Бинарные соединения с хлором это

Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [₁₀Ne ]3s 2 Зр 5 , характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl -1 . Шкала степеней окисления хлора:

+ 1 – Cl₂O , ClO — , HClO , NaClO , Ca(ClO)₂

— 1 – Cl — , HCl, KCl , PCl₅

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1₂ . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl₂ неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl₂ + РЬ→PbCl₂ (300 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL₂ с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

2NаСl _{(расплав)}→ 2Nа + Сl₂ (электролиз)

2NaCl+ 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории:

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg₂Сl₂, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

NaCl_(ж)→2Na+Cl₂↑ (850°С, электролиз )

2NаСl + 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз )

2NаСl_(р,20%)→ Сl₂↑+ 2Nа(Нg) “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)

Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl₂. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl_2(ж) → Са + Сl₂ ↑(электролиз ,800°С)

Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO₄, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl₃ . 6Н₂O →АlСl(ОН)₂ (100-200°С, —HCl,H₂O)→Аl₂O₃(250-450°С, -HCl,H2O)

2АlСl₃→2Аl + 3Сl₂↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Хлорид железа(II) FеСl₂. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl₂ (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе₂Сl₄. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе₂О₃, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl_{2 (конц.)} + Н₂O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl₂ + 2NаОН _(разб.) = Fе(ОН)₂↓+ 2NaСl (в атм. N₂)

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — ₄ = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н₂O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr₂O₇ 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н₂O

Fе 2+ + S 2- _(разб.) = FеS↓

FеСl₂ →Fе↓ + Сl₂↑ (90°С, в разб. НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа(III) FеСl₃. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl₃ (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе₂Сl₆ (точнее, Сl₂FеСl₂FеСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н₂O имеет строение [Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl • 2Н₂O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₃ + 3NaОН _(разб.) = FеО(ОН)↓ + Н₂O + 3NаСl (50 °С)

Хлорид аммония NН₄Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

Качественная реакция на ион NН₄ + — выделение NН₃ при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: взаимодействие NH₃ с НСl в газовой фазе или NН₃ Н₂О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(СlО)₂. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl₂ и Са(ОН)₂. Уравнения важнейших реакций:

Хлорат калия КСlO₃. Соль хлорноватой кислоты НСlO₃, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO₃ = ЗКСlO₄ + КСl (400 °С)

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂ (150-300 °С, кат. МпO₂)

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO_2(Г) = Сl₂ + 2O₂)

2КСlO₃ + Е_2(изб.) = 2КЕO₃ + Сl₂↑ (в разб. НNO₃, Е = Вr, I)

Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

5Вr — + 6Н + + ВrО₃ — = 3Вr 2 + 3Н₂O

КВr + 3Н₂O→3Н₂↑ + КВrО₃ (60-80 °С, электролиз)

Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I₂ за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I — + 16Н + + 2МnO₄ — = 5I₂↓ + 2Мn 2+ + 8Н₂O

I — + Аg + = АgI (желт.)↓

Бинарные соединения - это вещества, которые образованы двумя различными химическими элементами. Этот термин применяют при обозначении качественного и количественного состава неорганических соединений.

Бинарные химические соединения считаются важным объектом в изучении природы веществ. При их описании используют следующие понятия: поляризация связи, степень окисления, валентность. Данные химические термины позволяют понять суть образования химической связи, особенности строения неорганических веществ.

Рассмотрим основные классы бинарных соединений, особенности их химического строения и свойства, некоторые области их промышленного применения.

Оксиды

Данный класс неорганических веществ является самым распространенным в природе. Среди известных представителей этой группы соединений выделим:

• оксид кремния (речной песок);
• оксид водорода (вода);
• углекислый газ;
• глина (оксид алюминия);
• железняки (оксиды железа).

Такие бинарные соединения - это сложные вещества, в составе которых обязательно присутствует кислород, проявляющий степень окисления -2.

Агрегатное состояние оксидов

Соединения меди, кальция, железа являются кристаллическими твердыми веществами. Такое же агрегатное состояние имеют оксиды некоторых неметаллов, например шестивалентной серы, пятивалентного фосфора, кремния. Жидкостью при нормальных условиях является вода. Подавляющее большинство кислородных соединений неметаллов являются газами.

Особенности образования

Многие бинарные кислородные соединения образуются в природе. Например, при сгорании топлива, дыхании, гниении органических веществ формируется углекислый газ (оксид углерода 4). В воздухе его объемное содержание составляет около 0,03 процентов.

Подобные бинарные соединения - это продукты деятельности вулканов, а также составная часть минеральной воды. Углекислый газ не поддерживает горения, поэтому данное химическое соединение применяется для тушения пожаров.

Летучие водородные соединения

Такие бинарные соединения - это важная группа веществ, в составе которых присутствует водород. Среди представителей, имеющих промышленное значение, отметим метан, воду, сероводород, аммиак, а также галогеноводороды.

Часть летучих водородных соединений присутствует в почвенных водах, живых организмах, поэтому можно вести речь об их геохимической и биохимической роли.

Чтобы составлять бинарные соединения такого вида, на первое место ставят водород, имеющий валентность. В качестве второго элемента выступает неметалл, имеющий отрицательную степень окисления.

Для расстановки индексов в бинарном соединении между валентностями определяется наименьшее общее кратное. Количество атомов каждого элемента определяют путем деления его на валентности каждого элемента, входящего в состав соединения.

Хлороводород

Рассмотрим формулы бинарных соединений: хлороводорода и аммиака. Именно эти вещества имеют значение для современной химической промышленности. HCl при нормальных условиях является газообразным соединением, хорошо растворимым в воде. После растворения газообразного хлороводорода образуется соляная кислота, используемая во многих химических процессах и производственных цепочках.

Это бинарное соединение содержится в желудочном соке человека и животных, является барьером для болезнетворных микробов, проникающих с пищей в желудок.

Среди основных областей применения соляной кислоты выделим получение хлоридов, синтез хлорсодержащих продуктов, травление металлов, очистку труб от оксидов и карбонатов, кожевенное производство.

Аммиак, имеющий формулу NH₃, является бесцветным газом, обладающим специфическим резким запахом. Его неограниченная растворимость в воде позволяет получать нашатырный спирт, востребованный в медицине. В природе данное бинарное соединение образуется в процессе гниения органических продуктов, в составе которых присутствует азот.

Классификация оксидов

Кислородсодержащее бинарное соединение металла, имеющего валентность 1 или 2, является основным оксидом. Например, к этой группе относят оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Оксиды неметаллов, а также металлов с валентностью больше 4, являются кислотными соединениями.

В зависимости от химических свойств представителей данного класса делят на солеобразующие и несолеобразующие группы.

Среди типичных представителей второй группы отметим угарный газ (CO), оксид азота 1 (NO).

Формирование систематических названий соединений

Например, SO₃ – триоксид серы, N₂O₄ – тетроксид диазота, I₂CL₆ – гексахлорид диода.

Если в бинарном соединении присутствует химический элемент, способный проявлять разные степени окисления, после названия соединения в круглых скобках указывают состояние окисления.

К примеру, два соединения железа отличаются по названию: FeCL₃ - оксид железа (3), FeCL₂ – оксид железа (2).

Для гидридов, в частности неметаллических элементов, пользуются тривиальными названиями. Так, H₂O – вода, HCL – хлороводород, HI – йодоводород, HF – плавиковая кислота.

Катионы

Положительным ионам тех элементов, которые способны образовывать только один устойчивый ион, дают такие же названия, как и у самих символов. К ним относятся все представители первой и второй групп периодической системы Менделеева.

Например, катионы натрия и магния имеют вид: Na + , Mg 2+ . Переходные элементы способны образовывать несколько видов катионов, поэтому в названии необходимо указывать валентность, проявляемую в каждом отдельном случае.

Анионы

У простых (одноатомных) и комплексных (многоатомных) анионов применяется суффикс –ид.

Распространенным оксоанионом определенного элемента является суффикс –ам. Для оксоаниона элемента, находящегося в формуле с меньшей степенью окисления, применяется суффикс –ит. Для минимального состояния окисления используется приставка гипо-, а для максимального значения – пер-. Например, ион О 2- является оксид-ионом, а О - - пероксидом.

Существуют и разнообразные тривиальные названия гидридов. Например, N₂H₄ именуют гидразином, а PH₃ называют фосфином.

Серосодержащие оксоанионы имеют следующие названия:

• SO 4 2- - сульфат;
• S₂O₃ 2- - тиосульфат;
• NCS - - тиоцианат.

Для определения количества атомов каждого элемента находят наименьшее кратное между валентностями, при делении получают индексы.

У таких соединений высокая температура плавления и кипения, хорошая растворимость в воде, при нормальных условиях они являются твердыми веществами. Например, хлориды натрия и калия входят в состав морской воды.

Поваренную соль люди применяют с древних времен. В настоящее время использование этого бинарного соединения не ограничивается употреблением в пищу. При электролизе водного раствора хлорида натрия получают металлический натрий и газообразный хлор. Эти продукты используются в различных производственных процессах, например для получения гидроксида натрия, хлороводорода.

Значение бинарных соединений

К данной группе относится огромное количество веществ, поэтому можно с уверенностью говорить о масштабности их использования в разных сферах человеческой деятельности. Аммиак в химической промышленности применяют в качестве прекурсора при изготовлении азотной кислоты, производстве минеральных удобрений. Именно это бинарное соединение применяют в тонком органическом синтезе, долгое время использовали в холодильных установках.

Благодаря уникальной твердости карбида вольфрама, это соединение нашло применение в изготовлении многообразного режущего инструмента. Химическая инертность этого бинарного соединения позволяет применять его в агрессивных средах: лабораторном оборудовании, печах.

Все бинарные соединения имеют ковалентный либо ионный характер химической связи, молекулярную, ионную или атомную кристаллическую решетку.

Заключение

При составлении формул бинарных соединений необходимо соблюдать определенный алгоритм действий. Сначала записывается элемент, который проявляет положительную степень окисления (имеет меньшее значение электрической отрицательности). При определении значения степени окисления у второго элемента из восьми вычитают номер группы, в котором он находится. Если полученные числа отличаются между собой, определяется наименьшее общее кратное, затем вычисляются индексы.

Помимо оксидов, к данным соединениям причисляют карбиды, силициды, пероксиды, гидриды. Карбиды алюминия и кальция используют для лабораторного получения метана и ацетилена, пероксиды используют в химической промышленности в качестве сильных окислителей.

Такой галогенид, как фтороводород (плавиковая кислота), используется в электротехнике при паянии. Среди самых важных бинарных соединений, без которых трудно представить себе существование живых организмов, лидирует вода. Особенности строения этого неорганического соединения подробно изучаются в школьном курсе химии. Именно на ее примере ребята получают представления о последовательности действий при составлении формул бинарных соединений.

В заключение отметим, что сложно найти такую сферу современной промышленности, область человеческой жизни, где бы ни применялись разнообразные бинарные соединения.

Характер химической связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и перйодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного перйода, тип химической связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах типичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов.

Ионные хлориды – твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, ковалентные хлориды – газы, жидкости или же легкоплавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойства, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) – кислотные. Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:

Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях между собой, например:

При этом основные хлориды (за счет хлорид-ионов Сl – ) являются донорами электронных пар, а кислотные – акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями.

Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, ТlСl и РbСl₂).

– хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:

– взаимодействием оксидов с хлором (либо с хлоридами, часто с ССl₄) в присутствии угля:

Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl – бесцветный газ (Т_пл = –114,2 °С, Т_кип = –84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:

В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия, реакция идет при нагревании:

Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н₂O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl – сильная кислота (рK_а

7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HC1 находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.

Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей или при электролизе проявляет восстановительные свойства:

Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.

При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор – СuСl₂):

Соединения хлора (+1)

Степень окисления хлора +1 проявляется во фториде ClF, оксиде Сl₂О и нитриде Cl₃N, а также в соответствующих им анионах [ClF₂] – , [СlO] – и [ClN] 2– .

ClF – ядовитый бесцветный газ. Экзотермическое соединение. Молекула имеет линейное строение.

Cl₂O – желто-коричневый газ, ядовит. Молекула имеет угловое строение. Экзотермическое соединение.

Cl₃N – темно-желтое летучее вещество. Структура молекулы тригонально-пирамидальная.

Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, что подтверждается, например, их отношением к воде:

ClF + НОН = НСlO + HF,

Оксид хлора (I) Сl₂О – желто-коричневый газ. Молекула имеет угловое строение с валентным углом 170°. Это эндотермическое соединение, очень неустойчивое и даже при незначительном нагревании подвергается распаду со взрывом:

Получить оксид хлора (I) можно при взаимодействии хлора с оксидом ртути:

Производные оксохлорат (1) аниона [С1O] – , называемые гипохлоритами, неустойчивы. Их растворы получают, пропуская хлор в охлаждаемые растворы щелочей:

Оксохлорат (I) водорода НСlO известен только в разбавленных растворах. Это хлорноватистая кислота. Образуется она, наряду с соляной, при взаимодействии хлора с водой:

Cl₂ + HOH = HCl + HСlO.

Хлорноватистая кислота слабая, проявляет в растворе все общие свойства слабых кислот.

В растворе хлорноватистой кислоты происходят следующие процессы:

3НСlO = НСlO₃ + 2НСl.

Производные хлора (+1) проявляют окислительно-восстановительную двойственность с преобладанием сильных окислительных свойств:

Особенно агрессивен ClF, который реагирует с веществами еще более энергично, чем свободный фтор. На этом основано его применение в качестве фторирующего агента.

Соли хлорноватистой кислоты называются гипохлориты:

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O,

Гипохлориты применяются в качестве отбеливающего средства.

Наибольший практический интерес (как отбеливающее средство, средство для дегазации, дешевый окислитель) представляет гипохлорит кальция Са(СlO)₂. Получается он при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция:

Как видно из приведенного уравнения реакции, одновременно с Са(СlO)₂ образуется СаС1₂. Поэтому получаемый в технике продукт – белильная или хлорная известь – можно рассматривать как смешанную соль Са(СlO)Сl, т.е. гипохлорит-хлорид кальция. На воздухе карбонизируется:

Выделение атомарного кислорода обусловливает сильные окислительные свойства. За счет Сl +1 хлорная известь также проявляет окислительные свойства:

Гипохлориты более мягкие окислители, чем раствор хлорноватистой кислоты.

Соединения хлора (+3)

Степень окисления хлора +3 проявляется в трифториде ClF₃ и тетрафторохлорат(III)-анионе [ClF₄] – , а также в диоксохлорат(III)-анионе [ClO₂] – .

Трифторид хлора – газ бледно-зеленого цвета, может быть получен при нагревании C1F с избытком фтора. По химической природе ClF₃ – соединение кислотное:

Оксид хлора (III) Cl₂O₃ и диоксохлорат (III) водорода НСlO₂ в индивидуальном состоянии не выделены.

и разлагаются с выделением кислорода:

Степень окисления +3 для хлора – это промежуточная степень окисления, поэтому соединения обладают окислительно-восстановительной двойственностью:

В присутствии органических веществ твердые оксо- и фторохлораты (III) взрываются от удара.

Трифторид хлора и тетрафторохлораты (III) применяются как фторирующие агенты. Из хлоритов наибольшее значение имеет NaClO₂, применяемый при отбелке тканей и бумажной массы.

Cоединения хлора (+4)

Диоксид хлора ClO₂ – зеленовато-желтый газ с резким запахом хлора. Молекула имеет угловую форму с валентным углом 118 о , полярна, обладает парамагнитными свойствами. Диоксид хлора постепенно разлагается на свету:

При небольшом нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами разлагается со взрывом.

Один из технических методов получения СlО₂ основан на реакции восстановления NaClO₃ диоксидом серы в растворе серной кислоты при нагревании:

Диоксид хлора является смешанным ангидридом 2-х кислот: хлоритой и хлорноватой:

Аналогично диспропорционирование идет в щелочах:

При окислительно-восстановительной двойственности преобладают окислительные свойства:

Применяется для отбелки бумажной массы и в некоторых других технологических процессах.

Соединения хлора (+5)

Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления +5, известны пентафторид ClF₅, оксотрифторид ClOF₃, диоксофторид ClO₂F и производные триоксохлорат (V)-аниона [СlOз] – , триоксофторохлорат(V)-аниона [ClO₃F] 2– , оксотетрафторохлорат (V)-аниона [ClOF₄] – .

Молекула ClF₅ имеет формулу тетрагональной пирамиды. Пентафторид хлора это малодиосоциирующая жидкость, устойчив до 200°С. Его получают фторированием ClF₃:

Оксотрифторид хлора ClOF₃ образуется при действии на смесь ClF₃ и OF₂ ультрафиолетовых лучей:

Это соединение легко разлагается на ClF₃ и O₂. Является кислотным соединением.

Диоксофторид хлора ClO₂F (хлорилфторид) – бесцветный довольно устойчивый газ. Получают его фторированием СlO₂. Хлорилфторид – кислотное соединение; его гидролиз идет по схеме:

Оксид хлора (V) неизвестен. Производные [СlO₃] – называют хлоратами. Наибольшее практическое значение имеет хлорат калия КСlO₃ (бертолетова соль). Его получают пропусканием хлора через горячий раствор КОН:

или электролизом горячего раствора KСl. Поскольку KСlO₃ мало растворим в воде, его легко отделяют от KСl охлаждением раствора.

Триоксохлорат (V) водорода НСlO₃ в свободном состоянии не выделен. В отличие от НСlO и НСlO₂ известны его концентрированные растворы (до 40 %). В водных растворах НСlO₃ – сильная кислота, называемая хлорноватой. Ее обычно получают обменной реакцией:

При нагревании хлораты диспропорционируют:

а в присутствии катализатора (MnO₂) распадаются с выделением кислорода:

При нагревании триоксохлораты (V) – сильные окислители. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO₃ применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.

Cоединения хлора (+6)

Триоксид хлора ClO₃ – неустойчивый короткоживущий радикал, который самопроизвольно димеризуется в Cl₂O₆.

Оксид Cl₂O₆ в обычных условиях – темно-красная маслообразная жидкость, замерзающая при +3 °С.

При обычных условиях Сl₂О₆ постепенно разлагается. Энергично взаимодействует с водой, образуя за счет дисропорционирования хлорноватую и хлорную кислоты:

Аналогично взаимодействует со щелочами:

При соприкосновении с органическими веществами Cl₂O₆ взрывается.

Соединения хлора (+7)

Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах:

Оксид хлора (VII) C1₂O₇ – бесцветная жидкость

Получается при нагревании смеси оксохлората (VII) водорода и оксида фосфора (V):

Молекула С1₂O₇ полярна. В ней согласно электронографическому исследованию два тетраэдра объединены посредством атома кислорода:

Оксид Сl₂O₇ относительно устойчив, но при нагревании (выше 120° С) разлагается со взрывом.

Тетраоксохлораты (VII) (перхлораты) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (VII) водорода НСlO₄ – бесцветная жидкость, способная взрываться. Строение молекулы НСlO₄ приведено ниже:

Тетраоксохлорат (VII) водорода хорошо растворим в воде. Раствор является хлорной кислотой.

Хлорная кислота – одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H₂SO₄ на KСlO₄:

Известны многочисленные оксохлораты (VII). В частности, кристаллогидрат НСlO₄∙Н₂О является перхлоратом оксония [Н₃O]СlO₄. Его получают электролизом раствора KClO₃. Перхлораты в основном применяются в производстве взрывчатых веществ.

Молекула ClO₃F имеет форму несколько искаженного тетраэдра. В обычных условиях триоксофторид хлора (перхлорил фторид) – бесцветный газ, в отличие от Cl₂O₇ обладает высокой термической и гидролитической стойкостью: устойчив до 500 °С и не гидролизуется даже при 260 °С. Кислотная природа его проявляется при взаимодействии с концентрированными растворами щелочей:

ClO₃F, как и Cl₂ O₇ – сильный окислитель.

Другие оксофториды хлора (VII) – ClO₂F₃ и ClOF₅ – малоустойчивые газы. Получают их окислением фторидами кислорода низших фторидов хлора:

В ряду ClO – – СlO₂ – – СlO₃ – – СlO₄ – по мере увеличения степени окисления хлора устойчивость анионов возрастает. Это можно объяснить тем, что при переходе от ClO – к ClO₄ – увеличивается число электронов, принимающих участие в образовании связей.

Полагают, что в ряду СlO – – СlO₂ – – СlO₃ – – СlO₄ – возрастает роль π-связывания. Так, если в СlO – порядок связи равен 1, то в ионе ClO₄ – он составляет 1,5. Повышение порядка связи в анионах соответствует увеличению средней энергии связи и уменьшает межъядерное расстояние.

Вследствие повышения устойчивости в ряду ClO – – СlO₂ – – СlO₃ – – СlO₄ – уменьшается окислительная активность. Так, гипохлориты вступают в окислительно-восстановительное взаимодействие в любой среде. Хлораты в растворах окисляют только в сильнокислой среде:

СlO₃ – + I – + Н₂О → реакция не идет,

Окислительная же способность иона СlO₄ – в растворах практически не проявляется.

По мере увеличения степени окисления хлора в ряду кислородсодержащих кислот НСlO – НСlO₂ – HClO₃ – HClO₄ сила кислот возрастает. Этот факт можно объяснить тем, что по мере увеличения числа атомов кислорода в анионах прочность связи О–Н с определенным атомом кислорода ослабевает.