Chlor
Fluor
Główna podgrupa grupy VII
Pierwiastkom głównej podgrupy, zwanym „halogenami”, na zewnętrznym poziomie elektronowym, który ma ogólną strukturę...ns 2 p 5, brakuje jednego elektronu, aby osiągnąć stabilny poziom ośmioelektronowy. Energia powinowactwa elektronów jest dość wysoka, a halogeny są bardzo aktywne w stosunku do metali i niemetali. Reakcje z wodorem przebiegają szybko, powstałe halogenowodory rozpuszczają się w wodzie, tworząc kwasy, których siła rośnie od góry do dołu w grupie. Fluor, który nie ma podpoziomu d, w swoich związkach wykazuje jedynie stopień utlenienia -1, inne halogeny mogą wykazywać stopnie utlenienia -1, +1, +3, +5, +7.
W naturze występuje w postaci CaF 2 – fluoryt, KHF 2 – bifluorek. Prostą substancję F2 wytwarza się na skalę przemysłową poprzez elektrolizę stopionego wodorofluorku. F 2 to żółtawy gaz o duszącym zapachu, niezwykle toksyczny i niezwykle aktywny chemicznie.
1. Fluor oddziałuje na wszystkich proste substancje, z wyjątkiem helu, neonu i argonu:
3F2 + Cl2 = 2ClF3;
3F2 + S = SF6;
5F2 + 2P = 2PF5;
2. Kiedy F 2 reaguje z zasadami, powstaje fluorotlenek tlenu (OF 2):
2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O
OF 2 jest bezbarwnym gazem, pachnie ozonem i jest silnie toksyczny. Jest to jedyny związek, w którym tlen ma stopień utlenienia +2.
3. Ponieważ interakcja F 2 + H 2 = 2HF zachodzi podczas eksplozji, fluorowodór nie jest otrzymywany w drodze bezpośredniej syntezy, ale w reakcji:
CaF2 + H2SO4 (stęż.) = CaSO4 + 2HF
HF jest cieczą łatwo wrzącą (temperatura wrzenia = +20 o C), mieszalną z wodą w dowolnym stosunku. 40% roztwór HF w wodzie nazywa się kwasem fluorowodorowym. Kwas fluorowodorowy jest kwasem o średniej mocy. Substancja ta jest jedną z najniebezpieczniejszych pod względem działania fizjologicznego: jest trująca, w kontakcie ze skórą powoduje długo niegojące się wrzody i niszczy zęby. Zwęgla materię organiczną skuteczniej niż kwas siarkowy.
W roztworze cząsteczki kwasu fluorowodorowego są silnie powiązane dzięki wiązaniom wodorowym. Dimery są najsilniejsze, dlatego bardziej poprawne jest zapisanie wzoru kwasu fluorowodorowego w postaci H 2 F 2. Znanych jest wiele soli tego dimeru (KHF 2 itp.).
4. Reakcja kwasu fluorowodorowego z tlenkiem krzemu (jest częścią szkła) ma znaczenie praktyczne:
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
Ta reakcja leży u podstaw stosowania wzorów i wzorów na szkle.
Aplikacja. F 2 stosuje się do produkcji związków fluoroorganicznych, takich jak fluoroplast (teflon). Teflon to biały, gęsty polimer, stabilny we wszystkich agresywnych środowiskach do +350 o C. Fluor nadaje gumie wysoką elastyczność w zakresie temperatur od -80 o C do +200 o C.
Występuje w przyrodzie w postaci różnych związków, z których głównym jest NaCl – sól kuchenna, której elektroliza wodnego roztworu wytwarza chlor na anodzie. Prosta substancja Cl 2 jest żółto-zielonym gazem. W temperaturze -34 o C łatwo ulega upłynnieniu. Trujący. Słabo rozpuszczalny w wodzie.
Właściwości chemiczne
1. Chlor ma nieco niższe powinowactwo elektronowe niż fluor, ale pozostaje bardzo aktywnym niemetalem. Wiele reakcji z udziałem Cl2 przebiega wybuchowo. Cl2 jest silnym utleniaczem. Nie reaguje z tlenem, węglem, azotem. Reaguje ze złożonymi cząsteczkami:
2NO + Cl 2 = 2NOCl – chlorek nitrozylu;
CO + Cl 2 = COCl 2 – fosgen;
W wyniku chlorowania metanu w przemyśle otrzymuje się następujące związki:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl – chlorek metylu
CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 Cl 2 – chlorek metylenu
CH 2Cl 2 + Cl 2 = CHCl 3 – chloroform
CHCl 3 + Cl 2 = CCl 4 – czterochlorek węgla
2. Chlorowodór można otrzymać w drodze bezpośredniej syntezy z prostych substancji:
Cl2 + H2 = 2HCl
Reakcja ta ma charakter fotochemiczny, tj. zachodzi pod wpływem światła.
W laboratorium chlorowodór zwykle wytwarza się z NaCl poprzez ogrzewanie ze stężonym kwasem siarkowym:
NaCl + H2SO4 (stężony) = NaHSO4 + HCl
Chlorowodór jest gazem o ostrym zapachu, dobrze rozpuszczalnym w wodzie, tworząc kwas solny (granica rozpuszczalności 38%). Kwas solny jest silniejszy niż kwas fluorowodorowy i nie jest trujący. W stanie stężonym jest środkiem redukującym:
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (stęż.) = 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O
HClO – kwas podchlorawy. Odpowiada kwaśnemu tlenkowi Cl 2 O. Sole nazywane są podchlorynami.
HClO 2 – kwas chlorawy. Nie otrzymano tlenku kwasowego Cl 2 O 3. Sole to chloryny.
HClO 3 – kwas nadchlorowy. Nie otrzymano tlenku kwasowego Cl 2 O 5. Sole to chlorany.
HClO 4 – kwas nadchlorowy. Tlenek kwasowy - Cl 2 O 7. Sole to nadchlorany.
1) HClO jest żółtawą cieczą. Istnieje tylko w rozwiązaniach. Otrzymuje się go w reakcji chloru z wodą (bez ogrzewania):
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Sole tego kwasu otrzymuje się przez działanie chloru na zasadę:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O
stosowany jako wybielacz w przemyśle tekstylnym.
2) HClO 2, HClO 3 – nie posiadają bezwodników (tlenków kwasowych). Sole tych kwasów stosowane są w pirotechnice i strzałach. Najwyższa wartość zawiera KClO 3 – Chloran potasu (sól Bertholleta), otrzymywany przez nasycanie gorących zasad chlorem:
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Chlorany są najsilniejszymi utleniaczami. Eksploduje po uderzeniu lub podgrzaniu.
3) Znany jest tlenek ClO 2, który można otrzymać w reakcji:
2KClO 3 + H 2 do 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2
ClO 2 jest gazem o barwie zielonożółtej, po rozpuszczeniu w wodzie daje mieszaninę kwasów:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3
4) Przez ostrożne ogrzewanie chlorany można przekształcić w nadchlorany, z których można otrzymać kwas nadchlorowy:
KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4
Kwas nadchlorowy HClO 4 – ruchliwa ciecz, silnie wybuchowa, najsilniejszy ze wszystkich znanych kwasów. Prawie wszystkie jego sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie.
5) W serii HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 siła kwasów wzrasta, a zdolność utleniająca maleje.
Chlor jest szeroko stosowany w przemyśle chemicznym do produkcji chlorowodoru i kwasu solnego, syntezy chloru materia organiczna, dezynfekcja woda pitna, w przemyśle tekstylnym do wybielania tkanin, przy produkcji pestycydów.
W tabeli 16.12 pokazuje systematyczne i tradycyjne nazwy kwasów chlorowych zawierających tlen i ich soli. Im wyższy stopień utlenienia chloru w tych kwasach, tym wyższa jest ich stabilność termiczna i moc kwasu:
5 to mocne kwasy, a 6 to jeden z najsilniejszych spośród wszystkich znanych kwasów. Pozostałe dwa kwasy tylko częściowo dysocjują w wodzie i
Tabela 16.12. Kwasy chlorowe zawierające tlen i ich aniony
występują w roztworach wodnych głównie w postaci molekularnej. Spośród kwasów chlorowych zawierających tlen tylko 7 można wyizolować w postaci wolnej. Inne kwasy istnieją tylko w roztworze.
Zdolność utleniająca kwasów chlorowych zawierających tlen zmniejsza się wraz ze wzrostem stopnia utlenienia:
8 są szczególnie dobrymi utleniaczami. Na przykład kwaśny roztwór 9:
1) utlenia jony żelaza (II) do jonów żelaza (III):
2) rozkłada się pod wpływem światła słonecznego, tworząc tlen:
3) po podgrzaniu do około 75°C dysproporcjonuje na jony chlorkowe i jony chloranowe 10:
Sole kwasów chlorowych zawierających tlen
Sole te są zwykle bardziej stabilne niż same kwasy. Wyjątkami są sole stałe chlorany (III), które wybuchają pod wpływem ogrzewania i kontaktu z materiałami łatwopalnymi. W roztworach zdolność utleniająca soli chloru zawierających tlen jest tym większa, im większy stopień utlenienia chloru w tych solach. Nie są one jednak tak dobrymi utleniaczami jak odpowiadające im kwasy. Sole sodowe i potasowe 11 mają duże znaczenie przemysłowe. Ich produkcję i zastosowanie opisano w kolejnym rozdziale. Chloran potasu (V) jest zwykle używany do laboratoryjnej produkcji tlenu w obecności tlenku 12 jako katalizatora:
Kiedy tę sól ogrzewa się do niższej temperatury bez katalizatora, powstaje 13potas:
Jodan potasu (V) 14 potas 15 są silnymi utleniaczami i są stosowane jako utleniacze w analizach ilościowych.
Powtórzmy więc jeszcze raz 1. Właściwości halogenków różnych pierwiastków podczas przemieszczania się od lewej do prawej w ciągu jednego okresu zmieniają się następująco: a) charakter wiązanie chemiczne staje się coraz bardziej kowalencyjny, a mniej jonowy; b) wodne roztwory halogenków stają się coraz bardziej kwaśne w wyniku hydrolizy. 2. Właściwości różnych halogenków tego samego pierwiastka po przejściu do dolnej części grupy VII zmieniają się następująco: a) charakter wiązania chemicznego halogenków staje się coraz bardziej kowalencyjny: b) siła wiązania w halogenowodorze cząsteczki maleje; c) zmniejsza się kwasowość kwasów halogenowodorowych; d) wzrasta łatwość utleniania halogenowodorów. 3. Wraz ze wzrostem stopnia utlenienia halogenu zachodzą następujące zmiany: a) wzrasta stabilność termiczna jego kwasów zawierających tlen; b) wzrasta kwasowość kwasów zawierających tlen; c) zmniejsza się zdolność utleniająca kwasów zawierających tlen; d) wzrasta zdolność utleniająca soli kwasów zawierających tlen. 4. Halogenki można otrzymać w drodze bezpośredniej syntezy z ich pierwiastków składowych. 5. Aby otrzymać halogenowodory, można zastosować reakcję wypierania soli halogenkowej mniej lotnym kwasem. 6. Anomalne właściwości związków fluoru: a) fluorek srebra jest rozpuszczalny w wodzie, a fluorek wapnia jest nierozpuszczalny; b) fluorowodór ma nienormalnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia; c) wodny roztwór fluorowodoru ma niską kwasowość; d) fluor wykazuje tylko jeden stabilny stopień utlenienia. Inne halogeny wykazują wiele stopni utlenienia, co można wytłumaczyć promocją ich 16 elektronów do łatwo dostępnych 17 orbitali o niskiej energii.
===============================================================================
31. Tlen. Produkcja i właściwości tlenu. Alotropia tlenu. Ozon, jego właściwości. Ozon w przyrodzie. Tlen jest pierwiastkiem o numerze porządkowym 8, jego względna masa atomowa = 15,999. Znajduje się w drugim okresie, w głównej podgrupie grupy 6.
W większości swoich związków tlen ma stopień utlenienia -2. W przypadku wodoru i nadtlenków metali (H2O2, Na2O, CaO2 itp.) stopień utlenienia tlenu wynosi -1. Jest tylko jeden związek, w którym tlen ma stopień pozytywny utlenianie +2 to fluorotlenek tlenu OF2 (fluor jest jedynym pierwiastkiem, którego EO jest większe niż EO tlenu, równe 3,5). Zwykły tlen O2 jest bezbarwnym i bezwonnym gazem, cięższym od powietrza. Słabo rozpuszczalny w wodzie. Paragon. Metody laboratoryjne
Produkcja O2 jest dość liczna. 1. Rozcieńczanie soli bertolletowej (chloranu potasu) po ogrzaniu w obecności tlenku manganu(IV) jako katalizatora: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. Rozkład termiczny nadmanganianu potasu: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.Rozkład termiczny azotanów metale alkaliczne, np.: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Katalityczny rozkład nadtlenku wodoru: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Oddziaływanie nadtlenków metali alkalicznych z dwutlenkiem węgla: 2Na2O2 + 2CO2 = 2NaCO3 + O2 6. Elektroliza wodnych roztworów zasad lub soli kwasów zawierających tlen. Istota procesów zachodzących w tym przypadku sprowadza się do rozkładu wody pod wpływem prąd elektryczny: 2H2O(elektroliza)=2H2 + O2
W przemyśle tlen pozyskuje się z powietrza. Właściwości chemiczne.
Tlen tworzy związki ze wszystkimi pierwiastki chemiczne, z wyjątkiem lekkich gazów obojętnych (He, ne, Ar) oraz ze wszystkimi prostymi substancjami, z wyjątkiem fluoru, chloru, metali złota i platyny, oddziałuje bezpośrednio. We wszystkich reakcjach O2 pełni rolę utleniacza. Kiedy tlen oddziałuje z prostymi substancjami - metalami i niemetalami - zwykle powstają tlenki; na przykład: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 stopni)=2P2O5 Prawie wszystkie reakcje z udziałem O2 są egzotermiczne, z nielicznymi wyjątkami; na przykład: N2+O2=2NO-Q Tlen może występować w postaci dwóch modyfikacji alotropowych: tlenu O2 i ozonu O3. Alotropia (od greckich allos – inny i tropos – obraz, metoda) wiąże się albo z różną liczbą atomów w cząsteczce, albo ze strukturą. Porównując właściwości fizyczne tlenu i ozonu, należy pamiętać, że są to substancje gazowe, które różnią się gęstością (ozon jest 1,5 razy cięższy od tlenu), temperaturą topnienia i wrzenia. Ozon lepiej rozpuszcza się w wodzie. Tlen w normalne warunki- gaz bezbarwny i bezwonny, ozon - gaz niebieski kolor o charakterystycznym ostrym, ale przyjemnym zapachu. Istnieją również różnice we właściwościach chemicznych.
Ozon jest bardziej aktywny chemicznie niż tlen. Działanie ozonu tłumaczy się tym, że podczas jego rozkładu powstaje cząsteczka tlenu i tlen atomowy, który aktywnie reaguje z innymi substancjami. Na przykład ozon łatwo reaguje ze srebrem, podczas gdy tlen nie łączy się z nim nawet po podgrzaniu: Ale jednocześnie zarówno ozon, jak i tlen reagują z metale aktywne, na przykład z potasem K. Ozon wytwarza się według następującego równania: Reakcja zachodzi podczas absorpcji energii, gdy wyładowanie elektryczne przechodzi przez tlen, np. podczas burzy, gdy uderza piorun. Odwrotna reakcja zachodzi w normalnych warunkach, ponieważ ozon jest substancją niestabilną. W naturze ozon jest niszczony przez gazy emitowane do atmosfery, takie jak freony, podczas działalności człowieka. W efekcie powstaje tzw dziury ozonowe, czyli pęknięcia w najcieńszej warstwie składającej się z cząsteczek ozonu.
Właściwości chemiczne: ozon jest silnym utleniaczem, utlenia wszystkie metale, w tym złoto - Au i platynę - Pt (oraz metale z grupy platynowców). Ozon działa na błyszczącą srebrną płytkę, która natychmiast pokrywa się czarnym nadtlenkiem srebra – Ag2O2; papier nasączony terpentyną zapala się, związki siarki metali utleniają się do soli kwasu siarkowego; wiele barwników ulega odbarwieniu; niszczy substancje organiczne – w tym przypadku cząsteczka ozonu oddziela jeden atom tlenu, a ozon zamienia się w zwykły tlen. Podobnie jak większość niemetali, przekształca niższe tlenki w wyższe, a siarczki ich metali w ich siarczany: Jodek potasu utlenia ozon do jodu cząsteczkowego: Ale w przypadku nadtlenku wodoru H2O2 ozon działa jako środek redukujący: Chemicznie cząsteczki ozonu są niestabilne – ozon może samoistnie rozkładać się na tlen cząsteczkowy:
Będąc w naturze: W atmosferze ozon powstaje podczas wyładowań elektrycznych. Zastosowanie: będąc silnym utleniaczem, ozon niszczy różnego rodzaju bakterie, dlatego jest szeroko stosowany do oczyszczania wody i dezynfekcji powietrza, a także jest stosowany jako środek wybielający.
================================================================================
32) . Nadtlenek wodoru, jego budowa i właściwości.
CHARAKTERYSTYKA FIZYKOCHEMICZNA
Chlor tworzy szereg kwasów tlenowych - podchlorawy HCIO, chlorowy HCIO2, podchlorawy HCIO3 i nadchlorowy HC w równaniu zależności stężenia dwutlenku chloru w roztworze Z(W mol/l) od jego ciśnienia cząstkowego P (w mmHg Art.) z =KR przy 0, 5, 10, 25 i 35° wynoszą odpowiednio: 70,6, 56,3, 46,2, 30,2 i 21,5. Wraz ze wzrostem temperatury rozpuszczalność dwutlenku chloru w wodzie gwałtownie maleje. Rozpuszczalność CSO w innych rozpuszczalnikach (CC14, H2SO4 i CH3COOH) również jest zgodna z prawem Henry’ego34. W roztwory wodne na zimno dwutlenek chloru rozkłada się niezwykle powoli, w gorącej wodzie rozkłada się, tworząc HCIO3, CI2 i O2. Ustalono istnienie krystalicznego hydratu C102 6H2035.
Przyjmuje się, że dwutlenek chloru jest bezwodnikiem36 tworzącym z wodą odpowiednie kwasy H2CIO3 i H2Cl2O5, które są bardzo niestabilne i mogą być redukowane przez metale do HCl2. W przypadku braku środków redukujących szybkość rozkładu tych kwasów jest większa niż tempo ich powstawania. Dwutlenek chloru reaguje z nadtlenkiem wodoru, tworząc kwas chlorawy37: 2СУ2 + Н202 = 2НС102 + 02
Dwutlenek chloru podrażnia drogi oddechowe i powoduje bóle głowy już przy rozcieńczeniu 45:1000.
Kwas chlorawy 38-40 wyodrębnia się również w postaci wolnej, ale zwykle otrzymuje się go w roztworach wodnych. Jego stała dysocjacji wynosi 1,07-10-2 w temperaturze 18°. Tworzenie kwasu chlorawego zachodzi w znacznych ilościach tylko w środowisku silnie kwaśnym (pH<3). При этом в растворе наряду с хлористой кислотой находится и двуокись хлора 4I.
Chloryny - sole kwasu chlorawego w stanie stałym w zwykłych warunkach są związkami dość stabilnymi. Kwaśne roztwory wodne rozkładają się tym szybciej, im wyższa jest temperatura i niższa wartość pH. Roztwory alkaliczne są dość stabilne42. Niektóre chloryny można wytworzyć przez działanie wolnego kwasu chlorawego na nierozpuszczalne węglany43. Chloryn sodu krystalizuje z roztworu zasadowego w postaci bezwodnej soli NaCl02 i trójwodzianu NaC102-3H2O, który w temperaturze 37,4°44 przechodzi w sól bezwodną. Po podgrzaniu do 175°C rozkłada się z wydzieleniem tlenu. Reakcja przebiega z dużą szybkością, aż do eksplozji. W lekko zasadowych roztworach zawierających nie więcej niż 1 g-mol/l NaC102, chloryn sodu nie rozkłada się podczas gotowania. W bardziej stężonych roztworach rozkłada się według reakcji 45,46:
3 NaCl02 = 2 NaClC>3 + NaClNaC102 - NaCl+ 02
Stałe szybkości tych reakcji są równe47 odpowiednio w 103°: 0,65-10-6 i 1,2-10"7; w 83°: 1,6-10-7 i 0,2-10"8.
Kwas podchlorawy może występować tylko w postaci wolnej w roztworze. Jest mocnym kwasem i silnym utleniaczem. Jego sole – chlorany – są w większości dobrze rozpuszczalne w wodzie; w roztworach nie są utleniaczami.
Chloran potasu lub sól Berthollet’a KSUz krystalizuje w postaci bezwodnej w postaci przezroczystych, bezbarwnych kryształów układu jednoskośnego o gęstości 2,32 g/cm3. Rozpuszczalność KS103 w wodzie: w temperaturze 0° - 3,21%, w temperaturze 104° (temperatura wrzenia) - 37,6%. Po podgrzaniu do 368,4° KSUS topi się, a następnie zaczyna rozkładać się zgodnie z reakcjami:
2KSYuz = 2KS1 +302 +23,6 do kału 4KS103 = ZKSYu4 + KS1 + 70,9 kcal
Powstałe produkty (KS1 i KS104) przyspieszają48 uwalnianie tlenu. W temperaturze 610° powstały nadchloran potasu topi się i rozkłada:
KSYu4 = KS1 + 202 – 7,9kcal
W obecności katalizatorów (MnO2 i innych) chloran potasu rozkłada się w temperaturze ponad niskie temperatury z intensywnym uwalnianiem tlenu. Chloran potasu w środowisku kwaśnym jest silnym utleniaczem. Jego mieszaniny z węglem, siarką i innymi substancjami eksplodują przy uderzeniu. Chloran potasu (i inne chlorany) jest trujący (dawka śmiertelna - 2-3g KSO3).
Chloran sodu NaC103 krystalizuje w postaci bezwodnej, jest wysoce higroskopijny i dyfunduje w powietrzu. Nasycony roztwór wodny zawiera 41,9% w -15° i 74,1% NaClO3 w 122°. Temperatura topnienia chloranu sodu mieści się w zakresie 248-264°. Zdarzały się przypadki eksplozji chloranu sodu w magazynach podczas przechowywania, a także zapalenia suchych części roślin, które były narażone na działanie chloranu sodu. W obecności substancji higroskopijnych (CaCl2, MgCl2 itp.) 4E, a także poliboranów lub metaboranów sodu, ryzyko wybuchu i łatwopalności chloranu sodu jest zmniejszone. W układzie NaC103-NaC102-H20 50 bezwodny NaC103 i NaCl02 oraz NaC102-3H20 krystalizują w zakresie temperatur 15-45°.
Chloran wapnia Ca(Cl3)2 krystalizuje z roztworu wodnego w postaci dihydratu51 o temperaturze topnienia 130°. Nasycony roztwór wodny wrze w temperaturze 182°C. Bezwodny chloran wapnia rozkłada się po podgrzaniu do 334°C.
Chloran magnezu sześciowodny Mg(C103)2 6H20 to kryształy rombowe - długie igły lub liście. W temperaturze 35°C częściowo topi się i przekształca w tetrahydrat. Jego rozpuszczalność w wodzie wynosi 53% przy 0°, 56,5% przy 18°, 60,23% przy 29° i 63,65% przy 35°. Jest wysoce higroskopijny, nie eksploduje i jest ognioodporny49.
Kwas nadchlorowy52 tworzy dwa krystaliczne hydraty - HC104 4H20 i HCIO4 3H20 53 i jest mocnym elektrolitem 54. Współczynnik aktywności kwasu nadchlorowego w 25° zmienia się z 0,911 na 0,804, gdy stężenie HCIO4 zmienia się z 0,01 na 0,1 M w 1 kg rozwiązanie®5.
Nadchloran potasu KSY4 tworzy rombowe kryształy o gęstości 2,52 g/cm3. Od 0 do 100 ml woda rozpuszcza się 0,75 G, i w 100° - 21,8 g KSO4. Czysty nadchloran potasu rozkłada się w temperaturze 537-600° na KS1 i 02. Jako produkt pośredni powstaje KS103, który po stopieniu przyspiesza rozkład56. Reakcję przyspiesza się w obecności KCl, KBr, KI57, Cu, Fe, Co, MgO itp.58.
Nadchloran magnezu tworzy krystaliczne hydraty z 2, 4 i 6 cząsteczkami wody. Równowagowa prężność pary w temperaturze 23° powyżej Mg(C104)2·6H20 wynosi 20,9 mmHg Sztuka., nad Mg(C104)2 · 4H20- 8,15 mmHg Sztuka., i powyżej Mg(C104)2-2H20 około Yu-4-Sh-5 mm rt. Art. 5e. Po podgrzaniu powyżej 400° Mg(C104)2 rozkłada się60.
Nadchloran amonu charakteryzuje się największą wagową zawartością tlenu spośród wszystkich nadchloranów. 10,7 rozpuszcza się w 100 g w temperaturze 0° G, przy 85° - 42,5 G NH4CIO4. We wspólnym systemie wodnym nadchloranów i chlorków. najmniej amoniaku i magnezu rozpuszczalna sól w temperaturze 25° jest to NH4CIO461.
Tlenowe związki chloru wyższe stopnie utlenianie jest zjawiskiem palnym i wybuchowym, szczególnie w obecności łatwo utlenionych zanieczyszczeń, np. substancji organicznych, przed którymi należy je chronić przed zanieczyszczeniem. Eksplozja stałych, suchych chloranów i nadchloranów może być spowodowana uderzeniem lub silnym wstrząsem, co należy wziąć pod uwagę podczas suszenia, mielenia i transportu ich w< ществ. Эти операции должны осуществляться в аппаратах, в которых исключена возможность ударов металлических частей.
APLIKACJA
Sole niższych kwasów tlenowych chloru są dobrymi środkami wybielającymi ze względu na ich wysoką aktywność utleniającą. Głównym wybielającym i utleniającym związkiem chloru jest wybielacz62. Obecnie szeroko stosuje się do tych celów również podchloryn, chloryny i dwutlenek chloru.
Największe ilości wybielaczy wykorzystuje się w przemyśle tekstylnym i papierniczym do wybielania tkanin i masy celulozowej (wybielacz nazywany jest często wapnem wybielającym). Chlorek wapna stosowany jest jako środek utleniający w niektórych gałęziach przemysłu chemicznego (przy produkcji chloroformu, chloropikryny i innych produktów), do dezynfekcji napojów i napojów Ścieki, do dezynfekcji magazynów warzywnych63 oraz jako dobry odgazowywacz. Stosowany jest także do oczyszczania acetylenu i niektórych produktów naftowych.
Chlorek wapna produkowany jest w trzech gatunkach (tabela 112).
Straty aktywnego chloru w wybielaczu klasy A nie powinny przekraczać 4% w ciągu 3 lat jego przechowywania od daty wysyłki przez zakład.
Chlorek wapna klasy B i C pakowany jest w drewniane beczki o pojemności od 50 do 275 ja, do beczek tłoczonych ze sklejki lub bębnów ze sklejki o pojemności 50 i 100 sztuk ja, a także (do krótkotrwałego przechowywania) w suchych, wypełnionych beczkach drewnianych o pojemności od 50 do 250 l. Chlorek wapna w gatunku A, a także w gatunku B (do długotrwałego przechowywania) pakowany jest w beczki stalowe o pojemności 100 szt. l. Beczki lub bębny z wybielaczem są hermetycznie zamykane i przechowywane w suchym i chłodnym pomieszczeniu, chronionym przed bezpośrednim działaniem promieni słonecznych. Zamiast drewnianych beczek i bębnów stosuje się również torby plastikowe.
Pomimo tych środków ostrożności wybielacz stopniowo traci aktywny chlor podczas przechowywania. Jeśli pojemnik nie jest szczelnie zamknięty, niektóre próbki produktów niemal całkowicie tracą aktywny chlor w ciągu roku, a czasami znacznie wcześniej. W temperaturze 40-45° zwykły wybielacz całkowicie traci swoją aktywność w ciągu 2 miesięcy.
Chlorek wapna jest coraz częściej zastępowany innymi, wygodniejszymi substancjami wybielającymi i utleniającymi62 - podchlorynami, dwutlenkiem chloru itp.
Podchloryn sodu w postaci roztworu wodnego ma szerokie zastosowanie ze względu na łatwość jego wytwarzania w miejscu spożycia. Jest półproduktem 64 w produkcji hydrazyny, tworzyw sztucznych, włókien syntetycznych itp. Zaproponowano metodę podchlorynową 65 przerobu pyłopodobnych odpadów z ostrzenia narzędzi węglikowych, opartą na utlenianiu węglika wolframu w alkalicznych roztworach NaCIO i przejście wolframu do roztworu.
Według GOST 11086-64 podchloryn sodu musi być przezroczystą zielonkawo-żółtą cieczą bez osadu i zawieszonych cząstek, zawierającą co najmniej 185 g/l aktywny chlor i nie więcej niż 0,07 g/l gruczoł; Zawartość NaOH powinna mieścić się w zakresie 10-20 g/l. Roztwór podchlorynu sodu przechowuje się i transportuje w zamkniętych zbiornikach i pojemnikach zabezpieczonych gumą lub winylem, w temperaturze nieprzekraczającej 25°C.
Techniczny podchloryn wapnia, zawierający ponad 50% aktywnego chloru, jest łatwiejszy w transporcie niż wybielacz. Mniej niż 100% balastu (zanieczyszczeń i pojemników) transportuje się za pomocą podchlorynu wapnia, natomiast 250-300% transportuje się za pomocą wybielacza. Ważną zaletą podchlorynu wapnia w porównaniu z wybielaczem jest brak znacznego osadu przy rozpuszczaniu go w wodzie66 (podczas rozpuszczania wybielacza tworzy się osad soli zasadowych, w którym czasami traci się nawet 50% aktywnego chloru). Zaproponowano67 zastosowanie mieszaniny 2% wag. części Ca(OS1)2 i 0,8% wag. w tym Na2S04 w postaci tabletek do uzdatniania wody.
Podchloryn wapnia produkowany jest w postaci soli dwuzasadowej 3Ca(CiO)2 2Ca (OH)2 2H20, oznaczonej DTSGK, rzadziej w postaci dwuzasadowego podchlorynu wapnia Ca (C10)2 2Ca(OH)2, oznaczonego DSGK - GOST 13392-67 przewiduje wydanie DTSGK
i 2. klasa. Muszą zawierać odpowiednio: aktywny chlor nie mniej niż 55 i 50% oraz wilgoć nie więcej niż 1 i 1,5%; całkowita zawartość chloru nie powinna przekraczać połowy zawartości aktywnego chloru (%) plus 6% dla I stopnia lub plus 7% dla
DTSGK pakowany jest w ocynkowane bębny. Produkt należy przechowywać w suchym, nieogrzewanym pomieszczeniu.
Dwutlenek chloru w swoich właściwościach utleniających zajmuje pozycję pośrednią pomiędzy chloranami i podchlorynami. Jego główną zaletą jako odczynnika wybielającego jest to, że prawie nie ma on destrukcyjnego wpływu na włókno włókien. Dlatego jest szeroko stosowany Jak Najlepszy środek wybielający do masy drzewnej (papierowej) i celulozy, a także do sterylizacji i dezodoryzacji wody68 i produktów spożywczych. Ze względu na trudność przechowywania i transportu, COG jest zwykle pozyskiwany w miejscu spożycia i stosowany w postaci 10% mieszaniny z powietrzem69.
Chloryn sodu jest szeroko stosowany w przemyśle tekstylnym do wybielania tkanin, przędzy i włókien. To osiąga wysoka jakość wybielanie bez zmniejszania wytrzymałości włókien. Stosowany jest także jako materiał wyjściowy do produkcji niewielkich ilości dwutlenku chloru.
Chloran potasu stosowany jest głównie w przemyśle zapałkowym, w pirotechnice, w niewielkich ilościach w przemyśle farmaceutycznym, a także w materiałach wybuchowych.
Skład technicznej soli chlorku potasu musi odpowiadać danym w tabeli. 113.
TABELA 113
Skład bertolety technicznejsól(PrzezGOST 2713-70)
Chloran potasu (w przeliczeniu na suchą masę) nie Nie.....
Wilgoć, nic więcej............................................ ...... ..................................
Nierozpuszczalny V substancje w wodzie, nie więcej................................
Chlorki (w przeliczeniu na CaC12), nie więcej............................
Siarczany (w przeliczeniu na CaS04), nie więcej............................
Bromiany (w przeliczeniu na KVg03), nie więcej............................
Alkalia (w przeliczeniu na CaO), nie więcej............................
Substancje organiczne, nic więcej............................................ ...... ....
Metale ciężkie (w przeliczeniu na Pb) nie więcej. . . . Żelazo (Fe), nie sól
Chloran sodu stosowany jest jako herbicyd i defoliant (w ograniczonych ilościach ze względu na jego higroskopijność). Stosowany jest głównie jako półprodukt do produkcji innych chloranów, nadchloranu potasu, kwasu nadchlorowego, dwutlenku chloru i chlorynu sodu. Do wybielania celulozy stosuje się pewne (małe) ilości chloranu sodu. Opisano zastosowanie NaC103 do produkcji świec będących źródłem tlenu na atomowych okrętach podwodnych70.
Skład technicznego chloranu sodu, krystalicznego i roztworu (lub pulpy), zgodnie z GOST 12257-66, musi spełniać wymagania podane w tabeli. 114.
TABELA U4
Skład technicznego chloranu sodu (GOST 12257-66)
|
0,7* 0,3* 0,2* |
*W odniesieniu do 100% produktu.
Sól Berthollet i chloran sodu pakowane są w worki z folii polietylenowej lub polichlorku winylu, zamknięte bębny stalowe ocynkowane lub pokryte lakierem perchlorowinylowym lub w worki z tkaniny chlorowej (również z wkładką foliową).
Chloran wapnia jest herbicydem akcja ogólna i jest szeroko stosowany do zabijania chwastów.
Chloran magnezu pełni także funkcję herbicydu, a ponadto jest defoliantem stosowanym do przedzbiorowego usuwania liści bawełny 71>72, a w dużych dawkach może służyć jako środek osuszający przy przedzbiorczym suszeniu bawełny i innych roślin.
Chloran magnezu (defoliant) zgodnie z GOST 10483-66 musi zawierać 60 ± 2% Mg(C103)2 · 6H20 i nie więcej niż 0,6% pozostałości nierozpuszczalnych w wodzie; temperatura, w której zaczyna się topić, nie powinna być niższa niż 44°C. Transportowany jest w szczelnie zamkniętych bębnach wykonanych z czarnej blachy dachowej lub w papierowych, pięciowarstwowych workach pokrytych bitumem, z wkładką z folii polietylenowej lub polichlorku winylu.
Nadchlorany wykorzystuje się do produkcji materiałów wybuchowych i pirotechnicznych 52-73 Zaproponowano mieszaniny zawierające ~60% KS104, które tworzą higroskopijny dym regulujący opady atmosferyczne74.
Wśród nadchloranów szczególne znaczenie ma nadchloran amonu, stosowany do produkcji bezdymnych materiałów wybuchowych75”76. Nadchlorany metale ciężkie i kwas nadchlorowy stosuje się jako elektrolity w galwanizacji, cementowaniu itp. W obecności HC104 na miedzi polerowanej elektrolitycznie otrzymuje się gęste, błyszczące osady palladu77. Wskazują78 na możliwość ponownej ekstrakcji renu kwasem nadchlorowym z rozpuszczalników organicznych.
Na zwiększenie ul.OK . stabilność kwasu chlorowego rozwój .
Wzrost stabilności tłumaczy się:
A) hartowanie wiązania w anionach ze względu na zmniejszenie liczby NEP w chlorze,
B) rosnący współczynnik liczba nakładek π na liczbę wiązań σ od 0/1 w ClO - do 3/4 w ClO - 4. Porównywać formuły graficzne kwasy:
H – O – Cl, H – O – Cl = O, H – O – Cl = O H – O – Cl = O
c) wzrasta z HClO do HClO 4 symetria anion (oba ze względu na wzrost
liczby atomów tlenu, a w efekcie spadek polaryzujący działania
wodór w wyniku osłabienia jego wiązania z anionem).
d) maleje kąt ataku atom chloru (tj. jego przestrzenna dostępność interakcji).
Właściwości kwasowe wodorotlenków halogenowych. Właściwości kwasowo-zasadowe
dowolnego wodorotlenku zależą od stosunku sił wiązań H - O i O - E w
fragment H - O - E. Oczywiście im większa elektroujemność pierwiastka, tym bardziej gęstość elektronów z wiązania H - O jest przesunięta w stronę wiązania O - E
(H – O – E), a nawet bardziej właściwości kwasowe wykazuje wodorotlenek.
Dlatego ważnym czynnikiem jest Natura fluorowiec. Zatem przy przejściu od chloru do jodu, zgodnie ze spadkiem wartości E.O. właściwości kwasowe wodorotlenków ulegają zmniejszeniu. Co więcej, do tego stopnia, że kwas podjodowy dysocjuje wg kwaśny Wpisz mniej stopień НIO → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),
niż według głównego: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).
Możliwa jest nawet reakcja neutralizacji (ale odwracalna): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.
Sole kwasów chlorowych, jako związki bardziej stabilne (niż kwasy), są wszystkie
izolowane w stanie wolnym, ale także ich aktywność wzrasta wraz ze spadkiem temperatury. kl. Zatem KClO 3 (sól Bertholleta) utlenia jony jodkowe tylko w środowisku kwaśnym, a KClO - w środowisku obojętnym.
2.8.1. Kwas podchlorawy HCl +1 O H–O–Cl (podchloryny)
Właściwości fizyczne. Występuje wyłącznie w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych.
Paragon.
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Właściwości chemiczne.
HClO jest słabym kwasem i silnym utleniaczem:
1) Rozkłada się uwalniając tlen atomowy
HClO – w świetle → HCl + O HClO – obj. standardowy → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3
2) Daje sole z zasadami - podchloryny
HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 – wapno wybielające (wybielacz)
CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 + CaCl 2 + HClO (HCl + O)
3) z silnym środkiem redukującym HI
2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O
2.8.2. Kwas chlorawy HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (chloryny)
Właściwości fizyczne. Występuje tylko w roztworach wodnych.
Paragon
Powstaje w wyniku oddziaływania nadtlenku wodoru z tlenkiem chloru (IV), który otrzymuje się z soli Bertholleta i kwasu szczawiowego w środowisku 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
Właściwości chemiczne
HClO2 jest słabym kwasem i silnym utleniaczem.
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) Niestabilny, rozkłada się podczas przechowywania
4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O
5HClO 2 ---t → 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O
2.8.3. Kwas podchlorawy HCl +5 O 3 (chlorany)
Właściwości fizyczne: Trwały tylko w roztworach wodnych.
Paragon: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓
Właściwości chemiczne
HClO3 - Mocny kwas i silny środek utleniający; sole kwasu nadchlorowego -
chlorany:
6P + 5HClO 3 → 3P 2O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO3+H2O
- KClO 3 - Sól Bertholleta; otrzymuje się go przepuszczając chlor przez ogrzany (40°C) roztwór KOH: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Jako środek utleniający stosuje się sól Bertholleta; Po podgrzaniu rozkłada się:
4KClO 3 – bez kat. → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 kat. → 2KCl + 3O 2
2.8.4. Kwas nadchlorowy HCl +7 O 4 (nadchlorany)
Właściwości fizyczne: Bezbarwna ciecz, temperatura wrzenia. = 25°C, temperatura = -101°C.
Paragon: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Właściwości chemiczne:
HClO 4 jest bardzo mocnym kwasem i bardzo silnym utleniaczem;
sole kwasu nadchlorowego - nadchlorany .
1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O
2) Po podgrzaniu kwas nadchlorowy i jego sole rozkładają się:
4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2
Bromowodór HBr (BROMEK)
Właściwości fizyczne
Bezbarwny gaz, dobrze rozpuszczalny w wodzie; zagotować. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Paragon
1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr
Właściwości chemiczne
Wodnym roztworem bromowodoru jest kwas bromowodorowy, który jest nawet silniejszy niż kwas solny. Podlega takim samym reakcjom jak HCl
1) Dysocjacja: HBr ↔ H+ + Br -
2) W przypadku metali z szeregu napięć do wodoru:
Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2
3) z tlenkami metali:
CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O
4) z zasadami i amoniakiem:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br
5) z solami
MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2
Reakcja jakościowa: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3
Tworzenie się żółtego osadu bromku srebra, nierozpuszczalnego w kwasach, służy do wykrywania anionu Br w roztworze.
6) właściwości regenerujące:
2HBr + H 2 SO 4 (stęż.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2
Wśród tlenowych kwasów bromowych znane są
Słaby bromek HBr +1 O i
Mocno bromowany HBr +5 O 3 .
Jodowodór (jodki)
Właściwości fizyczne: Bezbarwny gaz o ostrym zapachu, dobrze rozpuszczalny w wodzie,
zagotować. = -35°C; t°pl. = -51°C.
Paragon:
1) Ja 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI
Właściwości chemiczne
1) Roztwór HI w wodzie - mocny kwas jodowodorowy:
HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O
Sole kwasu jodowodorowego - jodki (inne reakcje HI patrz właściwości HCl i HBr)
2) HI jest bardzo silnym środkiem redukującym:
2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2
8HI + H 2 SO 4 (stęż.) → 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)Reakcja jakościowa: Tworzenie się ciemnożółtego osadu jodku srebra, nierozpuszczalnego w kwasach, służy do wykrywania anionu jodowego w roztworze.
NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3
3.0.1. Kwasy tlenowe jodu ( jodany )
a) Kwas wodny HI +5 O 3
Bezbarwny substancja krystaliczna, t°top.= 110°C, dobrze rozpuszczalny w wodzie.
Odbierać: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2O
HIO 3 jest mocnym kwasem (sole - jodany) i silnym utleniaczem.
b) Kwas jodowy H 5 I +7 O 6
Krystaliczna substancja higroskopijna, dobrze rozpuszczalna w wodzie,
t°pl. = 130°C. Słaby kwas (sole - nadjodany); silny środek utleniający.
Chlor- element III okresu i VII grupy A Układ okresowy, numer seryjny 17. Wzór elektronowy atomu [10Ne]3s 2 Зр 5, charakterystyczne stopnie utlenienia 0, -1, + 1, +5 i +7. Najbardziej stabilnym stanem jest Cl -1. Skala stopnia utlenienia chloru:
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
Chlor ma wysoką elektroujemność (2,83) i wykazuje właściwości niemetaliczne. Jest częścią wielu substancji - tlenków, kwasów, soli, związków binarnych.
W naturze - dwunasty pierwiastek pod względem liczebności chemicznej (piąty wśród niemetali). Występuje wyłącznie w postaci związanej chemicznie. Trzeci najbardziej treściwy element w wody naturalne ach (po O i H), w wodzie morskiej jest szczególnie dużo chloru (do 2% wagowo). Niezbędny ważny element dla wszystkich organizmów.
Chlor C1 2. Prosta substancja. Żółto-zielony gaz o ostrym, duszącym zapachu. Cząsteczka Cl2 jest niepolarna i zawiera wiązanie C1-C1 σ. Termostabilny, niepalny na powietrzu; mieszanina z wodorem eksploduje pod wpływem światła (wodór spala się w chlorze):
Cl 2 + H 2 ⇌HCl
Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, ulega w niej 50% dysmutacji i całkowicie w roztworze zasadowym:
Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I
Cl2+2NaOH (zimny) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl2 +6NaOH (hor) =NaClO3 +5NaCl+H2O
Nazywa się roztworem chloru w wodzie woda chlorowana, w świetle kwaśny HClO rozkłada się na HCl i tlen atomowy O 0, dlatego „wodę chlorowaną” należy przechowywać w ciemnej butelce. Obecność kwaśnego HClO w „wodzie chlorowanej” i powstawanie tlenu atomowego wyjaśniają jego silne właściwości utleniające: na przykład wiele barwników ulega odbarwieniu pod wpływem mokrego chloru.
Chlor jest bardzo silnym utleniaczem metali i niemetali:
Сl 2 + 2Na = 2NaСl 2
ЗСl 2 + 2Fe → 2FeСl 3 (200°C)
Cl2 +Se=SeCl4
Cl2 + Pb → PbCl2 (300°Z)
5Cl2+2P → 2PCl 5 (90°C)
2Cl 2 +Si → SiCl 4 (340°C)
Reakcje ze związkami innych halogenów:
a) Cl2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br2 (wrzenie)
b) Cl 2 (tydzień) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓
3Cl (przykł.) + 3H 2O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80°C)
Reakcja jakościowa - interakcja niedoboru CL 2 z KI (patrz wyżej) i wykrycie jodu za pomocą niebieskiego zabarwienia po dodaniu roztworu skrobi.
Paragon chlor w przemysł:
2NаСl (stopiony) → 2Nа + Сl 2 (elektroliza)
2NaCl+ 2H 2O → H 2 + kl 2+ 2NaOH (elektroliza)
i w laboratoria:
4HCl (stęż.) + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
(podobnie z udziałem innych utleniaczy; więcej szczegółów w reakcjach dla HCl i NaCl).
Chlor jest jednym z głównych produktów produkcja chemiczna, stosowany do produkcji bromu i jodu, chlorków i pochodnych zawierających tlen, do wybielania papieru, jako środek dezynfekujący wodę pitną. Trujący.
Chlorowodór NS l . Kwas beztlenowy. Bezbarwny gaz o ostrym zapachu, cięższy od powietrza. Cząsteczka zawiera kowalencyjne wiązanie σ H - Cl. Stabilny termicznie. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie; rozcieńczone roztwory nazywane są kwas chlorowodorowy i stężony roztwór do palenia (35-38%) - kwas chlorowodorowy (nazwę nadali alchemicy). Mocny kwas w roztworze, zobojętniony zasadami i hydratem amoniaku. Silny środek redukujący w stężonym roztworze (dzięki Cl - I), słaby środek utleniający w rozcieńczonym roztworze (dzięki HI). Integralna część „królewskiej wódki”.
Jakościową reakcją na jon Cl jest tworzenie się białych osadów AgCl i Hg 2 Cl 2, które nie ulegają przekształceniu w roztwór pod wpływem rozcieńczonego kwasu azotowego.
Chlorowodór służy jako surowiec do produkcji chlorków, produktów chloroorganicznych, a także jest stosowany (w postaci roztworu) do trawienia metali oraz rozkładu minerałów i rud. Równania najważniejszych reakcji:
HCl (rozcieńczony) + NaOH (rozcieńczony) = NaCl + H2O
HCl (rozcieńczony) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O
4HCl (stężony, poziomy) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (stężony, poziomy) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl
14HCl (stęż.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl
6HCl (stęż.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl2 + 3H2O (50-80°C)
4HCl (stęż.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (rozcieńczony) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)
2HCl (rozcieńczony) + MSO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Sa, Va)
HCl (rozcieńczony) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Produkcja HCl w przemyśle polega na spalaniu H2 do Cl2 (patrz), w laboratorium - wyparcie z chlorków kwasem siarkowym:
NaCl (t) + H2SO4 (stęż.) = NaHSO4+ NSl(50°C)
2NaCl (t) + H 2 SO 4 (stęż.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120°C)
Chlorki
Chlorek sodu Nie kl . Sól beztlenowa. Nazwa zwyczajowa sól. Biały, lekko higroskopijny. Topi się i wrze bez rozkładu. Umiarkowanie rozpuszczalny w wodzie, rozpuszczalność w niewielkim stopniu zależy od temperatury, roztwór ma charakterystyczny słony smak. Nie ulega hydrolizie. Słaby środek redukujący. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Podlega elektrolizie w stanie stopionym i roztworze.
Stosowany jest do produkcji wodoru, sodu i chloru, sody, sody kaustycznej i chlorowodoru, jako składnik mieszanin chłodniczych, produkt spożywczy oraz środek konserwujący.
W naturze większość złóż soli kamiennej lub halit, I sylwinit(wraz z KCl), solanka ze słonego jeziora, zanieczyszczenia mineralne woda morska(Zawartość NaI = 2,7%). W przemyśle otrzymywany jest poprzez odparowanie naturalnych solanek.
Równania najważniejszych reakcji:
2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (stęż.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100°C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (stęż.) + 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 (stęż.) + 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 (stęż.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50°C)
NaCl (rozcieńczony) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓
NaCl (l) →2Na+Cl 2 (850°С, elektroliza)
2NaCl + 2H 2O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH (elektroliza)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 NjakiśG) "amalgamat"(elektroliza, włHg-katoda)
Chlorek potasu KCl . Sól beztlenowa. Biały, niehigroskopijny. Topi się i wrze bez rozkładu. Roztwór średnio rozpuszczalny w wodzie, ma gorzki smak, nie ulega hydrolizie. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Stosowany jako nawóz potasowy do produkcji K, KOH i Cl2. W naturze główny część(wraz z NaCl). sylwinit.
Równania najważniejszych reakcji są takie same jak dla NaCl.
Chlorek wapnia CaCl 2 . Sól beztlenowa. Biały, topi się bez rozkładu. Rozpuszcza się w powietrzu w wyniku energicznego wchłaniania wilgoci. Tworzy krystaliczny hydrat CaCl 2 6H 2 O o temperaturze odwodnienia 260 °C. Dobrze rozpuszczalny w wodzie, nie ulega hydrolizie. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Stosowany do suszenia gazów i cieczy oraz przygotowywania mieszanin chłodzących. Składnik wód naturalnych, integralna część ich „trwałej” twardości.
Równania najważniejszych reakcji:
CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (stęż.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50°C)
CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (stęż.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100°C)
CaCl 2 + 2NaOH (stęż.) = 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
CaCl2 + 2NaF = CaF2 ↓+ 2NaCl
CaCl2(l) → Ca + Cl2 (elektroliza, 800°С)
Paragon:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O
Chlorek glinu AlCl 3 . Sól beztlenowa. Biały, topliwy, bardzo lotny. Para składa się z kowalencyjnych monomerów AlCl 3 (struktura trójkątna, hybrydyzacja sp 2, dominują w temperaturze 440-800 ° C) i dimerów Al 2 Cl 6 (dokładniej Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, struktura - dwa czworościany o wspólnej krawędzi, sp 3 -hybrydyzacja, przeważa w temperaturze 183-440°C). Jest higroskopijny i „dymi” w powietrzu. Tworzy krystaliczny hydrat, który rozkłada się pod wpływem ogrzewania. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (z silnym efektem egzo), całkowicie dysocjuje na jony i tworzy w roztworze silnie kwaśne środowisko w wyniku hydrolizy. Reaguje z alkaliami, hydratem amoniaku. Odzyskiwany przez elektrolizę stopu. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej.
Reakcja jakościowa na jonie Al 3+ - utworzenie się osadu AlPO 4, który przenosi się do roztworu stężonym kwasem siarkowym.
Wykorzystywany jest jako surowiec do produkcji aluminium, katalizator w syntezie organicznej i krakingu olejów, nośnik chloru w reakcje organiczne. Równania najważniejszych reakcji:
AlCl 3. 6H 2 O →AlCl(OH) 2 (100-200°С, —HCl, H 2 O) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)
AlCl 3(t) + 2H 2 O (wilgoć) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (Biały dym")
AlCl 3 + 3NaON (rozcieńczony) = Al(OH) 3 (amorficzny) ↓ + 3NaCl
AlCl 3 + 4NaOH (stęż.) = Na[Al(OH) 4 ] + 3NaCl
AlCl 3 + 3(NH 3 . H 2 O) (stęż.) = Al(OH) 3 (bezpostaciowy) + 3NH 4 Cl
AlCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (stęż.) = 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 (elektroliza, 800°C ,w stopieniuNаСl)
Paragon AlCl w przemysł oraz - chlorowanie kaolinu, tlenku glinu lub boksytu w obecności koksu:
Al 2 O 3 + 3C (koks) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900°C)
Chlorek żelaza( II ) F UE l 2 . Sól beztlenowa. Biały (hydrat niebieskawo-zielony), higroskopijny. Topi się i wrze bez rozkładu. Po mocnym podgrzaniu jest lotny w strumieniu HCl. Wiązania Fe-Cl są przeważnie kowalencyjne, para składa się z monomerów FeCl 2 (struktura liniowa, hybrydyzacja sp) i dimerów Fe 2 Cl 4. Wrażliwy na tlen w powietrzu (ciemnieje). Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (z silnym efektem egzo), całkowicie dysocjuje na jony i słabo hydrolizuje na kationie. Po zagotowaniu roztwór ulega rozkładowi. Reaguje z kwasami, zasadami, wodzianem amoniaku. Typowy reduktor. Bierze udział w reakcjach wymiany jonowej i kompleksowania.
Stosowany jest do syntezy FeCl i Fe 2 O 3, jako katalizator w syntezie organicznej, składnik leków przeciw anemii.
Równania najważniejszych reakcji:
FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220°C, atm.N 2 )
FeCl 2 (stęż.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (wrzenie)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (stęż.) = FeSO 4 + 2HCl (wrzenie)
FeCl 2(t) + 4HNO 3 (stęż.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FeCl 2 + 2NaOH (rozcieńczony) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (w atm.N 2 )
FeCl 2 + 2 (NH 3 . H 2 O) (stęż.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80°C)
FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (wyjątkowo czysty, powyżej 500°C)
4FeCl 2 + O 2 (powietrze) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (T)
2FeCl 2(p) + Cl 2 (przykł.) = 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- (podzielony) = FeS↓
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (rozcieńczony) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2
FeСl 2 →Fe↓ + Сl 2 (90°C, rozcieńczony HCl, elektroliza)
Odbierać e: oddziaływanie Fe z kwasem solnym:
Fe + 2HCl = FeCl2+ H2
(W przemysł Stosuje się chlorowodór, a proces prowadzi się w temperaturze 500°C).
Chlorek żelaza( III ) F UE l 3 . Sól beztlenowa. Czarnobrązowy (ciemnoczerwony w świetle przechodzącym, zielony w świetle odbitym), hydrat jest ciemnożółty. Po stopieniu zmienia się w czerwoną ciecz. Bardzo lotny, rozkłada się pod wpływem silnego ogrzewania. Wiązania Fe-Cl są przeważnie kowalencyjne. Para wodna składa się z monomerów FeCl 3 (struktura trójkątna, hybrydyzacja sp 2, przeważają powyżej 750 °C) i dimerów Fe 2 Cl 6 (dokładniej Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, struktura - dwa czworościany o wspólnej krawędzi, sp 3 -hybrydyzacja, przeważają w temperaturze 316-750 °C). Krystaliczny hydrat FeCl. 6H 2 O ma strukturę Cl 2H 2 O. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, roztwór ma barwę żółty; silnie hydrolizowany na kationie. Rozkłada się w gorącej wodzie, reaguje z zasadami. Słaby środek utleniający i redukujący.
Stosowany jest jako środek chlorujący, katalizator w syntezie organicznej, zaprawa do barwienia tkanin, koagulant do oczyszczania wody pitnej, środek wytrawiający płytki miedziane w galwanizacji oraz składnik leków hemostatycznych.
Równania najważniejszych reakcji:
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 (powyżej 250°C)
FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (żółty)
2FeCl3 (stęż.) + 4H 2 O = + (żółty) + - (bc.)
FeCl 3 (rozcieńczony, stężony) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100°C)
FeCl3 + 3NaOH (rozcieńczony) = FeO(OH)↓ + H2O + 3NaCl (50°C)
FeCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (stęż., poziomy) = FeO(OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl
4FeCl 3 + 3O 2 (powietrze) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500°C)
2FeCl 3(p) + Cu → 2FeCl 2 + CuCl 2
Chlorek amonu N H 4 kl . Sól beztlenowa, nazwa techniczna to amoniak. Biały, lotny, niestabilny termicznie. Dobrze rozpuszczalny w wodzie (z zauważalnym efektem endo, Q = -16 kJ), hydrolizuje na kationie. Rozkłada się przez zasady podczas wrzenia roztworu, przenosi magnez i wodorotlenek magnezu do roztworu. Łączy się z azotanami.
Reakcja jakościowa dla jonu NH 4 + - uwalnianie NH 3 podczas gotowania z alkaliami lub po podgrzaniu z wapnem gaszonym.
Stosowany jest w syntezie nieorganicznej, w szczególności do tworzenia słabo kwaśnego środowiska, jako składnik nawozów azotowych, suchych ogniw galwanicznych, przy lutowaniu wyrobów z miedzi i cynowania stali.
Równania najważniejszych reakcji:
NH 4Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (powyżej 337,8°C)
NH 4Cl + NaOH (nasycony) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100°C)
2NH 4Cl (T) + Ca(OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)
2NH4Cl (stęż.) + Mg = H2 + MgCl2 + 2NH3 (80°C)
2NH 4Cl (stęż., poziomy) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
NH + (nasycony) + NO - 2 (nasycony) = N 2 + 2H 2 O (100°C)
NH 4Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300°C)
Paragon: oddziaływanie NH 3 z HCl w fazie gazowej lub NH 3 H 2 O z HCl w roztworze.
Podchloryn wapnia Ca (C l O) 2 . Sól kwasu podchlorawego HClO. Biały, rozkłada się pod wpływem ogrzewania bez topienia. Jest dobrze rozpuszczalny w zimnej wodzie (powstaje bezbarwny roztwór), hydrolizuje przy anionie. Reaktywny, całkowicie rozkłada się pod wpływem gorącej wody i kwasów. Silny środek utleniający. W pozycji stojącej roztwór pochłania dwutlenek węgla z powietrza. Jest aktywny część integralna chlor (wybielacz) Limonka - mieszaniny o niepewnym składzie z CaCl 2 i Ca(OH) 2. Równania najważniejszych reakcji:
Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180°C)
Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (stęż.) = CaCl + 2Cl2 + 2H2O (80°C)
Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (na zimnie)
Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (rozcieńczony) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Paragon:
2Ca(OH) 2 (zawiesina) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Chloran potasu KS lo 3 . Sól kwasu chlorowego HClO 3, najsłynniejsza sól kwasów chlorowych zawierających tlen. Nazwa techniczna - Sól Berthollet'a(nazwany na cześć odkrywcy C.-L. Berthollet, 1786). Biały, topi się bez rozkładu, rozkłada się przy dalszym ogrzewaniu. Jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (powstaje bezbarwny roztwór), nie ulega hydrolizie. Rozkłada się stężone kwasy. Silny utleniacz podczas stapiania.
Wykorzystywany jest jako składnik mieszanin wybuchowych i pirotechnicznych, główek zapałek oraz w laboratorium jako stałe źródło tlenu.
Równania najważniejszych reakcji:
4K1O3 = ZK1O4 + KCl (400°C)
2KlO3 = 2Kl + 3O2 (150-300°C, kat. MPO 2 )
KClO 3(T) + 6HCl (stęż.) = KCl + 3Cl2 + ZH2O (50-80°C)
3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (stężony, poziomy) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(dwutlenek chloru eksploduje w świetle: 2Clo2(G)= Cl2 + 2O 2 )
2KlO 3 + E 2(eks.) = 2KEO 3 + Cl 2 (w części NNIE 3 , E = BR, I)
KClO 3 +H 2 O → H 2 + KClO 4 (Elektroliza)
Paragon KClO 3 w przemyśle - elektroliza gorącego roztworu KCl (na anodzie wydziela się produkt KClO 3):
KCl + 3H 2O →H 2 + KClO 3 (40-60°C, elektroliza)
Bromek potasu KV R . Sól beztlenowa. Biały, niehigroskopijny, topi się bez rozkładu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie, nie ulega hydrolizie. Środek redukujący (słabszy niż
Reakcja jakościowa dla jonu Br - wyparcie bromu z roztworu KBr chlorem i ekstrakcja bromu do rozpuszczalnika organicznego, np. CCl 4 (w efekcie warstwa wodna ulega odbarwieniu, warstwa organiczna staje się brązowa).
Stosowany jest jako składnik wytrawiaczy do grawerowania metali, składnik emulsji fotograficznych i lek.
Równania najważniejszych reakcji:
2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (Stęż., 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 2O → 3H 2 + KVrO 3 (60-80°C, elektroliza)
Paragon:
K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVR+ CO2 + H2O
Jodek potasu K I . Sól beztlenowa. Biały, niehigroskopijny. Przechowywany w świetle zmienia kolor na żółty. Dobrze rozpuszczalny w wodzie, nie ulega hydrolizie. Typowy reduktor. Wodny roztwór KI dobrze rozpuszcza I2 ze względu na kompleksowanie.
Wysoka jakość reakcja na jon I - wyparcie jodu z roztworu KI przez brak chloru i ekstrakcja jodu do rozpuszczalnika organicznego, np. CCl 4 (w efekcie warstwa wodna ulega przebarwieniu, warstwa organiczna zmienia kolor na fioletowy).
Równania najważniejszych reakcji:
10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 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 - = Ja 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O
5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O
I - + Ag + = AgI (żółty.) ↓
2KI (r) + Cl 2(r) (tydzień) = 2Кl + I 2 ↓
KI + 3H 2O + 3Cl 2(p) (przykł.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)
KI (P) + I 2(t) = K) (P) (kor.) („woda jodowana”)
KI + 3H 2O → 3H 2 + KIO 3 (elektroliza, 50-60°C)
Paragon:
K2CO3 + 2HI = 2 tysI+ CO2 + H2O
