Водний розчин сильна соляна кислота

Галогени. Фтор. Хлор

I. ns2np5

Галогени– «ті, що не розчиняють солі»

¯­ ¯­ ¯

¯­

¾ наявність одного неспареного електрона визначає кількісну для всіх елементів валентність 1.

¾ Cl, Br, I, At мають вакантний nd – підрівень, орбіталі якого також мають брати участь в утворенні хімічних зав’язків, та проявляти ступені окиснення +1, +3, +5, +7.

 

 


­ ­ ­

t bEyPTU/DMAyG70j8h8hI3FhCqn2VptOYhDiz7bJb2nhtReOUJtvKv8ec4Gi/j14/LjaT78UVx9gF MvA8UyCQ6uA6agwcD29PKxAxWXK2D4QGvjHCpry/K2zuwo0+8LpPjeASirk10KY05FLGukVv4ywM SJydw+ht4nFspBvtjct9L7VSC+ltR3yhtQPuWqw/9xdv4PDu1VSlbof0tVTb0+t8Qae5MY8P0/YF RMIp/cHwq8/qULJTFS7kougN6LXWjHKgMxAMZFotQVS8yFYgy0L+/6D8AQAA//8DAFBLAQItABQA BgAIAAAAIQC2gziS/gAAAOEBAAATAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAABbQ29udGVudF9UeXBlc10ueG1s UEsBAi0AFAAGAAgAAAAhADj9If/WAAAAlAEAAAsAAAAAAAAAAAAAAAAALwEAAF9yZWxzLy5yZWxz UEsBAi0AFAAGAAgAAAAhAEgUhN7uAQAA5wMAAA4AAAAAAAAAAAAAAAAALgIAAGRycy9lMm9Eb2Mu eG1sUEsBAi0AFAAGAAgAAAAhAK21zWDbAAAACQEAAA8AAAAAAAAAAAAAAAAASAQAAGRycy9kb3du cmV2LnhtbFBLBQYAAAAABAAEAPMAAABQBQAAAAA= " strokecolor="black [3200]" strokeweight=".5pt"> ­ ­ ­

­

 

Найстійкіший ступінь окиснення -1.

F – дуже малий радіус = дуже висока енергія іонізації => ступінь окиснення -1.

У ряді CL – Br – I – At зростає радіус => зменшується енергія спорідненості до електрона та зменшення енергія іонізації => зменшення електронегативності.

Виняток Fменша енергія спорідненості до електрона, порівняно з Cl. Це зумовлено малими розмірами атома F => посилюється електростатичне відштовхування електрона, який приєднався, електронною системою атом.

¾ Молекули галогенів двохатомні, неполярні.

F2 – Cl2 – Br2 – I2 – At2

В молекулах – неполярний ковалентний зв`язок; в ряду зростає здатністьмолекул до деформації, тобто підвищується поляризованість, що зумовлює посилення міжмолекулярну взаємодію. Тому в ряду спостерігається перехід від газоподібного F2 до твердого I2.

¾ Зі збільшенням радіусу в ряду зменшується окиснювальні властивості і зростають відновні.

¾ F, Cl – типові галогени

Br, I, At – підгрупа брому.


 

Фтор

I. Найактивніший з усіх елементів у вільному стані. Окиснює всі прості

речовини крім He, Ne, Ar, O2 та N2. Ступінь окиснення -1.

II. Поширення в природі.

Тільки у вигляді фторидів

Ca F2 – орхлорит

Co3(PO4)2 * CaF2 – Co5F(PO4)3) – анатит

Na3[AlF6] – кріоліт

З гарячих надр землі у вигляді HF з водяною парою

В земній корі 2,7 * 10-2 %

У ґрунті 0,02% (2 * 10-2%)

У річковій воді 2*10-5%

В океанах 1*10-4%

У тваринних організмах в кістках і зубах. Формула зубної емалі наближається до формул апатитів. Нестача фтор – карієс, надлишок – крихкість зубної емалі.

III. Відкриття руйнують

«Фтор» - « той, що руйнує» («руйнуючий»)

«Флуор» - « той, що тече» («текучий»)

1780 рік К. В. Шеєле – припущення існування нового елементу, що входить до складу плавикової кислоти.

Томас і Тефра Нокс, Д. Никмс, П. Лойет, Хеморі Деві, Ж. Гей-Люссак, Л. Тернер – пробували отримати фтор, але отруїлися й тяжко хворіли.

А. Лавуазьє, Є. Фремі, М. Фародей – намагалися, але так і не добули фтор.

26.06.1886 – Анрі Муассон – добув фтор електролізом безводного HF (має містити залишки KF)

А . Муассон – почав з`ясовувати мідні сосуди – вони вкривалися захисним шаром фториду міді. До цього часу використовували …. типові – й кожен грам фтору « змішував» 5-6 Рt.

 

IV.Добування

електролізом безводного НF – у середовищі КН2F3(KF.2HF) за t=80-1200C або у середовищі KHF2(KF.HF) за температурою 240-3000С. На катоді водень, на опоріF2.

Устаткування для роботи з різким і газоподібним фтором виготовляють із сталі, міді або алюмінію нікелю – на їх поверхні утворюються цільні наявні плівки фторидів, які захищають від подальшої корозії.

V.Фізичні властивості.

За з.у. – блідо - жовтий газ з різким специфічним запахом.

t пл. = -219,70С, t.мін = -1880С.

Газоподібний F2 розчиняється у різному HF, різкий –необмежено у скропленому кисні.

 

VI.Хімічні властивості.

- Усі похідні фтору, навіть кисневмісні, є фториди. Ступінь окиснення -1

- Найсильніший окисник. Окиснює всі прості речовини крім He,Ne,Ar,O2 та N2.

- C, Si, P, S, більшість металів у вигляді порошків займаються в середовищі фтору за температурою 20-3000С.

- У сполуках із фтором елементи виявляють свій найвищий ступінь окиснення:

S +3F2 = S+6 F6 -1 2P+5F2 = 2P+5 F5 -1

Ці реакції проходять навіть за температури різного повітря (-1900С)

- у середовищі фтору горять навіть скло ( у вигляді вати ) та вода:

SiO2 -2 +2F2 0 = SiF4 -1 + O20 2H2O-2 +F2 0 = 4HF -1 + O2 0

SiO2 відновник H2O-2 відновник

- фтор безпосередньо окиснює навіть важкі благородні гази: Кv, Хе, Rn (радон)

Kv+F2=KvF2;

Xe+F2=XeF2;

Xe+2F2=XeF4 залежно від умов

Висока хімічна активність фтору пояснюється:

-малою міцністю зв’язків в молекулі F2;

- високою міцністю зв’язків з іншими елементами в яких є великий внесок іонності.

 

VII.Сполуки

1. Фтороводень

H2+F2=2HF - з вибухом, навіть у темряві за радикальним механізмом, полум’я, що виникає може досягти 4500 0С. Тому так HF – не добувають.

Добувають: CaF2 + H2SO t CaSO4+2HF

в лабораторії: KHF2 t KF + HF

Фтороводень – безбарвна речовина ( t кипіння=19.520C, tплавлення= -83.36 0C)

За t > 19.5 г безбарвний газ, дуже отруйний. Майже не має запаху. Потрапляння різкого HF на шкіру спричиняє дуже важкі опіки, тому що не розчиняє білки.

-HF полярна молекула (µ=0,64*10 -29), більш полярна ніж молекула води. => утворюються водневі зв’язки;

- у різкому стані:

.
.
.
.


4 bWxMj8FOwzAQRO9I/IO1SNyo3ULcKo1TlUqIMy2X3px4SaLG6xC7bfh7tic4jvZp5m2xmXwvLjjG LpCB+UyBQKqD66gx8Hl4e1qBiMmSs30gNPCDETbl/V1hcxeu9IGXfWoEl1DMrYE2pSGXMtYtehtn YUDi21cYvU0cx0a60V653PdyoZSW3nbEC60dcNdifdqfvYHDu1dTlbod0vdSbY+vmaZjZszjw7Rd g0g4pT8YbvqsDiU7VeFMLoqes9YLRg086zmIG7DKliAqAy9agywL+f+D8hcAAP//AwBQSwECLQAU AAYACAAAACEAtoM4kv4AAADhAQAAEwAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAW0NvbnRlbnRfVHlwZXNdLnht bFBLAQItABQABgAIAAAAIQA4/SH/1gAAAJQBAAALAAAAAAAAAAAAAAAAAC8BAABfcmVscy8ucmVs c1BLAQItABQABgAIAAAAIQDW7+Fh7wEAAOgDAAAOAAAAAAAAAAAAAAAAAC4CAABkcnMvZTJvRG9j LnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQA96imu2wAAAAkBAAAPAAAAAAAAAAAAAAAAAEkEAABkcnMvZG93 bnJldi54bWxQSwUGAAAAAAQABADzAAAAUQUAAAAA " strokecolor="black [3200]" strokeweight=".5pt">

H
.
.
F F

.
.
.
.
.
.
.
.
.
F H H H

F

утворюючи зигзагоподібні ланцюги

- Хімічна активність HF значною мірою залежіть від наявності H2O. Сухий HF не діє на більшість металів, не реагує із оксидами металів. Проте, якщо реакція HF з MeO розпочнеться хоча б якоюсь мірою, то далі вона піде із само прискоренням, оскільки внаслідок реакції кількість води збільшується:

MeO+ 2HF = MeF2+ H2O

Таке явище прискорення реакцій за рахунок каталітичного впливу її продуктів називають автокаталізом.

- Фтороводень необмежено розчиняється воді.

- Водний розчин HF ( фтороводнева або плавикова кислота) кислота середньої сили. Адже зв’язки Н-F дуже міцні, крім того утворюються асоціати полярних молекул НF за рахунок водневих зв’язків, закріплює стан Н і утруднює дисоціацію. Іони F-, що утворюються, сполучуються водневими зв’язками з молекулами НF та утворюють складні частини:

HF + H2O = H3O+ + F-

F- + HF = HF2 -

HF2 - + HF = Н2F3 -

 

Значна міцність водневих зв’язків приводить до того, що в реакції нейтралізації плавикової кислоти утворюються гідрофториди ( KHF2; KH2F3; KH3F4; KH4F5 ):

 

5HF + KOH = KH4F5+H2O

4HF + KOH = KH3F4+H2O

3HF + KOH = KH2F3+H2O

2HF + KOH = KHF2+H2O

За подальшого додавання лугу відбувається поступова нейтралізація гідрофторидів до фторидів:

 

KH2F3 + 2KOH = 3KF +2H2O

KHF2 + KOH = 2KF + H2O

 

У здатності плавикової кислоти утворювати кислі солі полягає її принципова відмінність від інших галогеловодневих кислот. Утворюються аніони HF2 -, H2F3 - за рахунок водневих зв’язків.

симетричний водневий зв`язок
HF2- [H…F...H ]-

 

 

L1 HF = L11 HF = 113 пм

Е зв = 113 кДж/моль

Два рівноцінних частково ковалентних,

частково водневих зв[B1] `язки.

H2F3 - - зигзагоподібна будова

Під час прошарування гідрофториди розкладаються:

KHnFn + 1 = KHn-1Fn + HF

- Характерна особливість плавикової кислоти її здатність розчиняти скло:

SiO2(Т) + 4НF (Р) = SiF4 + 2H2O(Р)

SiF4 + 2НF = H2[SiF6 ]

 

Тому зберігають плавикову кислоту у посуді із свинцю, фторопластів каучуку, поліетилену.

Фториди

Фториди елементів з високими ступенями окиснення добувають безпосередньою взаємодією простих речовин. Більшість фторидів металів з низькими ступенями окиснення добувають дією щавикової кислоти на оксиди, карбонати, гідроксиди металів, або дією фтору на нижчі фториди:

AL(OH)3 + 3HF = ALF3 + 3H2O

CL F + F2 = CLF3

Подібно до оксидів фториди поділяють на основні, кислотні та амфотерні

Основні – фториди металів з іонним зв`язком тверді, тугоплавкі речовини.

Кислотні – фториди неметалів, а також металів з високими ступенями окиснення, мають переважно ковалентний зв`язок.

- тоді , або рідини чи легкоплавкі тверді речовини (молекулярні кристалічні S ротон )

Амфотерні – це фториди з високим ступенем номерності зв`язку.

 

NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF4

основні амфотерний кислотні

 

гексофторсилікат натрію  
Як оксиди взаємодіють між собою:

2NaF + SiF4 = Na2 [ SiF6]

основний кислотний

тетрафторотерилат калію  

2KF + BeF2 = K2 [ BeF4]

основний амфотерний

як кислотний

 

BeF2 + SiF4 = Ве [ SiF6]

амфотерний кислотний

як основний

Основні розчинні фториди зазнають часткового гідролізу, як солі кислоти середньої сили:

NaF + Н2О = NaОН + НF

F- + Н2О = ОН- + НF лужне середовище.

 

Кислотні фториди гідролізують повністю, зумовлюючи кисне середовище:

SiF4 + Н2О = Н2 SiО3 + 4НF

 

Сполуки з киснем

Безпосередньо F2 з О2 не реагує. За кімнатної температури стійким є лише ОF2.

 

 

2NaOH-2 + 2F2 0 = O+2F-1 2 + 2NaF-1 + H2O

O-2 - 4e O+2 1 відновник

F0 2 + 2e 2F-1 2 окисник

ОF2 - токсичний газ світло-жовтого кольору з характерним запахом фтору ( tкип = - 1450C , tпл = -2240С ). Погано розчиняється у воді. Повільно реагує з водою, швидко з лугами.

O+2F2 + H2O-2 = HF + O0 2

 

O+2 + 2e O0 2

O-2 - 2e O0 2

O+2F2 + 2NaOH-2 = 2NaF + H2O + O0 2

O+2 + 2e O0

O-2 - 2e O0

реакції синпропорціювання.

O+2F2 - дуже сильний окисник ( за рахунок О+2).

0 2 + О+2F2 = 2Н+1F + H2 +1O-2

Н0 2 -2e Н+1 2

O+2 + 4e O-2 1

4) Інші сполуки

a) Хлорофторовуглеці CCL3F, CCL 2F2, CHCLF2, CHCL2F використовують як холодагенти (фреони).

Хімічно стійкі, нешкідливі для живих організмів. Але потрапляючи в атмосферу не руйнуються, накопичуються й далі розкладаються з утворенням атомів хлору, що каталізують процес розкладу О3.

б) n CF2 = CF2 ( - CF2 - CF2 - ) n

тетрафтороетилен тефлон ( органічна пластина)

Тефлон дуже хімічно стійкий: не розчиняються – в царській горілці, олеумі, конц. H2SO4, водний розчин NаOH.

Руйнують - розплавлений Nа за температурою 2000С;

газоподібний F2 t>1500С.

VIII.Застосування

F2 розділення нуклідів урану.

HF - виробництво полімерів, фреонів, фтору, обробка поверхні металів, травлення поверхі напівпровідників; добування штучного фріоніту

Na3 [ ALF6] - для добування AL.

F2- добування (CF)4 фторований графіт - мастило

OF2- окисник ядерного палива.


ХЛОР

I. 1S2 2S2 2p6 3S2 3p53d

- менша енергія іонізації та електронегативність порівнено з F.

- вільний d – підрівень => можливість утворення зв’язків за донорно-акцепторним механізмом, збільшення валентних можливостей.

Ступені окиснення -1 до +7.

II.Поширення в природі

4,5 * % (маси) переважно у вигляді хлоридів.

NaCl кам’яна сіль.

KCl сільвін.

NaCl * NaCl сильвініт.

KaCl * MgCl2 * 6H2O корноліт

у великій кількості у морській воді (до 1,5% маса NaCl).

III.Відкриття

Сполуки хлора відомі людству дуже давно.

NaCl – 3 – 4 тис. до н. е.

1774 р. К.В. Шеєле добув хлор взаємодією MnO2 (нейтралізує) та HCl але вважав що новий газ оксид соляної кислоти.

Лавуазьє і Берцеліус – запропонували вважати його оксидом невідомого елементу “мурію”.

1807 р. Деві добув жовто-зелений газ електролізом розплаву NaCl – спочатку також вважав оксидом морію. Лише за 3 роки дійшов, до висновку, що цей газ – проста речовина й назвав його chlovie gas або chlovine (грець. жовто зелений). А ще через 3 роки Гей - Люссак дав більш коротку назву – хлор. У 1811р. Швейгер запропонував іншу назву “галоген” – ця назва не прижилась, а потім почала використовуватися для … груп елементів.

IV.Добування

1) У промисловості електролізом концентрованих водних розчинів NaCL

2NaCL+2H2O ел. струм 2NaOH + H2 + CL2

Хлор на опорі

Хлор осушують H2SO4(k) – сухій він значно менш агресивний, практично не окиснює залізо, тому його зберігають і транспортують у стальних балонах.

2) У лабораторії окисленням HCL сильними окисниками.

4HCL-1 + Mn+4O2 = CL0 2 + Mn+2Cl2 + 2H2O

2CL-1 -2e CL0 2 1

Mn+4 +2e Mn+2 1

16HCL-1 + 2 KMn+7O4 = 5CL0 2 + 2 Mn+2Cl2 + 2KCL + 8H2O

2CL-1 -2e CL0 2 5

Mn+7 +5e Mn+2 2

 

14HCL-1 + K2Cr+6 2O7 = 3CL0 2 + 2 Cr+3 Cl3 + 2KCL + 7H2O

2CL-1 -2e CL0 2 3

Cr+6 2 +6e 2Cr+3 1

V.Фізичні властивості

Жовто-зелений газ з різним запахом, токсичний.Симптоми отруєння хлором – подразнення очей та органах дихання, безперервний кашель.

tпл.=-101,0 0С, tкип.=-34,10С. Обмежено розчиняється у воді ( 2 об’єми хлору у 1 об’єму води).

Слабкий насичений розчин хлору у воді називають хлорною водою.

Молекула CL2 міцніша за F2 ( існує дитивний зв’язок )

 

CL
­¯ ­¯ ¯

­¯

 

 


¯ ­¯ ­¯

CL

 

VI.Хімічні властивості:

Хлор – активний окисник. Безпосередньо взаємодіє з більшістю неметалів (крім благородних газівC,N2,O2), а також з переважно більшістю металів, легко окиснює складні речовини:

( виділення олова з консервних банок)
0 + 5CL2 0 = P+5CL5 -1

Sn0 + 2CL2 0 = Sn+4CL4 -1

H2O-1 + CL2 0 = 2HCL-1 + O2 0

O2 -1 -2e O2 0 1

CL2 0 + 2e CL-1 1

Відновні властивості менше при взаємодії з фтором :

3F2 0+CL2 0 = 2CL+3F3 -1 фторид хлоу (ІІІ)

Крім цього утворюються CLF та CLF5.

У водному розчині відбувається оборотна реакція диспропорціювання:

CL2 + H2O = HCL-1 + HCL+1О хлорнуватиста кислота

CL20 + 2 е 2СL-1 1

CL20 - 2 е 2СL+1 1

За кімнатної температури в насиченому розчині 70% -CL2 температура HCL: HCLO

У разі додавання лугу рівновага зміщується вправо, тобто при взаємодії хлору з лугом утворюються хлорди і гіпохлорити:

CL2 0 + 2NaOH = NaCL-1 + NaCLO+1 + H2O

гіпохлорит натрію

 

 

+7 +6 +5 +4 +3 +1 -1
HCLO4, KCLO4, CL2O7

CL2O6

HCLO3, KCLO3, CLF5

CLO2

HCLO2, NaCLO2, CLF3

HCLO2, NaCLO, CL2O, CLF

CL

HCL, KCL, CCL4

VII.Сполуки

1) Хлороводень.

а) Добування

у промисловості:

1) H2+CL2 = 2HCL

в лабораторії

2) NaCL+H2SO4(k)= NaHSO4+HCL

NaCL+H2SO4(K)=t NaHSO4+HCL

3) побічний продукт хлорування органічних сполук

б) Фізичні властивості

HCL – безбарвний газ з різким запахом

tпл.=-114, tкип.=-85 важкий за повітря

Димить в наслідок утворення з водяною парою дрібних крапель туману. Значно менш полярний зв’язок ніж HF , тому практично водневі зв’язки не утворюються.

Добре, але обмежено розчиняється у воді ( 450 об’ємів у 1 об’ємі H2O за звичайних умов ) ( 45,14% за 00С ).

Водний розчин сильна соляна кислота

HCL = H+ + CL- Kз 107

Концентрована соляна кислота за звичайних умов містить 37% HCL(g=1, 19 г/см3)

Хімічні властивості кислот – взаємодія з металами та її оксидами. Розчиняє …, тому транспортують у скляних бутлях або футерованих гумою стаевих місткостях.

Окиснюється KMnO4, MnO2, K2Cr2O7, але не окиснює H2SO4

2) Хлориди

Метили I-IV груп періодичної системи здатні досягати у своїх хлоридах вищого ступеня окислення, якій дорівнює номеру групи. У разі металів V-VIII груп такий стан окиснення не досягається / CL2 не такій сильний окисник та просторове обмеження у разі приєднання великого атомів хлору.

Подібно до оксидів і фторидів природа хлоридів закономірно змінюється залежно від характеру зв’язку між : іонні хлориди – основні властивості, а ковалентні – кислотні.

NaCL MgCL2 ALCL3 SiCL4 PCL5

Основні амфотерні кислотні

 

Іонні хлориди, як солі сильної кислоти практично не гідролізують. Амфотерні – оборотній гідроліз по катіону:

ALCL­3 + H2O = ALOHCL2 + HCL кисле середовище.

Кислотні ковалентні хлориди повністю гідролізують з утворенням соляної та відповідної кисневмісної кислоти:

PCL5 + 4 H2O = H3PO4 + 5 HCL;

SiCL5 + 4 H2O = H4SiO4 + 4 HCL.

 

PCL5 хлоронгідрид фосфорної кислоти.

2KCL + TiCL4 = K2 [TiCL4 ]

основний кислотний

BeCL2 + SnCL4 = Be [SnCL6]

аморт.як основний кислотний

2KCL + BeCL2 = K2[ BeCL4]

основний аморт.як основний

Кисневі сполуки хлору

гіпохлорит
хлорнуватиста
CL2+1 HCL+1O KCL+1O

 

L VXsjRRnREeyPfisd2QO6CU1YmvYaO6BEgg+YwLbSN5b+GzSWswPfDOCUir9BrkTAFyCFKujqhIY8 gJAvdEnC0eJEghOga8lHZqkjkid/jw3HSQzax92NKY9pJFmM0DtJy9Hn0ZyPY9w/fo2bnwAAAP// AwBQSwMEFAAGAAgAAAAhAGx0sEvcAAAACQEAAA8AAABkcnMvZG93bnJldi54bWxMj8FOhDAQhu8m vkMzJt7cFiIgSNkYzT6A60Y9dukIBDoltLuLb+940uPM/+Wfb+rt6iZxxiUMnjQkGwUCqfV2oE7D 4W139wAiREPWTJ5QwzcG2DbXV7WprL/QK573sRNcQqEyGvoY50rK0PboTNj4GYmzL784E3lcOmkX c+FyN8lUqVw6MxBf6M2Mzz224/7kNOy6sUiGrC1fFjWG94/PrBhx1vr2Zn16BBFxjX8w/OqzOjTs dPQnskFMGkpVMqnhPi9AcJ7mCS+ODKosBdnU8v8HzQ8AAAD//wMAUEsBAi0AFAAGAAgAAAAhALaD OJL+AAAA4QEAABMAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAFtDb250ZW50X1R5cGVzXS54bWxQSwECLQAUAAYA CAAAACEAOP0h/9YAAACUAQAACwAAAAAAAAAAAAAAAAAvAQAAX3JlbHMvLnJlbHNQSwECLQAUAAYA CAAAACEA95qb9RwCAADVAwAADgAAAAAAAAAAAAAAAAAuAgAAZHJzL2Uyb0RvYy54bWxQSwECLQAU AAYACAAAACEAbHSwS9wAAAAJAQAADwAAAAAAAAAAAAAAAAB2BAAAZHJzL2Rvd25yZXYueG1sUEsF BgAAAAAEAAQA8wAAAH8FAAAAAA== " strokecolor="windowText" strokeweight=".5pt">

хлорит
хлориста
HCL+3O KCL+3O

 

CL+4O

 

хлорнувата
хлорат
HCL+5O3 KCL+5O3

 

CL2+6O6

 

перхлорат
хлорна
CL2+7O7 HCL+7O4 KCL+7O4

3. Сполуки хлору (1) ( HCLO та CL2O ) KCLO

HCLO – хлорнуватиста існує тільки в розбавлених розчинах

Н 1130 CL Добування

O H2O+2CL2+CaCO3 = CaCL2 + CO2 +2HCL

Належить до слабких кислот (слабша за вугілля):

HCLO = H+ +OCL- k=3,2*10-8

Розкладається:

1) під дією прямого сонячного світла за наявністю каталізаторів ( солі Со), або відновників, що легко приєднують кисень:

2HCL+1O-2 = 2HCL-1 + O2

2) за наявністю водовідбірних речовин ( наприклад CaCL2 )

2HCLO = H 2 O + CL 2O ангідрид HCLO

3) під час нагрівання ( диспропорціювання ):

3HCL+1O = 2HCL-1 + HCL+5O3

CL+1 - 4е – CL+5 1

CL+1 + 2е – CL-1 2

O

1100
CL2O - оксид хлору (1) - жовто-бурий газ із запахом хлору CL CL

- Нестійкий – за кімнатною температурою розширюєтьсся:

4CL2+1O = 2 CL+4O2 + 3CL20

2CL+1 – 6e = 2CL+4 1

2CL+1 + 2е = CL20 3

- Під час нагрівання розширюється з вибухом:

2CL+12O-2 = 2CL02 ­+ O02­

- Добре розчиняється у воді ( 1об`єм Н2О – 200 об`єм CL2O) менше частково реагує з нею з утворенням к-м

CL2O + H2O = 2HCLO

Гіпохлорити солі хлорнуватистої кислоти - добувають за реакціями диспропорціонування CL2 в холодних лужних розчинах

щавелева вода використовується як вибілювальний реагент  
CL2 +2KOH = KCL + KCLO + H2O

 

 

KCLO розчиняється вже під дією CO2

сильний окисник
KCLO +CO2+H2O = KHCO3 + HCLO

Розчини KCL, KCLO та NaCL, NaCLO можно одержати електролізом водних розчинів KCL та NaCL без розділення катодного та анодного просторів

хлорне вапно
Ca(OH)2 +CL2= Ca (OCL)CL + H2O

Ca (OCL)CL – хлорідгіпохлорит кальцію – сильний окисник на вологому повітрі розкладаються

2Ca(OCL)CL + CO2 + H2O = CaCO3 + CaCL2 + 2HCLO

Хлорнуватиста кислота та ії солі дуже сильні окисники. Кислота більш сильний окисник ніж солі.

Солі розкладаються:

1) При проведенні диспропорціонування:

3KCL+1O = 2KCL-1 +KCL+5O3

2) За наявності каталізаторів або відновників:

2KCLO =2KCL +O2

 

Сполуки хлору (ІІІ) HCLO2 та KCLO2, NaCLO2

NaCLO2 – хлориста кислота, відома лише в розбавлених розчинах, під час зберігання швидко розкладається.

Одноосновна кислота середньої сили:

HCLO2 = H+ + CLO2 - K = 10-2

Солі хлорити стійкіші за саму кислоту , утворюються

CL+4O2 +Na2O-1 2 = 2NaCLO+3 2 +O0 2

CLO2 + H2O2 + NaOH = 2NaCLO2 +O2+2H2O

Під час нагрівання розкладаються (диспропорціонують)

1) 3NaCL+3O2 t 2NaCL+5 O3 + NaCL-1

2) За наявності каталізаторів або відновників:

NaCLO2 t, kat NaCL + O2

HCLO2 –сильний окисник, солі CLO2- значно поступаються CLO-

 

Сполуки хлору (ІV) CLO2

CLO2 - отруйний зеленкувато – жовтий газ з різким запахом. Добре розчиняється у воді ( 1 об єм Н2О - об єм CLO2)

- Добувають нагріванням зволоженої суміші вихідних речовин:

2KCL+5O3 + H2C+3 2 O4 t 2CL +4O2 ­ +K2 +4 CO3 + C+4 O2 + H2O

CL+5 + 1e => CL+4 2

2C+3 - 2e => 2C+4 1

- При розчині у воді відбувається реакція:

2CL+4 O2 + H2O2 = HCL +3O2 + HCL+5O3

CLO2 – ангідрид двох кислот

- У розчинах лугів

2CLO2 + 2NaOH = NaCLO2 + NaCLO3 + H2O

 

CLO2- сильний окисник - застосовують для вибілювання тканин, целюлози.

Сполуки хлору (V) HCLO3, KCLO3

HCLO3 – хлорнувата існує лише у розчинах ( до 40%). Розбавленні розчини стійкі, тому розширюються з вибухом.

- Добувають Ba(CLO3) +H2SO4 = 2HCLO3 + BaSO4..

- Сильна одноосновна кислота HCLO3 = H+ +CL3 - K=1

Хлорати

- Добування – пропускання CL2 в гарячий розчин лугу

3CL0 2 + 6KOH =5 KCL-1 + KCL+5 O3 + 3H2O

KCLO3 - гірше розчиняється у воді, то при охолодження відфільтровують

KCLO3 – бертолетова кислота

 

Розчини HCLO3 – сильні окисники. HCLO3 – властивостями нагадує HNO3. Суміш HCLO3, HCL - типу царської горілки.

Загалом HCLO3: ії солі слабкі окисники ніж HCLO та HCLO2 та їх солі.

Хлорати розкладаються:

1) При нагріванні ( деспропорціювання )

4 КCL +5O3 = КCL-1 + 3КCL +7O4

2) За наявності каталізатора ( MnO2) та нагріванні:

2КCLO3 t, kat 2КCL + 3О2

В зв`язку з 2 реакцією хлорати при ……………… сильні окисники – окислюють S,P цукор , утворюють суміш, що легко вибухають.

3S0 + 2KCL+5O3 = 3S+4O2 +2KCL-1

S0 - 4e - S+4 | 3

CL+5 +6 - CL-1 | 2

 

Сполуки хлору (VI) CLO3, ( CL2O6)

- добуванняCL+4O2 + O03 = CL+6 O3 + O0 2

Молекула CLO3 парамагнітна.Наявність неспареного електрона зумовлює здатність до утворення димер

2CLO3 => CL2O6

в пароподібному в конденсованому стані

За звичайних умов CL2O6 - олеїста рідина темного червоного кольору (tпл. = 3,50С). Менш легкий і вибухонебезпечний ніж інші оксиди хлору.

- За кімнатної температури розкладається

CL2O6 = 2CLO22

- з водою

CL+6 2O62О = НCL+5 O3 + НCL+7 O4

- з лугами

CL 2O6 + 2КОН = КCLO3 + КCLO4 + Н2 O

 

Сполуки хлору (VIІ) CL2O7, НCLO4, КCLO4

НCLO4 – хлорна - відома у вільному стилі – рухлива безбарвна рідина. Водні розчини дуже стійкі.

100% - мало стійка і ввибухає:

4НCLO4 = 4НCLO2 + 3О2 + 2Н2О

- добувають КCLO4 + H2SO4 = НCLO4 + K H2SO4

У водних розчинах найсильніша з усіх відомих кисневмісних кислот (приблизно в мільярд раз сильніша за азотну)

НCLO4 => Н+ + 3О2 + CLO4 - К ~ 109

CL 2O7оліїста рідина ( температура кипіння =830С )

- добувають 2НCLO4 + Р2О5 = CL2O7 + 2НРО3

- - температура більше 1200С вибухає: 2CL2O7 = 4 CLO2 + 3О2

CL2O7 – найстабільніший з усіх оксидів хлору

- З водою CL2O7 + Н2О = НCLO4

Окисні властивості НCLO4 та ії солей виражені меншою мірою ніж НCLO, НCLO2 та НCLO3 та їх солей.

Водночас під час нагрівання перхлорати творяться я к сильні окисники -t 6100C KCLO4 t KCL + 2O2

 


 

 

[B1]