Kclo4 проявляет какие свойства
Кислородсодержащие
соединения хлора
HClO – хлорноватистая кислота. Ей
соответствует кислотный оксид Cl2O. Соли называются
гипохлоритами.
HClO2 – хлористая кислота.
Кислотный оксид Cl2O3 не получен. Соли – хлориты.
HClO3 – хлорноватая кислота. Кислотный
оксид Cl2O5 не получен. Соли – хлораты.
HClO4– хлорная кислота. Кислотный оксид –
Cl2O7. Соли – перхлораты.
1) HClO – желтоватая жидкость.
Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без
нагревания):
Cl2 + H2O
= HCl + HClO
Соли этой кислоты получаются при
действии на щелочь хлора:
2KOH + Cl2 =холод=
KClO + KCl + H2O
используется как отбеливатель в
текстильной промышленности.
2) HClO2, HClO3 –
не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в
пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO3 – хлорат
калия (бертолетова соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:
3Cl2 +
6KOH =t= KClO3 + 5KCl + 3H2O
Хлораты – сильнейшие окислители.
При ударе или нагревании взрываются.
3) Известен оксид ClO2,
который можно получить по реакции:
2KClO3 +
H2C2O4 = K2CO3 +
CO2
+ H2O + 2ClO2
ClO2 –
зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:
2ClO2 + H2O
= HClO2 + HClO3
4) Осторожным нагреванием хлораты
можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:
KClO4 + H2SO4 =
HClO4 + KHSO4
Хлорная кислота HClO4 – подвижная
жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти
все ее соли хорошо растворимы в воде.
5) В ряду: HClO → HClO2 →
HClO3 → HClO4 сила кислот растет, а
окислительная способность падает.
Кислородные
соединения галогенов
Галогены с кислородом
непосредственно не реагируют. Но кислородсодержащие кислоты галогенов (кроме
фтора) могут быть получены как продукты реакций диспропорционирования хлора,
брома и йода с водой и щелочами. При
взаимодействии хлора с водой часть растворенного хлора переходит в кислоту НСlO, называемую хлорноватистой
кислотой. В этой молекуле хлор в степени окисления + 1 связан с
кислородом:
Хлорноватистая кислота известна
только в водном растворе. Это неустойчивое вещество претерпевает различные
превращения. На свету кислород отщепляется от хлора:
HClO
-hν→ HCl + O
В момент образования кислород в
виде отдельных атомов очень активен, вследствие чего раствор проявляет сильное
окислительное действие. При отнятии воды, например, действием безводного
хлорида кальция, из сильно охлажденного раствора выделяется оксид хлора (I), Сl2O, в виде красно-бурой жидкости с
температурой кипения +3,8°С. Это тоже неустойчивое вещество, способное
взрываться. Растворяясь в воде, он снова образует хлорноватистую кислоту. При
нагревании раствора НСlO
происходит более глубокое диспропорционирование хлора с переходом в степень
окисления +5:
3HClO = 2HCl + HClO3
Образующееся кислородсодержащее
соединение называется хлорноватой кислотой. Это более
устойчивое соединение, сильная кислота, образующая растворы с массовой долей до
40%. Под действием серной кислоты хлорноватая кислота диспропорционирует,
образуя еще два новых соединения хлора:
3HCl+5O3
= HCl+7O4 + 2Cl+4O2 + H2O
Хлорная кислота НСlO4 содержит хлор в высшей
степени окисления +7. Второй продукт реакции оксид хлора (IV) содержит хлор в необычной для
него степени окисления +4. Хлор в этом состоянии имеет неспаренный электрон.
Это также неустойчивое, взрывчатое соединение хлора. В водном растворе СlO2 диспропорционирует на две
кислоты — хлорноватую и хлористую. В последней степень
окисления хлора +3:
2ClO2+H2O = HClO3 + HClO2
Таким образом, в рассмотренных
реакциях показано образование четырех кислородсодержащих кислот хлора,
образующих ряд с возрастающими нечетными степенями окисления и валентностями
хлора от +1 до +7 (табл.). В этом ряду наблюдается последовательное и резкое
возрастание силы кислот от очень слабой хлорноватистой до одной из самых
сильных хлорной. Усиление кислот в этом ряду связано с увеличением числа атомов
кислорода, соединенных с хлором двойными связями. Это способствует
делокализации заряда аниона, что затрудняет присоединение к нему иона водорода
с образованием молекулы кислоты.
Таблица.
Кислородсодержащие
кислоты хлора
Свойство | Формула | |||
HClO | НСlO2 | НСlO3 | НСlO4 | |
| ||||
Степень окисления хлора | + 1 | +3 | +5 | +7 |
Название кислоты | Хлорноватистая | Хлористая | Хлорноватая | Хлорная |
Название солей | Гипохлориты | Хлориты | Хлораты | Перхлораты |
Все четыре кислоты являются
сильными окислителями, по силе превосходящими хлор. Вместе с тем, как очевидно
из протекания многочисленных реакций, окислительная активность резко падает в
ряду от HClO
к НСlO4. Например, хлорноватистая кислота
моментально выделяет йод из раствора йодида калия, а разбавленная хлорная
кислота с раствором КI
практически не реагирует. Хлорноватистая кислота и ее соли обесцвечивают
органические красители, в то время как хлорная кислота окисляющего действия на
них не оказывает. Таким образом, увеличение числа атомов кислорода, окружающих
атом хлора, способствует стабилизации как молекул кислот, так и анионов их
солей. Повышение устойчивости проявляется и в том, что из четырех кислот только
хлорная может быть получена в безводном состоянии.
Находящие практическое применение
соли хлорноватистой и хлорноватой кислот получаются взаимодействием хлора с
растворами щелочей. Гипохлорит калия КСlO служит отбеливающим средством. Он
получается пропусканием хлора в раствор гидроксида калия. Одновременно
образуется хлорид калия:
Cl2+2KOH
=холод=KClO+KCl+H2O
Этот раствор называется жавелевой
водой (Javel — местечко около Парижа, где впервые стали
изготовлять эту воду в 1792 году — раствор солей калия
хлорноватистой и соляной кислот KOCl + KCl). Кислота НСlO настолько слабая, что вытесняется
из соли под действием углекислого газа:
KClO
+ CO2 + H2O = KHCO3 + HClO
Эта кислота и обесцвечивает
красители.
Как активные окислители гипохлориты
нашли применение в медицине. Они проявляют дезинфицирующее, антисептическое,
противомикробное действие. Гипохлорит натрия NаСlO применяется в растворе с массовой
долей 0,06% для промывания ран, при операциях па грудной клетке, брюшной или
плевральной полостях. Выпускается раствор гипохлорита натрия и для инъекций.
Взаимодействием хлора с другой
щелочью — гидроксидом кальция в отсутствие воды получается практически важный
продукт хлорная известь. Это белый порошок, иногда серый или
желтоватый от присутствия примесей, пахнущий хлором. В составе хлорной извести
имеются СаС2, Са(СlO)2,
Са(ОН)2 и вода. Часто хлорную известь представляют, как
смешанную соль с двумя разными анионами: СаСl(СlO). Хлорная известь реагирует даже
со слабыми кислотами с выделением хлора:
СаСl(СlO) + CO2
=H2O= CaCO3 + Cl2↑
Выделяющийся хлор реагирует с
органическими веществами, в результате чего, в частности, гибнут
микроорганизмы. Поэтому хлорная известь широко применяется в санитарных целях.
Она применяется также для отбеливания бумаги и тканей и для лабораторного
получения хлора.
Пропусканием хлора в горячий
раствор гидроксида калия получают смесь двух солей — хлорида калия КCl и хлората калия КСlO3.
3Cl2 +
6KOH =t= KClO3 + 5KCl + 3H2O
При охлаждении раствора хлорат
калия начинает кристаллизоваться. При 20°С его растворимость составляет 7,4 г
на 100 г воды, в то время как растворимость хлорида калия равна 34 г. Хлорат
калия называют бертолетовой солью, так как он был впервые получен
К. Бертолле. Бертолетову соль предполагалось использовать в составе пороха
взамен селитры, но при испытаниях быстрая детонация такого пороха приводила к
разрыву пушечных стволов. Вместо этого бертолетова соль нашла широкое
применение в качестве окислителя в составах для фейерверков. Она является также
окисляющей составной частью спичечной головки. Кислород, отщепляющийся от хлора
в хлорате калия, в твердых смесях окисляет уголь, серу, фосфор, органические
вещества. Реакции сопровождаются яркими вспышками. Напишем реакцию сгорания
сахарозы:
C12H22O11+8KClO3
= 12CO2 +11H2O + 8KCl + 5647 кДж/моль
При нагревании хлорат калия и
другие соли кислородсодержащих кислот хлора разлагаются с выделением кислорода.
Разложение хлората калия ускоряется в присутствии оксида марганца(IV):
2KClO3
=MnO2= 3O2 + 2KCl
При нагревании бертолетовой соли
без катализатора происходит диспропорционирование хлора с образованием
перхлората калия:
4KClO3
=t=400C= 3KClO4 + KCl
При еще более сильном нагревании до
~520°С перхлорат калия тоже разлагается, выделяя кислород. Относительно высокая
термическая устойчивость перхлоратов и устойчивость их в растворах характерна и
для других солей с анионами, в которых центральный атом окружен четырьмя
атомами кислорода. Такие анионы имеют тетраэдрическое строение, а π-связи в них
полностью делокализованы.
Рисунок. Строение анионов кислородсодержащих кислот хлора
Кислородные соединения брома менее
устойчивы по сравнению с кислородными соединениями хлора. Оксид брома Вг2O разлагается уже при температуре
плавления -17°С. Свободный бром реагирует со щелочью при нагревании аналогично
хлору:
3Br2 +
6KOH =t= KBrO3 + 5KBr + 3H2O
Бромат натрия NaВrO3 применяется как окислитель в
аналитической химии. Например, по реакции с броматом калия определяют оксид
мышьяка (III):
3As2O3
+ 2KBrO3 + 9H2O = 6H3AsO4 +
2KBr
Бром трудно окислить до степени
окисления +7. До 1970 г. соли бромной кислоты НВrO4 не были получены, и в
учебниках иногда давались объяснения, почему они не существуют. Впервые
пербромат натрия был получен по реакции
NaBrO3
+ F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O
Кислородные соединения йода более
устойчивы по сравнению с другими галогенами. В щелочном растворе йод диспропорционирует
аналогично брому. При пропускании хлора в водную суспензию йода образуется
йодноватая кислота:
I2
+ 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Из раствора йодноватая кислота
выделяется в виде устойчивого кристаллического вещества. При ее обезвоживании
получается оксид 12О5, устойчивый при обычных условиях. Он нашел применение для
анализа воздуха на присутствие оксида углерода(И). Анализ основан на реакции, сопровождающейся
выделением йода: 5СO
+ I2O5 = I2 + 5CO2
Известна также йодная кислота НIO4, которая может быть получена
действием хлорной кислоты на йод:
2HClO4 + I2 = 2HIO4 + Cl2
После испарения воды из раствора
йодной кислоты получаются бесцветные кристаллы НIO4*2Н2O. Из химических свойств этого
вещества следует, что все атомы кислорода связаны непосредственно с йодом, и
вещество представляет собой ортойодную кислоту Н5IO6.
Как известно, в группах (главных
подгруппах) усиливается металличность при переходе в группе сверху вниз. В
группе галогенов находятся элементы, наиболее далекие по свойствам от металлов.
И все же у тяжелого элемента йода проявляются признаки металличности. Черные
кристаллы йода имеют слабый металлический блеск, а электрическое сопротивление
значительно ниже, чем у такого типичного неметалла, как сера. Йод, подобно
металлам, может входить в состав вещества в качестве катиона. Неустойчивый
катион I+ может быть стабилизирован
образованием комплексного иона с органическими молекулами. При реакции йода с
нитратом серебра в присутствии пиридина С5Н5N образуется комплексный ион такого
типа:
I2+AgNO3+2С5Н5N
= [I(С5Н5N)2]NO3
+ AgI↓
Кислородные соединения фтора
интересны тем, что фтор является единственным элементом, по
электроотрицательности превосходящим кислород. Поэтому простейшее из этих
соединений ОF2 следует называть не оксидом
фтора, а фторидом кислорода. Это газообразное вещество получается при действии
фтора на 2%-ный раствор гидроксида натрия:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2↑+H2O
Своим угловым строением молекула
фторида кислорода напоминает молекулу воды, но их дипольные моменты µ направлены противоположно:
Фторид кислорода термодинамически
неустойчив, при t
> 200°С распадается
на кислород и фтор. Есть и более сложные по составу фториды кислорода.
Фтор, так же, как и кислород, не
проявляет высокой валентности, соответствующей номеру группы, так как не имеет
энергетически доступных свободных орбиталей для перехода в возбужденное
состояние.
Источник
Наиболее многочисленны и важны в практическом отношении кислородные соединения хлора. Эти соединения получают косвенным путем, т.к. хлор непосредственно с кислородом не соединяется. Все они более или менее неустойчивы.
Хлор образует ряд кислородных кислот (оксокислот). Эти кислоты и их соли являются сильными окислителями.
| Формула кислоты | Название кислоты | Константа диссоциации $K_textrm{д}$ | Кислотный остаток | Название солей |
|---|---|---|---|---|
| $HClO$ | хлорноватистая | $ 5cdot 10^{-8} $ | $ClO^-$ | гипохлорит |
| $HClO_2$ | хлористая | $5cdot 10^{-3} $ | $ClO_2^-$ | хлорит |
| $HClO_3$ | хлорноватая | $5cdot 10 $ | $ClO_3^-$ | хлорат |
| $HClO_4$ | хлорнуая | $1 cdot 10^3 $ | $ClO_4^-$ | перхлорат |
Активность кислородных кислот хлора возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Окислительная их активность увеличивается в обратном порядке — от хлорной к хлорноватистой, которая является наименее устойчивой. Обратите внимание на изменение свойств кислот с изменением степени окисления:
хлор в минимальной степени окисления дает сильную кислоту, но не окислитель;
с увеличением степени окисления увеличивается сила кислот и окислительные свойства
хлорноватистая кислота $HClO$
Степень окисления хлора +1.
Бесцветный раствор. Это очень слабая и неустойчивая кислота, существует только в виде разбавленных водных растворов. Слабый электролит. Ей соответствует кислотный оксид $Cl_2O$. Образует более устойчивые соли – гипохлориты ($ClO^-$).
Со щелочами дает соли – гипохлориты:
$HClO + KOH = KClO + H_2O$
Взаимодействует с галогеноводородами
$2HI + HClO = I_2 + HCl + H2O$
Хлорноватистая кислота – сильный окислитель:
$2HClO + H_2S = S + Cl_2uparrow + H_2O$
Получение
Хлорноватистая кислота образуется при растворении газообразного хлора в воде, поэтому эта реакция лежит в основе дезинфекции (обеззараживания) воды на водопроводных станциях.
$Cl_2 + H_2O = HCl + HClO$
$Cl_2O + H_2O = 2HClO$
В результате разложения хлорноватистой кислоты образуется свободный кислород, обладающий высокой окислительной способностью, за счет чего и убиваются болезнетворные бактерии:
$HClO = HCl + Ocdot$
Этот механизм действия аналогичен механизму действия перекиси водорода, при разложении которой также образуется атомарный кислород и вода.
Хлорирование воды является на сегодняшний день наиболее надежным способом обезвреживания воды, так как эффект продолжается длительное время и позволяет обезвреживать воду во время ее прохождения по системе водопроводов.
хлористая кислота $HClO_2$
Степень окисления хлора +3.
Бесцветная. Кислота средней силы. Неустойчивая. Проявляет окислительные свойства. Ей соответствует кислотный оксид $Cl_2O_3$.
Со щелочами образует соответствующие соли — хлориты:
$HClO_2 + KOH = KClO_2 + H_2O$
Неустойчива, при хранении разлагается
$4HClO_2 = HCl + HClO_3 + 2ClO_2 + H_2O$
Получение
Образуется при взаимодействии пероксида водорода с оксидом хлора (IV), который получают из бертоллетовой соли и щавелевой кислоты в сернокислой среде:
$2KClO_3 + H_2C_2O_4 + H_2SO_4 = K_2SO_4 + 2CO_2 + 2ClO_2 + 2H2O$
$2ClO_2 + H_2O_2 = 2HClO_2 + O_2$
хлорноватая кислота $HClO_3 $
Степень окисления хлора +5.
В свободном виде она не получена, «живет» только в растворах. Сильное вещество как просто кислота, и как кислота-окислитель. Кислотный оксид — $Cl_2O_5$. Соли — хлораты ($ClO_2^-$).
Сильная кислота — окислитель:
$HClO_3 + S + H_2O= H_2SO_4 + HCl$
$6P + 5HClO_3 = 3P_2O_5 + 5HCl$
Со щелочами образует соответствующие соли — хлораты:
$HClO_3 + KOH = KClO_3 + H_2O$
Бертолетова соль (хлорат калия) $KClO_3$
Наиболее известным хлоратом является “бертолетова” соль – $KClO_3$. Впервые получена К. Бертолле в 1786 г. Бертоллетову соль получают при пропускании хлора через подогретый раствор KOH:
$3Cl_2 + 6KOH xrightarrow[]{t, ^circ C} 5KCl + KClO_3 + 3H_2O$
При температуре ~ $400^circ C$ хлорат калия разлагается с выделением кислорода с промежуточным образованием перхлората калия:
$4KClO_3 rightarrow 3KClO_4 + KCl hspace{1cm} t= 400^circ C$
$KClO_4 rightarrow KCl + 2O_2uparrow hspace{1cm} t=550—620^circ C$
Смеси хлората калия с восстановителями (фосфором, серой, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам:
$2KClO_3 + 3S = 2KCl + 3SO_2$
$12P_{textrm{ (красн.)}} + 10KClO_3 = 3P_4O_{10} + 10KCl$
Чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония. Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью, они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ.
Иногда хлорат калия используется в пиротехнике, как источник хлора для цветнопламенных составов, входит в состав горючего вещества спичечной головки, и крайне редко в качестве инициирующих взрывчатых веществ
хлорная кислота $HClO_4$
Степень окисления хлора +7.
Одна из самых сильных кислот, одна из самых сильных окислителей. Взрывоопасна. Бесцветная, летучая, парит на воздухе. Кислотный оксид — $Cl_2O_7$. Соли — перхлораты.
Получение:
$KClO_4 + H_2SO_4 = KHSO_4 + HClO_4$
Взаимодействует со щелочами с образованием солей – перхлоратов:
$HClO_4 + KOH = KClO_4 + H_2O$
При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:
$4HClO_4 = 4ClO_2 + 3O_2 + 2H_2O$
$KClO4 = KCl + 2O_2$
Среди перхлоратов особенное значение имеет перхлорат аммония, используемый для изготовления бездымных взрывчатых веществ. Перхлораты тяжелых металлов и хлорную кислоту используют в качестве электролитов в гальванопластике, при цементации и др. Перхлораты применяют в производстве взрывчатых и пиротехнических материалов, а также для приготовления смесей, используемых, за счет их гигроскопичности, для регулирования атмосферных осадков.
ПРИМЕНЕНИЕ
Наиболее широкое применение имеют соли кислородных кислот хлора. Соли низших кислородных кислот хлора являются хорошими отбеливающими средствами вследствие их высокой окислительной активности. Основным отбеливающим и окислительным хлорным соединением является хлорная известь. В настоящее время для этих целей широко применяются также гипохлориты, хлориты и двуокись хлора.
Наибольшие количества хлорной извести потребляют в текстильной и бумажной промышленности для отбелки тканей и целлюлозы (хлорная известь часто называется белильной известью). Хлорную известь применяют в качестве окислителя в некоторых химических производствах (при получении хлороформа, хлорпикрина и других продуктов), для дезинфекции питьевых и сточных вод, для дезинфекции овощехранилищ. Ее используют также для очистки ацетилена и некоторых нефтепродуктов.
Источник
Продолжение. Cм. в № 22/2005;
1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009
ЗАНЯТИЕ 29
10-й класс (первый год обучения)
Галогены и их важнейшие соединения
П л а н
1.
Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение
атома.
2. Происхождение названий.
3. Физические свойства.
4. Химические свойства (на примере хлора).
5. Нахождение в природе.
6. Основные методы получения (на примере хлора).
7. Хлороводород и хлориды.
8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.
Галогены («солероды») расположены в VIIа
подгруппе периодической системы. K ним относятся
фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены
относятся к р-элементам, имеют конфигурацию
внешнего энергетического уровня ns2p5.
Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов
находится 1 неспаренный р-электрон,
характерная валентность равна I. Kроме фтора, у
атомов всех галогенов в возбужденном состоянии
может увеличиваться число неспаренных
электронов, поэтому возможны валентности III, V и
VII.
Cl: 1s22s22p63s23p53d
(валентность I),
Cl*: 1s22s22p63s23p43d1
(валентность III),
Cl**: 1s22s22p63s23p33d2
(валентность V),
Cl***: 1s22s22p63s13p33d3
(валентность VII).
Галогены являются типичными неметаллами,
проявляют окислительные свойства. Степень
окисления галогенов в соединениях с металлами и
водородом –1; во всех кислородсодержащих
соединениях галогены (кроме фтора) проявляют
степени окисления +1, +3, +5, +7, например:
Вниз по подгруппе изменяется агрегатное
состояние галогенов, уменьшается растворимость
в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются
электроотрицательность, неметаллические
свойства и окислительная способность (фтор –
самый сильный окислитель). Для соединений
галогенов: от Cl– к I– увеличивается
восстановительная способность галогенид-ионов.
В ряду бескислородных и кислородсодержащих
кислот происходит усиление кислотных свойств:
Название фтора произошло от греческого слова 
– разрушающий,
поскольку плавиковая кислота, из которой
пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор
получил свое название благодаря окраске от
греческого слова 
–
желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром
назван по запаху жидкого брома от греческого
слова 
–
зловонный. Название йода произошло от греческого
слова 
–
фиолетовый – по цвету парообразного йода.
Радиоактивный астат назван от греческого слова 
– неустойчивый.
По ф и з и ч е с к и м с в о й с т в а м
фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого
цвета, хлор – легко сжижающийся газ
желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость
красно-бурого цвета, йод – твердое
кристаллическое вещество темно-фиолетового
цвета с металлическим блеском, легко
подвергается возгонке (сублимации). Все галогены,
кроме йода, обладают резким удушливым запахом,
токсичны.
Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а
Все галогены проявляют высокую химическую
активность, которая уменьшается при переходе от
фтора к йоду. Химические свойства галогенов
рассмотрим на примере хлора:
Н2 (+):
(F2 – со взрывом; Br2, I2 –
на свету и при повышенной температуре.)
О2 (–).
Металлы (+):
2Na + Cl2 = 2NaCl;
2Fe + 3Cl2 2FeCl3.
Неметаллы (+/–):*
N2 + Cl2 реакция не идет.
Н2О (+):
Основные оксиды (–).
Kислотные оксиды (–).
Основания (+/–):
Kислоты (+/–):
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2,
HCl + Br2
реакция не идет.
Соли (+/–):
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,
KCl + Br2
реакция не идет.
В п р и р о д е в свободном виде галогены не
встречаются из-за высокой химической активности.
Среди наиболее распространенных соединений
хлора можно выделить каменную или поваренную
соль (NaCl), сильвинит (KCl•NaCl), карналлит (KCl•MgCl2).
Большое количество хлоридов содержится в
морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла.
Природный хлор состоит из двух изотопов 35Cl
и 37Cl. Подчеркнем, что в случае хлора число
нейтронов в атоме возможно рассчитать только для
каждого изотопа в отдельности:
35Cl, p = 17, e = 17, n = 35 – 17 = 18;
37Cl, p = 17, e = 17, n = 37 – 17 = 20.
В п р о м ы ш л е н н о с т и хлор получают
электролизом водного раствора или расплава
хлорида:
Л а б о р а т о р н ы е м е т о д ы получения
(действие концентрированной соляной кислоты на
различные окислители):
MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O,
2KMnO4 + 16HCl (конц.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O,
KClO3 + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl2 + 3H2O,
K2Cr2O7 + 14HCl (конц.) = 2CrCl3
+ 3Cl2 + 2KCl + 7H2O,
Ca(ClO)2 + 4HCl (конц.) = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O.
Х л о р о в о д о р о д и х л о р и д ы
Хлороводород (HCl) – бесцветный газ с
резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо
растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 450
объемов хлороводорода). Молекула образована по
типу ковалентной полярной связи. Водный раствор
хлороводорода называется соляной кислотой.
Kонцентрированная соляная кислота «дымит» на
воздухе, максимальная концентрация
хлороводорода в растворе составляет 35–36 %. Это
сильная кислота, проявляющая все характерные
свойства кислот:
HCl H+ + Cl–,
2HCl + Zn = ZnCl2 + H2,
HCl + Cu реакция
не идет,
2HCl + CaO = CaCl2 + H2O,
HCl + NaOH = NaCl + H2O,
2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2.
Kачественной реакцией на соляную кислоту и ее
соли (хлориды) является реакция с раствором
нитрата серебра:
Ag+ + Cl– —> AgCl,
AgNO3 + NaCl —> AgCl + NaNO3.
Хлороводород можно получить:
• прямым синтезом из водорода и хлора
(синтетический способ):
• действием концентрированной серной кислоты
на твердые хлориды – сульфатный способ
(аналогично можно получить HF, но нельзя получить
HBr и HI):
NaCl (тв.) + H2SO4 (конц.) = HCl + NaHSO4.
С ростом степени окисления хлора сила кислот
резко возрастает. Так, хлорноватистая кислота
очень слабая (слабее угольной), а хлорная
кислота – самая сильная из всех известных
кислот.
K и с л о р о д с о д е р ж а щ и е к и с л
о т ы х л о р а и и х с о л и
Хлорноватистая кислота (HClO) –
слабая, очень неустойчивая.
Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень
сильными окислителями. Наибольшее применение
находит смешанная соль соляной и хлорноватистой
кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная
известь):
Хлорноватая кислота (HClO3) –
существует только в разбавленных растворах. Сама
кислота и ее соли (хлораты) являются сильными
окислителями. Наиболее известной солью этой
кислоты является хлорат калия (бертолетова соль).
5KClO3 + 6P = 3P2O5 + 5KCl,
KClO3 + 3MnO2 + 6KOH = KCl + 3K2MnO4
+ 3H2O,
4KClO3 + 3K2S = 4KCl + 3K2SO4.
Многие соли кислородсодержащих кислот хлора
термически неустойчивы, например:
2KClO3
2KCl + 3O2,
4KClO3 3KClO4
+ KCl (без катализатора),
3KClO KClO3 +
2KCl,
KClO4 KCl + 2O2.
Тест по теме «Галогены и их
важнейшие соединения»
1.
Газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и
температуре 25 °С. Установите формулу газа.
а) Фтор; б) хлор;
в) бромоводород;
г) хлороводород.
2. Явление перехода вещества из твердого
состояния в газообразное, минуя жидкое,
называется:
а) конденсация; б) сублимация;
в) возгонка; г) перегонка.
3. Природный хлор представляет собой смесь
изотопов с массовыми числами 35 и 37. Рассчитайте
изотопный состав хлора, приняв его относительную
атомную массу за 35,5.
а) 75 % и 25 %;
б) 24,4 % и 75,8 %;
в) 50 % и 50 %;
г) недостаточно данных для решения задачи.
4. Хлор можно получить, проводя электролиз:
а) расплава хлорида калия;
б) раствора хлорида калия;
в) расплава хлорида меди;
г) раствора хлорида меди.
5. Раствор фтороводорода в воде называют:
а) жавелевой водой;
б) плавиковой кислотой;
в) белильной известью;
г) фтороводородной кислотой.
6. Оксид хлора(V) является ангидридом
следующей кислоты:
а) хлорноватистой; б) хлорноватой;
в) хлористой; г) хлорной.
7. При прокаливании бертолетовой соли в
присутствии диоксида марганца в качестве
катализатора образуются:
а) хлорид калия и кислород;
б) перхлорат калия и хлорид калия;
в) перхлорат калия и озон;
г) гипохлорит калия и хлор.
8. K подкисленному раствору, содержащему 0,543
г некоторой соли, в состав которой входят литий,
хлор и кислород, добавили раствор йодида натрия
до прекращения выделения йода. Масса
выделившегося йода составила 4,57 г. Название
исходной соли:
а) гипохлорит лития; б) хлорит лития;
в) хлорат лития; г) перхлорат лития.
9. В молекулах галогенов химическая связь:
а) ковалентная полярная;
б) ковалентная неполярная;
в) ионная;
г) донорно-акцепторная.
10. Хлор, в отличие от фтора, при
определенных условиях может реагировать с:
а) водой; б) водородом;
в) медью; г) гидроксидом натрия.
Kлюч к тесту
| 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 |
| б | б, в | а | а, б, в, г | б, г | б | а | в | б | г |
Задачи и упражнения на галогены и их
соединения
Ц е п о ч к и п р е в р а щ е н и й
1.
Хлорид калия —> хлор —> хлороводород —>
хлорид кальция —> хлороводород —> хлор —>
хлорат калия.
2. Хлор —> бертолетова соль —> хлорид
калия —> соляная кислота + диоксид марганца +
вода —> хлор —> хлорид меди(II) —> хлор.
3. Хлорид калия —> хлор —> хлорат калия
—> хлорид калия —> калий.
4. Хлорид калия —> хлор —> хлороводород
—> хлор —> гипохлорит калия.
5. Хлорид натрия —> хлороводород —> хлор
—> бертолетова соль —> хлорид калия —>
гидроксид калия —> гипохлорит калия.
6. Хлорат калия —> А —> В—> С —> А —>
нитрат калия (вещества А, В, С содержат хлор,
первые три превращения –
окислительно-восстановительные реакции).
7. Оксид кальция —> гидроксид кальция —>
белильная известь —> хлорид кальция —>
кальций.
8. Бромид натрия —> хлорид натрия —> хлор
—> хлорная известь —> карбонат кальция —>
гидрокарбонат кальция —> углекислый газ.
9. Йодид натрия —> йод —> йодид калия —>
йодид серебра.
10. Гипохлорит калия —> хлорат калия —>
перхлорат калия —> хлорид калия.
1. Сосуд с 200 г хлорной воды
выдержали на прямом солнечном свету и собрали
выделившийся газ, объем которого при н.у.
составил 0,18 л. Определите состав хлорной воды
(массовую долю хлора).
Ответ. 0,57 %.
2. Газ, полученный прокаливанием 9,8 г
бертолетовой соли, смешан с газом, полученным на
аноде в результате полного электролиза расплава
22,2 г хлорида кальция. Полученную смесь газов
пропустили через 400 г 2%-го горячего раствора
гидроксида натрия. Определите состав
полученного раствора.
Ответ. 2,38 % NaCl; 0,84 % NaClO3.
3. Рассчитать массу соли и объем газа (н.у.),
образовавшихся при разложении 17 г соли,
окрашивающей пламя горелки в желтый цвет и
содержащей 27,06 % металла, 16,47 % азота и 56,47 %
кислорода. Kакая масса бертолетовой соли
потребуется для получения такого же количества
газа?
Ответ. 13,8 г NaNO2; 2,24 л O2; 8,13
г KClO3.
4. Kакой объем хлора (н.у.) можно получить из 1
м3 раствора (плотность 1,23 г/см3),
содержащего 20,7 % хлорида натрия и 4,3 %
хлорида магния?
Ответ. 61,2 м3.
5. Газ, выделившийся на аноде при
электролизе 200 г 20%-го раствора хлорида натрия,
пропустили через 400 г 30%-го раствора бромида
калия. K полученному раствору добавили избыток
раствора нитрата серебра. Определите
количественный состав выпавшего осадка.
Ответ. 59,4 г AgBr; 98,154 г AgCl.
1. Через трубку с порошкообразной
смесью хлорида и йодида натрия массой 3 г
пропустили 1,3 л хлора при температуре 42 °С и
давлении 101,3 кПа. Полученное в трубке вещество
прокалили при 300 °С, при этом осталось 2 г
вещества. Определите массовые доли солей в
исходной смеси.
Ответ. 45,3 % NaCl; 54,6 % NaI.
2. Смесь йодида магния и йодида цинка
обработали избытком бромной воды, полученный
раствор выпарили. Масса сухого остатка оказалась
в 1,445 раза меньше массы исходной смеси. Во сколько
раз масса осадка, полученного после обработки
такой же смеси избытком карбоната натрия, будет
меньше массы исходной смеси?
Ответ. В 2,74 раза.
3. Для окисления 2,17 г сульфита
щелочно-земельного металла добавили хлорную
воду, содержащую 1,42 г хлора. K полученной смеси
добавили избыток бромида калия, при этом
выделилось 1,6 г брома. Определите состав осадка,
содержащегося в смеси, и рассчитайте его массу.
Решение
Уравнение реакции:
Далее с избытком KBr из полученной смеси (HCl, MSO4,
избыток Cl2 или избыток MSO3) с
выделением Br2 может реагировать только Cl2:
2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2, (2)
(Br2)
= m(Br2)/M(Br2) = 1,6/160 = 0,01 моль.
По уравнению реакции (2):
(Cl2)
= (Br2) = 0,01
моль.
Суммарно в двух реакциях израсходовано хлора:
(Cl2)
= m(Cl2)/M(Cl2) = 1,42/71 = 0,02 моль.
Следовательно, в реакции (1) прореагировало:
0,02 – 0,01 = 0,01 моль Cl2.
По уравнению реакции (1):
(MSO3)
= n(Cl2) = 0,01 моль;
M(MSO3) = m(MSO3)/(MSO3) = 2,17/0,01 = 217 г/моль.
Таким образом, соль, участвующая в реакции, –
сульфит бария BaSO3.
Уравнение реакции (1):
BaSO3 + Cl2 + H2O = 2HCl + BaSO4.
(BaSO4)
= (BaSO3) = 0,01
моль,
m(BaSO4) = (BaSO4)•M(BaSO4) = 0,01•233 = 2,33 г.
Ответ. 2,33 г BaSO4.
4. Через 800 г 10%-го водного раствора хлорида
натрия пропустили ток. После окончания процесса
электролиза соли весь выделившийся на аноде газ
поглотили горячим раствором, получившимся в
результате электролиза. Определите состав
раствора, полученного после поглощения газа.
Ответ. В растворе 8,35 % NaCl и
3,03 % NaClO3.
5. Плотность смеси хлора с водородом при
давлении 0,2 атм и температуре 27 °С равна
0,0894 г/л. Хлороводород, полученный при взрыве 100
л (н.у.) такой смеси, растворили в 500 г 10%-й соляной
кислоты. Найдите массовую долю хлороводорода в
полученном растворе.
Ответ. 17 %.
K а ч е с т в е н н ы е з а д а ч и
1. Назовите вещества А, В и С, если известно,