергетски орбитали.
===============================================================================
31. Кислород. Производство и својства на кислород. Алотропија на кислород. Озон, неговите својства. Озонот во природата.Кислородот е елемент со сериски број 8, неговата релативна атомска маса = 15,999. Се наоѓа во вториот период, во главната подгрупа од групата 6.
Во повеќето негови соединенија, кислородот има оксидациона состојба од -2. Во водородот и металните пероксиди (H2O2, Na2O, CaO2 итн.), оксидационата состојба на кислородот е -1. Има само едно соединение во кое кислородот има позитивен степеноксидација +2 е кислород флуорид OF2 (флуорот е единствениот елемент чиј ЕО е поголем од ЕО на кислород, еднаков на 3,5). Обичниот кислород О2 е безбоен и без мирис гас, потежок од воздухот. Малку растворлив во вода. Потврда. Лабораториски методи
Производството на О2 е доста многу. 1. Разредување на бертолетова сол (калиум хлорат) кога се загрева во присуство на манган(IV) оксид како катализатор: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. Термичко разложување на калиум перманганат: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.Термичко разложување на нитрати алкални метали, на пример: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Каталитичко разложување на водород пероксид: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Интеракција на пероксидите на алкалните метали со јаглерод диоксид: 2Na2O2 + 2CO2 = 2NaCO3 + O2 6. Електролиза на водени раствори на алкалии или соли на киселини кои содржат кислород. Суштината на процесите што се случуваат во овој случај се сведува на распаѓање на водата под влијание електрична струја: 2H2O(електролиза)=2H2 + O2
Во индустријата, кислородот се добива од воздухот. Хемиски својства.
Кислородот формира соединенија со сите хемиски елементи, освен лесните инертни гасови (He, ne, Ar), и со сите едноставни материи, освен флуор, хлор, злато и платина метали, директно комуницира. Во сите реакции, О2 игра улога на оксидирачки агенс. Кога кислородот е во интеракција со едноставни материи - метали и неметали - обично се формираат оксиди; на пример: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 степени)=2P2O5 Речиси сите реакции кои вклучуваат О2 се егзотермни, со ретки исклучоци; на пример: N2+O2=2NO-Q Кислородот може да постои во форма на две алотропни модификации: кислород O2 и озон O3. Алотропијата (од грчкиот allos - друг и tropos - слика, метод) е поврзана или со различен број на атоми во молекулата или со структурата. Кога се споредуваат физичките својства на кислородот и озонот, препорачливо е да се запамети дека тоа се гасовити супстанции кои се разликуваат по густина (озонот е 1,5 пати потежок од кислородот), точките на топење и вриење. Озонот подобро се раствора во вода. Кислород во нормални услови- гас, безбоен и без мирис, озон - гас сина бојасо карактеристичен лут, но пријатен мирис. Исто така, постојат разлики во хемиските својства.
Озонот е хемиски поактивен од кислородот. Активноста на озонот се објаснува со фактот дека неговото распаѓање произведува кислородна молекула и атомски кислород, кој активно реагира со други супстанции. На пример, озонот лесно реагира со среброто, додека кислородот не се комбинира со него дури и кога се загрева: Но, во исто време, и озонот и кислородот реагираат со активни метали, на пример, со калиум К. Озонот се произведува според следната равенка: Реакцијата се јавува со апсорпција на енергија кога електричното празнење поминува низ кислородот, на пример за време на грмотевици, кога трепкаат молњи. Обратна реакција се јавува во нормални услови, бидејќи озонот е нестабилна супстанција. Во природата, озонот се уништува со гасови што се испуштаат во атмосферата, како што се фреоните, за време на човековите антропогени активности. Резултатот е формирање на т.н озонски дупкит.е., се распаѓа на најтенкиот слој кој се состои од молекули на озон.
Хемиски својства: озонот е силно оксидирачко средство, ги оксидира сите метали, вклучително и златото - Au и платината - Pt (и металите од платинската група). Озонот делува на сјајна сребрена плоча, која веднаш се покрива со црн сребрен пероксид – Ag2O2; хартијата натопена во терпентин се запали, металните сулфурни соединенија се оксидираат до соли на сулфурна киселина; многу бои се обезбојуваат; уништува органски материи - во овој случај, молекулата на озонот се одвојува од еден атом на кислород, а озонот се претвора во обичен кислород. Како и повеќето неметали, тој ги претвора пониските оксиди во повисоки, а сулфидите на нивните метали во нивните сулфати: калиум јодидот го оксидира озонот во молекуларен јод: Но со водород пероксид H2O2, озонот делува како редуцирачки агенс: Хемиски, молекулите на озонот се нестабилни - озонот може спонтано да се распадне во молекуларен кислород:
Да се биде во природа: Во атмосферата, озонот се формира при електрични празнења. Примена: како силен оксидирачки агенс, озонот уништува различни видови бактерии, затоа е широко користен за прочистување на водата и дезинфекција на воздухот и се користи како средство за белење.
================================================================================
32) . Водород пероксид, неговата структура и својства.
ФИЗИКОХЕМИСКИ КАРАКТЕРИСТИКИ
Хлорот формира голем број на кислородни киселини - хипохлорна HCIO, хлорна HCIO2, хипохлорна HCIO3 и перхлорна HCво равенката за зависноста на концентрацијата на хлор диоксид во растворот Со(В mol/l)од неговиот парцијален притисок P (во mmHg чл.) со =КРна 0, 5, 10, 25 и 35°, соодветно, се: 70,6, 56,3, 46,2, 30,2 и 21,5. Со зголемување на температурата, растворливоста на хлор диоксид во вода нагло се намалува. Растворливоста на CSO во други растворувачи (CC14, H2SO4 и CH3COOH), исто така, го почитува законот на Хенри34. ВО водени растворина студ, хлор диоксидот се распаѓа исклучително бавно, во топла вода се распаѓа со формирање на HCIO3, CI2 и O2. Утврдено е постоењето на кристален хидрат C102 6H2035.
Се претпоставува дека хлор диоксидот е анхидрид36 кој со вода ги формира соодветните киселини H2CIO3 и H2CI2O5, кои се многу нестабилни и може да се редуцираат со метали до HCl2. Во отсуство на редукциони средства, брзината на распаѓање на овие киселини е поголема од стапката на нивното формирање. Хлор диоксидот реагира со водород пероксид за да формира хлорна киселина37: 2СУ2 + Н202 = 2НС102 + 02
Хлор диоксидот го иритира респираторниот тракт и предизвикува главоболки дури и при разредување од 45:1000.
Хлорната киселина 38-40 е исто така изолирана во слободна форма, но обично се добива во водени раствори. Неговата константа на дисоцијација е 1,07-10-2 на 18°. Формирањето на хлорната киселина се случува во значителни количини само во силно кисела средина (рН<3). При этом в растворе наряду с хлористой кислотой находится и двуокись хлора 4I.
Хлорити - солите на хлорната киселина во цврста состојба во обични услови се доста стабилни соединенија. Киселите водени раствори се распаѓаат побрзо, колку е повисока температурата и помала pH вредноста. Алкалните раствори се доста стабилни42. Некои хлорити може да се подготват со дејство на слободната хлорна киселина на нерастворливи карбонати43. Натриум хлоритот кристализира од алкален раствор во форма на безводна сол NaC102 и трихидрат NaC102-3H20, која се претвора во безводна сол на 37,4°44. Кога се загрева до 175°, се распаѓа со ослободување на кислород. Реакцијата продолжува со голема брзина додека не експлодира. Во малку алкални раствори што не содржат повеќе од 1 g-mol/l NaC102, натриум хлоритот не се распаѓа кога се вари. Во поконцентрирани раствори се распаѓа според реакциите 45,46:
3 NaCl02 = 2 NaClC>3 + NaClNaC102 - NaCl+ 02
Константите на брзината на овие реакции се еднакви47, соодветно на 103°: 0,65-10-6 и 1,2-10"7; на 83°: 1,6-10-7 и 0,2-10"8.
Хипохлорната киселина може да постои само во слободна форма во раствор. Тоа е силна киселина и енергично оксидирачко средство. Нејзините соли - хлорати - се претежно високо растворливи во вода; во растворите тие не се оксидирачки агенси.
Калиум хлорат или Бертолеова сол KSUz кристализира во безводна форма во форма на транспарентни безбојни кристали на моноклиничен систем со густина од 2,32 g/cm3.Растворливост на KS103 во вода: на 0° - 3,21%, на 104° (точка на вриење) - 37,6%. Кога ќе се загрее на 368,4°, KSUS се топи и потоа почнува да се распаѓа според реакциите:
2KSYuz = 2KS1 +302 +23,6 на измет 4KS103 = ZKSYu4 + KS1 + 70,9 kcal
Добиените производи (KS1 и KS104) го забрзуваат48 ослободувањето на кислород. На 610°, добиениот калиум перхлорат се топи и се распаѓа:
KSYu4 = KS1 + 202 - 7,9kcal
Во присуство на катализатори (MnO2 и други), калиум хлоратот се распаѓа на повеќе од ниски температурисо интензивно ослободување на кислород. Калиум хлорат во кисела средина е силен оксидирачки агенс. Неговите мешавини со јаглен, сулфур и други супстанции експлодираат при ударот. Калиум хлорат (и други хлорати) е отровен (смртоносна доза - 2-3 g KSO3).
Натриум хлорат NaC103 кристализира во безводна форма, е високо хигроскопен и дифузира во воздухот. Заситениот воден раствор содржи 41,9% на -15° и 74,1% NaC103 на 122°. Точката на топење на натриум хлорат е во опсег од 248-264 °. Имаше случаи на експлозии на натриум хлорат во магацините за време на складирањето, како и воспаление на суви делови од растенија кои биле изложени на натриум хлорат. Во присуство на хигроскопски супстанции (CaCl2, MgCl2, итн.) 4E, како и полиборати или натриум метаборати, експлозивната и запалива опасност од натриум хлорат се намалува. Во системот NaC103-NaC102-H20 50, безводниот NaC103 и NaCl02, како и NaC102-3H20, кристализираат во температурен опсег 15-45 °.
Калциум хлорат Ca(Cl3)2 кристализира од воден раствор во форма на дихидрат51, се топи на 130°. Заситениот воден раствор врие на 182°. Безводниот калциум хлорат се распаѓа кога се загрева до 334°.
Магнезиум хлорат хексахидрат Mg(C103)2 6H20 е орторомбни кристали - долги игли или листови. На 35° делумно се топи и се претвора во тетрахидрат. Неговата растворливост во вода е 53% на 0°, 56,5% на 18°, 60,23% на 29° и 63,65% на 35°. Тој е високо хигроскопски, не експлодира и е безбеден од пожар49.
Перхлорна киселина52 формира два кристални хидрати - HC104 4H20 и HCIO4 3H20 53 и е силен електролит54. Мво 1 килограмраствор®5.
Калиум перхлорат KSY4 формира орторомбни кристали со густина од 2,52 g/cm3.Од 0 до 100 mlвода се раствора 0,75 Г, и на 100° - 21,8 g KSO4. Чистиот калиум перхлорат се разложува на 537-600° на KS1 и 02. KS103 се формира како среден производ, кој при топење го забрзува разградувањето56. Реакцијата се забрзува во присуство на KCl, KBr, KI57, Cu, Fe, Co, MgO итн.58.
Магнезиум перхлоратот формира кристални хидрати со 2, 4 и 6 молекули на вода. Рамнотежен парен притисок на 23° над Mg(C104)2 6H20 е 20,9 mmHg уметност,над Mg(C104)2 4H20- 8.15 mmHg уметност,и над Mg(C104)2-2H20 за Yu-4-Sh-5 мм rt. Член 5E.Кога се загрева над 400°, Mg(C104)2 се распаѓа60.
Амониум перхлоратот се карактеризира со најголема содржина на кислород по тежина меѓу сите перхлорати. 10,7 се раствора во 100 g на 0° Г,на 85° - 42,5 Г NH4CIO4. Во меѓусебен воден систем на перхлорати и хлориди. најмалку амониум и магнезиум растворлива солна 25° е NH4CIO461.
Кислородни соединенија на хлор повисоки степениоксидацијата е запалива и експлозивна, особено во присуство на лесно оксидирани нечистотии, на пример органски материи, од кои треба да се заштитат од контаминација. Експлозијата на цврсти суви хлорати и перхлорати може да биде предизвикана од удар или силен удар, што мора да се земе предвид при сушење, мелење и транспортирање на< ществ. Эти операции должны осуществляться в аппаратах, в которых исключена возможность ударов металлических частей.
ПРИМЕНА
Солите на хлорните киселини со пониска кислород се добри средства за белење поради нивната висока оксидативна активност. Главното соединение за белење и оксидација на хлорот е белилото62. Во моментов, хипохлоритите, хлоритите и хлор диоксидот исто така се широко користени за овие цели.
Најголемите количини белило се користат во текстилната и хартиената индустрија за белење на ткаенини и пулпа (белилото често се нарекува вар за белење). Хлоридот на вар се користи како оксидирачки агенс во некои хемиски индустрии (во производството на хлороформ, хлоропикрин и други производи), за дезинфекција на пиење и Отпадна вода, за дезинфекција на продавници за зеленчук63 и како добар дегазира. Се користи и за прочистување на ацетилен и некои нафтени продукти.
Хлоридот на вар се произведува во три степени (Табела 112).
Загубите на активниот хлор во белилото А не треба да бидат повеќе од 4% во текот на 3 години од неговото складирање од датумот на испорака од фабриката.
Хлоридот на вар, степени Б и Ц, се пакува во дрвени буриња со капацитет од 50 до 275 л,во буриња со печат од иверица или тапани од иверица со капацитет од 50 и 100 л,а исто така (за краткорочно складирање) во суви, наполнети дрвени буриња со капацитет од 50 до 250 л.Хлоридот на вар, одделение А, како и степенот Б (за долгорочно складирање) се пакува во челични тапани со капацитет од 100 л.Бурињата или тапаните со белило се херметички затворени и складирани во сува и ладна просторија, заштитена од директна сончева светлина. Наместо дрвени буриња и тапани, се користат и пластични кеси.
И покрај овие мерки на претпазливост, белилото постепено го губи активниот хлор за време на складирањето. Ако садот не е цврсто затворен, некои примероци на производи речиси целосно го губат активниот хлор во рок од една година, а понекогаш и многу порано. На 40-45°, обичниот белило целосно ја губи својата активност во рок од 2 месеци.
Хлоридот на вар се повеќе се заменува со други попогодни белење и оксидирачки материи62 - хипохлорити, хлор диоксид итн.
Натриум хипохлорит во форма на воден раствор е широко користен поради леснотијата на неговото производство на местото на потрошувачка. Тоа е среден производ 64 во производството на хидразин, пластика, синтетички влакна, итн. Предложен е метод на хипохлорит 65 за обработка на отпадот сличен на прашина од острење карбидни алатки, базиран на оксидација на волфрам карбид во алкални раствори на NaCIO и преминот на волфрам во раствор.
Според ГОСТ 11086-64, натриум хипохлоритот мора да биде транспарентна зеленикаво-жолта течност без талог или суспендирани честички, која содржи најмалку 185 g/lактивен хлор и не повеќе од 0,07 g/lжлезда; Содржината на NaOH треба да биде во рамките на 10-20 g/l.Растворот на натриум хипохлорит се складира и транспортира во затворени резервоари и контејнери заштитени со гума за џвакање или винил на температура не поголема од 25°.
Техничкиот калциум хипохлорит, кој содржи повеќе од 50% активен хлор, е попренослив од белилото. Помалку од 100% од баластот (нечистотии и контејнери) се транспортира со калциум хипохлорит, додека 250-300% се транспортира со белило. Важна предност на калциум хипохлоритот, во споредба со белилото, е отсуството на значителен талог при негово растворање во вода66 (при растворање на белилото, се формира талог од основните соли, во кој понекогаш се губи и до 50% од активниот хлор). Беше предложено67 да се користи мешавина од 2 wt. делови Ca(OS1)2 и 0,8 wt. вклучувајќи Na2S04 во форма на таблети за третман на вода.
Калциум хипохлорит се произведува во форма на двобазна сол 3Ca(CiO)2 2Ca (OH)2 2H20, означена како DTSGK, а поретко во форма на двобазен калциум хипохлорит Ca (C10)2 2Ca(OH)2, означена DSGK - ГОСТ 13392-67 предвидува ослободување на DTSGK
и 2 одделение. Тие мора да содржат, соодветно: активен хлор не помал од 55 и 50% и влага не повеќе од 1 и 1,5%; вкупната содржина на хлор не треба да надминува половина од содржината на активен хлор (%) плус 6% за прво одделение, или плус 7% за
DTSGK е спакуван во галванизирани барабани. Производот мора да се чува во сува, незагреана просторија.
Хлор диоксидот, во неговите оксидирачки својства, зазема средна позиција помеѓу хлоратите и хипохлоритите. Неговата главна предност како реагенс за белење е тоа што речиси нема деструктивен ефект врз влакната на влакната. Затоа е широко користен КакоНајдоброто средство за белење за дрвна (хартија) пулпа и целулоза, како и за стерилизација и дезодоризација на вода68 и прехранбени производи. Поради тешкотијата на складирање и транспорт, COG обично се добива на местото на потрошувачка и се користи како 10% мешавина со воздух69.
Натриум хлоритот е широко користен во текстилната индустрија за белење на ткаенини, предиво и влакна. Со ова се постигнува висок квалитетбелење без намалување на јачината на влакната. Се користи и како почетен материјал за производство на мали количини на хлор диоксид.
Калиум хлоратот се користи главно во индустријата за кибрит, во пиротехниката, во мали количини во фармацевтската индустрија, а исто така и во експлозиви.
Составот на техничката сол на калиум хлорид мора да одговара на податоците во Табела. 113.
ТАБЕЛА 113
Состав на техничка бертолетасол(од страна наГОСТ 2713-70)
Калиум хлорат (во однос на сува материја), неНе.....
Влага, нема повеќе................................................ ..........................................
Нерастворлив Всупстанции во вода, не повеќе................................
Хлориди (во однос на CaC12), не повеќе...................................
Сулфати (во однос на CaS04), не повеќе...................................
Бромати (во однос на KVg03), не повеќе...................................
Алкали (во однос на CaO), не повеќе.................................
Органски супстанции, не повеќе ...................................................... .........
Тешки метали (во однос на Pb), не повеќе. . . . Железо (Fe), а не сол
Натриум хлорат се користи како хербицид и дефолијант (во ограничени количини поради неговата хигроскопност). Главно се користи како посредник за производство на други хлорати, калиум перхлорат, перхлорна киселина, хлор диоксид и натриум хлорит. Некои (мали) количини на натриум хлорат се користат за избелување на целулозата. Опишана е употребата на NaC103 за производство на свеќи, кои се извор на кислород на нуклеарните подморници70.
Составот на технички натриум хлорат, кристален и раствор (или пулпа), според ГОСТ 12257-66, мора да ги исполнува барањата дадени во табелата. 114.
ТАБЕЛА U4
Состав на технички натриум хлорат (ГОСТ 12257-66)
|
0,7* 0,3* 0,2* |
* Во однос на 100% производ.
Солта Бертоле и натриум хлорат се пакуваат во вреќи со полиетилен или поливинил хлорид, затворени тапани од галванизиран челик или обложени со перхлоровинилен лак или во вреќи направени од хлорна ткаенина (исто така со филмска облога).
Калциум хлорат е хербицид општо дејствои широко се користи за убивање на плевелите.
Магнезиум хлоратот служи и како хербицид и, покрај тоа, е дефолијант кој се користи за предбербено отстранување на памучните листови 71>72, а во големи дози може да послужи како десикант за предбербено сушење на памукот и другите растенија.
Магнезиум хлорат (дефолијант), според ГОСТ 10483-66, мора да содржи 60 ± 2% Mg(C103)2 6H20 и не повеќе од 0,6% остаток нерастворлив во вода; температурата на која почнува да се топи не треба да биде пониска од 44°. Се транспортира во запечатени барабани изработени од црн покривен челик или во хартиени петслојни кеси обложени со битумен со облога од полиетилен или поливинил хлорид.
Перхлоратите се користат во производството на експлозиви и пиротехнички материјали52-73. Предложени се мешавини кои содржат ~ 60% KS104, кои формираат хигроскопски чад за регулирање на атмосферските врнежи74.
Меѓу перхлоратите, амониум перхлоратот е од особено значење, кој се користи за производство на експлозиви без чад75"76. Перхлорати тешки металиа перхлорната киселина се користат како електролити при галванизација, цементирање и сл. Во присуство на HC104, на електролитски полиран бакар се добиваат густи, сјајни наслаги на паладиум77. Тие укажуваат78 на можноста за повторно екстракција на рениум со перхлорна киселина од органски растворувачи.
На зголемување на ул.добро . стабилност на хлорната киселина исто така растење .
Зголемувањето на стабилноста се објаснува со:
А) стврднувањеврски во анјоните поради намалување на бројот на НЕП во хлор,
б) зголемување на односотбројот на π-преклопувања на бројот на σ-врски од 0/1 во ClO - до 3/4 во ClO - 4. Споредете графички формуликиселини:
H – O - Cl, H - O - Cl = O, H – O – Cl = O H – O – Cl = O
в) се зголемува од HClO на HClO 4 симетријаанјон (и двете поради зголемување
број на атоми на кислород, а како резултат на намалување поларизирачкиакции
водород поради слабеење на неговата врска со анјонот).
г) се намалува агол на нападатом на хлор (т.е. неговата просторна пристапност за интеракција).
Киселини својства на халогени хидроксиди.Киселинско-базни својства
од кој било хидроксид зависи од односот на јачините на врската H - O и O - E во
фрагмент H - O - E. Очигледно, колку е поголема електронегативноста на елементот, толку повеќе електронската густина од врската H - O се поместува на врската O - E
(H − O − E) и уште повеќе киселински својствапокажува хидроксид.
Затоа, важен фактор е природатахалоген. Така, при преминување од хлор на јод, во согласност со намалувањето на вредноста на Е.О. се намалуваат киселинските својства на хидроксидите. Згора на тоа, толку многу што хипојодната киселина се дисоцира според киселанапишете помалкустепен НИО → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),
отколку според главната: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).
Можна е дури и реакција на неутрализација (но реверзибилна): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.
Сите соли на хлорните киселини, како постабилни (од киселините) соединенија, се
изолирани во слободна состојба, но и нивната активност се зголемува со намалување на температурата. Cl. Така, KClO 3 (Berthollet сол) оксидира јодидни јони само во кисела средина, а KClO - во неутрална средина.
2.8.1. Хипохлорна киселина HCl +1 O H–O–Cl (хипохлорити)
Физички својства. Постои само во форма на разредени водени раствори.
Потврда.
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO
Хемиски својства.
HClO е слаба киселина и силно оксидирачко средство:
1) Се распаѓа, ослободувајќи атомски кислород
HClO – во светлината → HCl + O HClO – вол. конвенционален → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3
2) Дава соли со алкалии - хипохлорити
HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 - вар за белење (белило)
CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 + CaCl 2 + HClO (HCl + O)
3) со силен редукционен агенс HI
2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O
2.8.2. Хлорна киселина HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (хлорити)
Физички својства.Постои само во водени раствори.
Потврда
Се формира со интеракција на водород пероксид со хлор оксид (IV), кој се добива од Бертоле сол и оксална киселина во средина 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
Хемиски својства
HClO 2 е слаба киселина и силно оксидирачко средство.
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) Нестабилен, се распаѓа за време на складирањето
4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O
5HClO 2 ---t→ 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O
2.8.3. Хипохлорна киселина HCl +5 O 3 (хлорати)
Физички својства:Стабилен само во водени раствори.
Потврда: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓
Хемиски својства
HClO3 - Силна киселинаи силно оксидирачко средство; соли на перхлорна киселина -
хлорати:
6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO3+H2O
- KClO 3 - Бертоле сол; се добива со пропуштање на хлор низ загреан (40°C) раствор на KOH: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Солта на Бертоле се користи како оксидирачки агенс; Кога се загрева, се распаѓа:
4KClO 3 – без мачка → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 мачка → 2KCl + 3O 2
2.8.4. Перхлорна киселина HCl +7 O 4 (перхлорати)
Физички својства:Безбојна течност, точка на вриење. = 25°C, температура = -101°C.
Потврда: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Хемиски својства:
HClO 4 е многу силна киселина и многу силно оксидирачко средство;
соли на перхлорна киселина - перхлорати .
1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O
2) Кога се загрева, перхлорна киселина и нејзините соли се распаѓаат:
4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2
Водород бромид HBr (БРОМИД)
Физички својства
Безбоен гас, високо растворлив во вода; да се вари. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Потврда
1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr
Хемиски својства
Воден раствор на водород бромид е хлороводородна киселина, која е дури и посилна од хлороводородна киселина. Таа ги трпи истите реакции како HCl
1) Дисоцијација: HBr ↔ H+ + Br -
2) Со метали во напонската серија до водород:
Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2
3) со метални оксиди:
CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O
4) со бази и амонијак:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br
5) со соли
MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2
Квалитативна реакција: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3
Формирањето на жолт талог од сребробромид, нерастворлив во киселини, служи за откривање на Br - анјонот во растворот.
6) ресторативни својства:
2HBr + H 2 SO 4 (конк.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2
Меѓу кислородните киселини на бром се познати
Слаб бромид HBr +1 O и
Силен бромиран HBr +5 O 3 .
Водород јодид (јодиди)
Физички својства:Безбоен гас со лут мирис, високо растворлив во вода,
да се вари. = -35°C; t°pl. = -51°C.
Потврда:
1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI
Хемиски својства
1) Раствор на HI во вода - силна хидројодна киселина:
HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O
Соли на јодна киселина - јодиди (за други HI реакции, видете ги својствата на HCl и HBr)
2) HI е многу силен редуцирачки агенс:
2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2
8HI + H 2 SO 4 (конк.) → 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)Квалитативна реакција: Формирањето на темно жолт талог од сребрен јодид, нерастворлив во киселини, служи за откривање на јодниот анјон во растворот.
NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3
3.0.1. Кислородни киселини на јод (јодати )
а) Водоводна киселина HI +5 O 3
Безбоен кристална супстанција, t°стопење.= 110°C, високо растворлив во вода.
Прими: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O
HIO 3 е силна киселина (соли - јодати) и силно оксидирачко средство.
б) Јодна киселина H 5 I +7 O 6
Кристална хигроскопна супстанција, високо растворлива во вода,
t°pl = 130°C. Слаба киселина (соли - периодати); силно оксидирачко средство.
Хлор- елемент од 3. период и VII А-група Периодичен систем, сериски број 17. Електронска формула на атомот [10Ne]3s 2 Зр 5, карактеристични оксидациони состојби 0, -1, + 1, +5 и +7. Најстабилна состојба е Cl -1. Скала на оксидациона состојба на хлор:
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
Хлорот има висока електронегативност (2,83) и покажува неметални својства. Тој е дел од многу супстанции - оксиди, киселини, соли, бинарни соединенија.
Во природа - дванаесеттиелемент по хемиско изобилство (петти меѓу неметалите). Се наоѓа само во хемиски врзана форма. Третиот најсодржински елемент во природни водиах (по O и H), има особено многу хлор во морската вода (до 2% по тежина). Витално важен елементза сите организми.
Хлор C1 2. Едноставна супстанција. Жолто-зелен гас со лут задушувачки мирис. Молекулата Cl 2 е неполарна и содржи C1-C1 σ врска. Термички стабилен, незапалив во воздух; мешавина со водород експлодира на светлина (водородот гори во хлор):
Cl 2 + H 2 ⇌HCl
Тој е многу растворлив во вода, се подложува на 50% дисмутација во неа и целосно во алкален раствор:
Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I
Cl 2 + 2NaOH (ладно) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl 2 + 6 NaOH (hor) = NaClO 3 + 5 NaCl + H 2 O
Растворот на хлор во вода се нарекува вода со хлор, на светлина, киселината HClO се распаѓа на HCl и атомски кислород O 0, па „хлорната вода“ мора да се чува во темно шише. Присуството на киселина HClO во „хлорната вода“ и формирањето на атомски кислород ги објаснуваат неговите силни оксидирачки својства: на пример, многу бои се обезбојуваат во влажниот хлор.
Хлорот е многу силно оксидирачко средство за метали и неметали:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200 °C)
Сl 2 +Se=SeCl 4
Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°СО)
5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °C)
2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °C)
Реакции со соединенија на други халогени:
а) Cl 2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br 2 (врие)
б) Cl 2 (недела) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓
3Cl (пр.) + 3H 2 O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80 °C)
Квалитативна реакција - интеракција на недостаток на CL 2 со KI (види погоре) и откривање на јод со сина боја по додавање раствор на скроб.
Потврдахлор во индустријата:
2NаСl (стопи) → 2Nа + Сl 2 (електролиза)
2NaCl+ 2H 2 O→H 2 + Cl 2+ 2 NaOH (електролиза)
и во лаборатории:
4HCl (конк.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
(слично со учество на други оксидирачки агенси; за повеќе детали, видете реакции за HCl и NaCl).
Хлорот е еден од главните производи хемиско производство, се користи за производство на бром и јод, хлориди и деривати што содржат кислород, за избелување на хартијата, како средство за дезинфекција за вода за пиење. Отровни.
Водород хлорид NS л . Аноксична киселина. Безбоен гас со лут мирис, потежок од воздухот. Молекулата содржи ковалентна σ врска H - Cl. Термички стабилен. Многу растворлив во вода; се нарекуваат разредени раствори хлороводородна киселинаи концентриран раствор за пушење (35-38%) - хлороводородна киселина (името го дале алхемичарите). Силна киселина во раствор, неутрализирана со алкалии и амонијак хидрат. Силно редукционо средство во концентриран раствор (поради Cl - I), слабо оксидирачко средство во разреден раствор (поради H I). Составен дел на „кралската вотка“.
Квалитативната реакција на јонот Cl е формирање на бели талози AgCl и Hg 2 Cl 2, кои не се пренесуваат во растворот со дејство на разредена азотна киселина.
Водород хлоридот служи како суровина во производството на хлориди, органохлорни производи и се користи (во форма на раствор) при офорт на метали и разградување на минерали и руди. Равенки на најважните реакции:
HCl (дил.) + NaOH (дил.) = NaCl + H 2 O
HCl (дил.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O
4HCl (кон., хоризонтална) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (кон., хоризонтална) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (конц.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl
6HCl (конк.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50-80 °C)
4HCl (конк.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (дил.) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)
2HCl (дил.) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (М = Са, Ва)
HCl (дил.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Производството на HCl во индустријата е согорување на H 2 во Cl 2 (види), во лабораторија - поместување од хлориди со сулфурна киселина:
NaCl (t) + H2SO4 (конц.) = NaHSO4 + НСл(50 °C)
2NaCl (t) + H 2 SO 4 (конк.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 °C)
Хлориди
Натриум хлорид Na Cl . Сол без кислород. Заедничко име сол. Бела, малку хигроскопна. Се топи и врие без распаѓање. Умерено растворлив во вода, растворливоста малку зависи од температурата, растворот има карактеристичен солен вкус. Не подлежи на хидролиза. Слаб средство за намалување. Влегува во реакции на јонска размена. Предмет на електролиза во топење и раствор.
Се користи за производство на водород, натриум и хлор, сода, каустична сода и водород хлорид, како компонента на смесите за ладење, прехранбен производ и конзерванс.
Во природата, најголемиот дел од депозитите на камена сол, или халит, И силвинит(заедно со KCl), солена езерска саламура, минерални нечистотии морска вода(содржина на NaСl=2,7%). Во индустријата се добива со испарување на природни саламура.
Равенки на најважните реакции:
2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (конк.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (конк.) + 2КМnO 4 (t) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)
6NaCl (T) + 7H 2 SO 4 (конк.) + 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 (конк.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb (HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)
NaСl (разреден) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓
NaCl (l) →2Na+Cl 2 (850°С, електролиза)
2NaCl + 2H 2 O→H 2 + Cl 2 + 2NaOH (електролиза)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 На (Не) "амалгам"(електролиза, наХг- катода)
Калиум хлорид KCl . Сол без кислород. Бело, нехигроскопно. Се топи и врие без распаѓање. Умерено растворлив во вода, растворот има горчлив вкус, нема хидролиза. Влегува во реакции на јонска размена. Се користи како калиумско ѓубриво за производство на K, KOH и Cl 2. Во природата главната компонента(заедно со NaCl) депозити силвинит.
Равенките за најважните реакции се исти како оние за NaCl.
Калциум хлорид CaCl 2 . Сол без кислород. Бело, се топи без распаѓање. Се раствора во воздух поради силна апсорпција на влага. Формира кристален хидрат CaCl 2 6H 2 O со температура на дехидрација од 260 °C. Високо растворлив во вода, без хидролиза. Влегува во реакции на јонска размена. Се користи за сушење гасови и течности и подготовка на смеси за ладење. Составен дел на природните води, составен дел на нивната „постојана“ цврстина.
Равенки на најважните реакции:
CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (конк.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)
CaCl 2 (T) + H 2 SO 4 (конк.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100 °C)
CaCl 2 + 2NaOH (конк.) = 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 (електролиза, 800°С)
Потврда:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O
Алуминиум хлорид AlCl 3 . Сол без кислород. Бело, топиво, многу испарливо. Парот се состои од ковалентни мономери AlCl 3 (триаголна структура, sp 2 хибридизација, преовладуваат на 440-800 ° C) и димери Al 2 Cl 6 (поточно Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, структура - две тетраедри со заеднички раб, sp 3 -хибридизација, преовладува на 183-440 °C). Тој е хигроскопски и „чади“ во воздухот. Формира кристален хидрат кој се распаѓа кога се загрева. Тој е многу растворлив во вода (со силен егзо-ефект), целосно се дисоцира во јони и создава силно кисела средина во растворот поради хидролиза. Реагира со алкалии, амонијак хидрат. Се обновува со електролиза на топењето. Влегува во реакции на јонска размена.
Квалитативна реакцијана јонот Al 3+ - формирање на талог AlPO 4, кој се пренесува во раствор со концентрирана сулфурна киселина.
Се користи како суровина во производството на алуминиум, катализатор во органска синтеза и пукање на нафта, носител на хлор во органски реакции. Равенки на најважните реакции:
AlCl 3. 6H 2 O →AlCl(OH) 2 (100-200°С, -HCl, Х 2 О) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)
AlCl 3 (t) + 2H 2 O (влага) = AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (Бел чад")
AlCl 3 + 3NaON (разреден) = Al(OH) 3 (аморфен) ↓ + 3NaCl
AlCl 3 + 4NaOH (конк.) = Na[Al(OH) 4] + 3NaCl
AlCl 3 + 3 (NH 3 . H 2 O) (конк.) = Al (OH) 3 (аморфен) + 3NH 4 Cl
AlCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (конк.) = 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 (електролиза, 800 °C ,во топењетоНаСл)
Потврда AlCl во индустријатаи - хлорирање на каолин, алумина или боксит во присуство на кокс:
Al 2 O 3 + 3C (кокс) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °C)
Желез хлорид ( II ) Ф ЕУ л 2 . Сол без кислород. Бело (хидратно синкаво-зелено), хигроскопно. Се топи и врие без распаѓање. Кога се загрева силно, тој е испарлив во протокот на HCl. Врските Fe-Cl се претежно ковалентни, парот се состои од FeCl 2 мономери (линеарна структура, sp-хибридизација) и Fe 2 Cl 4 димери. Чувствителен на кислород во воздухот (потемнува). Тој е многу растворлив во вода (со силен егзо-ефект), целосно се дисоцира во јони и слабо се хидролизира во катјонот. Кога растворот ќе се вари, тој се распаѓа. Реагира со киселини, алкалии, амонијак хидрат. Типичен редуктор. Влегува во реакции на јонска размена и сложеност.
Се користи за синтеза на FeCl и Fe 2 O 3, како катализатор во органската синтеза, компонента на лекови против анемија.
Равенки на најважните реакции:
FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 °C, атм.Н 2 )
FeCl 2 (конк.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (врие)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (конк.) = FeSO 4 + 2 HCl (врие)
FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (конк.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FeCl 2 + 2NaOH (дил.) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (во банкомат.Н 2 )
FeCl 2 + 2 (NH 3 . H 2 O) (конк.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)
FeCl 2 + H 2 = 2HCl + Fe (екстра чиста, над 500 °C)
4FeCl 2 + O 2 (воздух) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (т)
2FeCl 2 (p) + Cl 2 (пр.) = 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- (поделено) = FeS↓
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (разреден) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2
FeСl 2 → Fe↓ + Сl 2 (90°C, разредена со HCl, електролиза)
Примањед: интеракција на Fe со хлороводородна киселина:
Fe + 2HCl = FeCl 2+ H 2
(В индустријатаСе користи водород хлорид и процесот се изведува на 500 °C).
Желез хлорид ( III ) Ф ЕУ л 3 . Сол без кислород. Црно-кафеава (темно црвена во пропуштената светлина, зелена во рефлектираната светлина), хидратот е темно жолт. Кога ќе се стопи се претвора во црвена течност. Многу испарлив, се распаѓа кога силно се загрева. Врските на Fe-Cl се претежно ковалентни. Пареата се состои од FeCl 3 мономери (триаголна структура, sp 2 -хибридизација, преовладуваат над 750 °C) и Fe 2 Cl 6 димери (поточно Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, структура - две тетраедри со заеднички раб, sp 3 -хибридизација, преовладуваат на 316-750 °C). FeCl кристален хидрат. 6H 2 O има структура Cl 2H 2 O. Многу е растворлив во вода, растворот е обоен жолта; високо хидролизиран на катјонот. Се распаѓа во топла вода, реагира со алкалии. Слаб оксидирачки и редуцирачки агенс.
Се користи како агенс за хлор, катализатор во органската синтеза, средство за боење ткаенини, коагулант за прочистување на водата за пиење, етант за бакарни плочи во галванизацијата и компонента на хемостатични лекови.
Равенки на најважните реакции:
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 (над 250 °C)
FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (жолта)
2FeCl3 (конк.) + 4H 2 O = + (жолта) + - (пр.н.е.)
FeCl 3 (дил., конк.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)
FeCl 3 + 3NaOH (разреден) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)
FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (конк., хоризонтална) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl
4FeCl 3 + 3O 2 (воздух) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500 °C)
2FeCl 3(p) + Cu→ 2FeCl 2 + CuCl 2
Амониум хлорид Н H 4 Cl . Сол без кислород, техничкото име е амонијак. Бело, испарливо, термички нестабилно. Високо растворлив во вода (со забележлив ендо-ефект, Q = -16 kJ), се хидролизира во катјонот. Се распаѓа со алкали кога растворот се варат, ги пренесува магнезиумот и магнезиум хидроксидот во растворот. Конмутира со нитрати.
Квалитативна реакцијаза јонот NH 4 + - ослободување на NH 3 кога се вари со алкалии или кога се загрева со гасена вар.
Се користи во неорганска синтеза, особено за создавање слабо кисела средина, како компонента на азотни ѓубрива, суви галвански ќелии, при лемење на бакарни и калај челични производи.
Равенки на најважните реакции:
NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (над 337,8 °C)
NH 4 Cl + NaOH (заситен) = 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 (конк.) + Mg = H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)
2NH 4 Cl (конк., хоризонтална) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
NH + (заситен) + NO - 2 (заситен) = N 2 + 2H 2 O (100°C)
NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 °C)
Потврда: интеракција на NH 3 со HCl во гасната фаза или NH 3 H 2 O со HCl во раствор.
Калциум хипохлорит Ca (C л О) 2 . Сол на хипохлорна киселина HClO. Бело, се распаѓа кога се загрева без да се топи. Тој е многу растворлив во ладна вода (се формира безбоен раствор), се хидролизира во анјонот. Реактивен, целосно се распаѓа со топла вода и киселини. Силен оксидирачки агенс. Кога стои, растворот апсорбира јаглерод диоксид од воздухот. Активен е составен дел хлор (белило) вар -мешавини со неизвесен состав со CaCl 2 и Ca(OH) 2. Равенки на најважните реакции:
Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 °C)
Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (конк.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 °C)
Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (на ладно)
Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (разредена) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Потврда:
2Ca(OH) 2 (суспензија) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Калиум хлорат KS лО 3 . Солта на хлорната киселина HClO 3, најпознатата сол на хлорните киселини што содржат кислород. Техничко име - Солта на Бертоле(именуван по неговиот откривач C.-L. Berthollet, 1786). Бело, се топи без распаѓање, се распаѓа при дополнително загревање. Тој е многу растворлив во вода (се формира безбоен раствор), нема хидролиза. Се распаѓа концентрирани киселини. Силен оксидирачки агенс за време на фузија.
Се користи како компонента на експлозивни и пиротехнички смеси, глави за кибрит и во лабораторија како цврст извор на кислород.
Равенки на најважните реакции:
4KlO 3 = ZKlO 4 + KCl (400 °C)
2KlO 3 = 2Kl + 3O 2 (150-300 °C, кат. МПО 2 )
KClO 3(T) + 6HCl (конк.) = KCl + 3Cl 2 + ZH 2 O (50-80 °C)
3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (конц., хоризонтална) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(хлор диоксид експлодира на светлина: 2CлО2 (G)= Cl 2 + 2О 2 )
2KlO 3 + E 2 (лок.) = 2KEO 3 + Cl 2 (во делот НБР 3 , Е = Бр, Јас)
KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Електролиза)
Потврда KClO 3 во индустријата - електролиза на топол раствор на KCl (производот KClO 3 се ослободува на анодата):
KCl + 3H 2 O → H 2 + KClO 3 (40-60 °C, електролиза)
Калиум бромид KV р . Сол без кислород. Бело, нехигроскопно, се топи без распаѓање. Високо растворлив во вода, без хидролиза. Средство за намалување (послаб од
Квалитативна реакцијаза јонот Br - поместување на бром од растворот KBr со хлор и екстракција на бром во органски растворувач, на пример CCl 4 (како резултат на тоа, водениот слој станува обезцветен, органскиот слој станува кафеав).
Се користи како компонента на етанти за гравирање на метал, компонента на фотографски емулзии и лек.
Равенки на најважните реакции:
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 О
Вr — + Аg + =АgВr↓
2КВr (р) + Сl 2(Г) = 2КСl + Вг 2(р)
KBr + 3H 2 O→ 3H 2 + KVrO 3 (60-80 °C, електролиза)
Потврда:
K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVр+ CO 2 + H 2 O
Калиум јодид К Јас . Сол без кислород. Бело, нехигроскопно. Кога се складира на светлина, станува жолто. Високо растворлив во вода, без хидролиза. Типичен редуктор. Воден раствор на KI добро го раствора I2 поради сложеноста.
Висок квалитетреакција на јон I - поместување на јодот од растворот КИ со недостаток на хлор и екстракција на јод во органски растворувач, на пример CCl 4 (како резултат на тоа, водениот слој станува обезцветен, органскиот слој станува виолетова).
Равенки на најважните реакции:
10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 О
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 (жолта.) ↓
2KI (r) + Cl 2 (r) (недела) = 2Кl + I 2 ↓
KI + 3H 2 O + 3Cl 2(p) (пр.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)
KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (кор.) („Јодна вода“)
KI + 3H 2 O→ 3H 2 + KIO 3 (електролиза, 50-60 °C)
Потврда:
K 2 CO 3 + 2HI = 2 КЈас+ CO 2 + H 2 O
