Ион с хлором и кислородом
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:
СаСl2(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:
FеСl2 (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: 2СlO2(Г) = Сl2 + 2O2)
2КСlO3 + Е2(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.)↓
Хлор в таблице менделеева занимает 17 место, в 3 периоде.
| Символ | Cl |
| Номер | 17 |
| Атомный вес | 35.4460000 |
| Латинское название | Chlorum |
| Русское название | Хлор |
Электронная схема хлора
Cl: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Короткая запись:
Cl: [Ne]3s 2 3p 5
Одинаковую электронную конфигурацию имеют атом хлора и P -2 , S -1
Порядок заполнения оболочек атома хлора (Cl) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.
На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ - до 6, на ‘d’ - до 10 и на ‘f’ до 14
Хлор имеет 17 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:
2 электрона на 1s-подуровне
2 электрона на 2s-подуровне
6 электронов на 2p-подуровне
2 электрона на 3s-подуровне
5 электронов на 3p-подуровне
Степень окисления хлора
Атомы хлора в соединениях имеют степени окисления 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2.
Степень окисления - это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.
Ионы хлора
Валентность Cl
Атомы хлора в соединениях проявляют валентность VI, V, IV, III, II, I.
Валентность хлора характеризует способность атома Cl к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:
Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами
Валентность не имеет знака.
Квантовые числа Cl
Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Cl эти числа имеют значение N = 3, L = 1, Ml = 0, Ms = -½
Видео заполнения электронной конфигурации (gif):
Результат: 
Энергия ионизации
Чем ближе электрон к центру атома - тем больше энергии необходимо, что бы его оторвать. Энергия, затрачиваемая на отрыв электрона от атома называется энергией ионизации и обозначается Eo. Если не указано иное, то энергия ионизации - это энергия отрыва первого электрона, также существуют энергии ионизации для каждого последующего электрона.
Перейти к другим элементам таблицы менделеева
[Это сообщение изменил Алексей П. (изменение 12 Января 2005 19:50).]
То есть в водном растворе свободный йод (в морской воде, например) переходит в соединения, а оказавшись на воздухе йодиды и йодаты теряют йод, который замещается хлором и фтором из воздуха. Поэтому йодированная соль имеет ограниченный срок хранения.
Punto
И если не трудно, назовите гораздо более эффективные и более безопасные способы устранения дефицита йода в организме
Йодированная соль, безусловно, безопасна для здоровья, что бы получить передоз йода - надо съесть несколько кило соли, и отравление произойдет солью раньше, чем йодом.
Употребление в пищу морской капусты и креветок вполне имхо обеспечивает организм необходимым йодом.
Добавление от 03 Января 2005 15:29:
Alex P.
Пунто абсолютно прав - единственный элемент, в соединениях с которым кислород имеет положительную степень окисления - это фтор.
Alex P.
А вот воду хлор медленно разлагает с образованием соответствующих соединений
Интересно, каких?
На самом деле хлор прекрасно растворим в воде (до 400 объемов в одном воды, насколько я помню из учебника Общей Химии Глинки), но о реакции хлора с водой я не слышал.
А вот примеров, в которых хлор выступает как менее сильный окислитель, чем кислород - куча.
ссылка . Хлор получают действием различных окислителей на соляную кислоту, например:
МnО2 + 4НСl = МnСl2 + Сl2 + 2Н2О.
[Это сообщение изменил Пъ (изменение 04 Января 2005 15:31).]
Добавление от 04 Января 2005 15:36:
на самом деле обсуждается вкус пищевой соли, представляющей собой смесь солей натрия, калия, магния и кальция (плюс йодиды и йодаты калия, как микроэлемент, на вкус не влияющий).
Добавление от 04 Января 2005 23:29:
Правда, существует и такая реакция:
Сl2 + Н2О НОСl + НСl
Но и в данном случае хлор не "замещает" кислород в воде.
А что же он, простите, делает, вытесняя кислород из его соединения с водородом?
Добавление от 04 Января 2005 23:48:
Добавление от 04 Января 2005 23:52:
Для меня однозначно предпочтение каменной соли относительно неких рафинированных вариантов
Интересно, почему?
Добавление от 04 Января 2005 23:56:
Особенно учитывая смысл слова "рафинированный" - очищеный.
Очищенная соль имеет 99.99% NaCl, я и начал свое повествование про соль с оспаривания полезности потребления чистого хлористого натрия, утверждая, что смесь солей вкуснее и полезнее. Потому как гармонично дополняет организм натрием, калием, магнием и кальцием.
По этому тезису есть возражения?
Добавление от 05 Января 2005 00:04:
Добавление от 05 Января 2005 00:21:
Пъ
Я говорю о явной химической реакции, при которой должен выделяться кислород. Я о такой не слышал.
Дак Вы о ней и написали в Сl2 + Н2О НОСl + НСl, но не рассмотрели процесс в целом, а только его часть
Хлорноватистая кислота немедленно начинает разлагаться сразу после образования, при этом выделяется кислород
Добавление от 05 Января 2005 00:26:
Alex P.
Хлорноватистая кислота немедленно начинает разлагаться сразу после образования, при этом выделяется кислород
Не совсем так. Поскольку реакция обратима - то образование атомарного кислорода должно немедленно привести к образованию Н2О и Cl, причем за атомарным хлором повышенной активности не наблюдается, в отличии от О.
Но в этом я не уверен.
Добавление от 05 Января 2005 00:30:
И заодно - не стоит путать соли с оксидами.
Добавление от 05 Января 2005 00:32:
Alex P.
Почему Вы считаете, что только действие свободных элементов является определяющим в этом вопросе ?
Действительно, азотная кислота тоже воздействует на оксиды металлов - значит азот тоже активнее кислорода?
Добавление от 05 Января 2005 00:39:
Галогены не соединяются непосредственно с кислородом, поэтому их кислородные соединения получаются только косвенным путем и представляют собой вещества более или менее неустойчивые. Наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее устойчивы — окислы. Во всех кислородных соединениях галогены проявляют положительную валентность, достигающую семи у высших кислородных соединений хлора и иода.
Наиболее многочисленны и важны в практическом отношении кислородные соединения хлора, которые мы и рассмотрим несколько подробнее.
В табл. 20 для общей ориентировки приведены формулы окислов и кислот, образуемых хлором, а также названия кислот и соответствующих им солей. В скобки заключены предполагаемые, но не полученные пока соединения.
| Кислоты | |||
| Окислы | формула | название | Название солей |
| Сl2O | HClO | Хлорноватистая | Гипохлориты |
| (Cl2O3) | HClO2 | Хлористая | Хлориты |
| СlO2 | — | — | — |
| (Сl2O3) | HClO3 | Хлорноватая | Хлораты |
| Cl2O7 | HClO4 | Хлорная | Перхлораты |
Все кислородные соединения хлора являются сильными окислителями. Производя окисление, положительно валентные атомы хлора обычно восстанавливаются или до нейтрального хлора или до отрицательно заряженных ионов Сl’. Важное практическое применение имеют соли хлорноватистой и хлорноватой кислот — гипохлориты и хлораты.
Гипохлориты. В основе их получения лежит реакция хлора с водой, приводящая к образованию хлорноватистой кислоты:
Эта реакция представляет собой не что иное, как гидролиз хлора. Можно предполагать, что гидролизу предшествует поляризация ковалентной связи между атомами хлора в. молекуле Сl2, т. е. смещение общей пары электронов в сторону одного из атомов под влиянием полярных молекул воды. Затем положительно зарядившийся атом хлора соединяется с гидроксилом воды, вытесняя протон, и одновременно другой атом хлора превращается в ион [:Сl:] — , как это показано на следующей схеме:
Из схемы видно, что гидролиз хлора является окислительно-восстановительной реакцией, при которой один из атомов хлора, присоединяя к себе электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора окисляется:
Сl − e — = Cl (+1)
Cl + e — = C (-1)
Такой процесс, когда одни атомы одного и того же элемента являются окислителями, а другие — восстановителями, называется самоокислением-самовосстановлением.
Получающиеся при гидролизе хлора НСl и НСlO могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция не идет до конца; равновесие устанавливается когда прореагирует приблизительно 1 /3растворенного хлора. Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами Сl2 значительное количество соляной и хлорноватистой кислот.
Расщепление ковалентной связи между атомами хлора при его гидролизе имеет иной характер, чем расщепление связи между ними же, происходящее при действии света на хлор и сопровождающееся образованием свободных атомов хлора
расщепление связи расщепление связи при гидролизе при действии света
Первый вид расщепления ковалентной связи называется неоднород-н ы м, а второй — однородным.
Примерами однородного и неоднородного расщепления связи могут также служить термическая диссоциация йодистого водорода при нагревании:
и электролитическая диссоциация иодистого водорода при растворении в воде:
Хлорноватистая кислота НСlO очень неустойчива и в растворе постепенно распадается на хлористый водород и кислород:
По мере разложения хлорноватистой кислоты равновесие приведенной на стр. 324 реакции между хлором и водой смещается вправо и в конце концов весь хлор вступает во взаимодействие с водой, а в растворе остается только НСl. Свет очень ускоряет эту реакцию, поэтому хлорную воду следует всегда хранить в темноте.
Хлорноватистая кислота — очень сильный окислитель; ее образованием при взаимодействии хлора с водой объясняются белящие свойства хлора. Совершенно сухой хлор не белит, но в присутствии влаги происходит быстрое разрушение красящих веществ образующейся при гидролизе хлора хлорноватистой кислотой.
Если к хлорной воде прибавлять понемногу щелочь, то вследствие нейтрализации хлорноватистой и соляной кислот равновесие реакции гидролиза хлора тоже сдвигается вправо; в результате получается раствор, содержащий соли хлорноватистой и соляной кислот:
HCl + НСlO + 2КОН = КСl + КClO + 2Н2O
Тот же результат, очевидно, получится, если непосредственно пропускать хлор в холодный раствор щелочи: 2КОН + Сl2 = КСl + КСlO + Н2O
или в ионной форме:
Полученная таким путем жидкость, содержащая в растворе смесь солей хлорноватистой и соляной кислот, называется ж а-велевой водой (Javelle — местечко около Парижа, где впервые стали изготовлять эту воду) и применяется для беления; ее белящие свойства обусловливаются тем, что гипохлорит калия легко разлагается уже под влиянием углекислого газа воздуха, причем выделяется хлорноватистая кислота:
Последняя и действует обесцвечивающим образом на красящие вещества.
Аналогичный раствор, содержащий гипохлорит натрия, получается при пропускании хлора в раствор едкого натра. Оба раствора могут быть получены также путем электролиза КCl и NaCl, если дать возможность выделяющемуся хлору реагировать с образующимися при электролизе щелочами .
При действии хлора на сухую гашеную известь получается так называемая белильная или хлорная известь. Главной составной частью ее является гипохлорит кальция Са(СlO)2, образующийся по реакции
наряду с ним хлорная известь содержит также и другие соли кальция.
Хлорная известь представляет собою белый порошок с резким запахом, обладающий сильными окислительными свойствами. Во влажном воздухе под действием углекислого газа она постепенно разлагается, выделяя хлорноватистую кислоту, чем и обусловливается ее характерный запах:
При действии на хлорную известь соляной кислоты выделяется хлор:
Хлорная известь широко применяется для отбелки растительного волокна (тканей, бумаги), для дезинфекции выгребных ям, отхожих мест, сточных канав и пр. В противохимической обороне хлорная известь играет важную роль как средство дегазации местности, зараженной отравляющими веществами.
В последнее время промышленностью освоено изготовление хлорной извести с очень высоким содержанием активного хлора, состоящей из почти чистого гипохлорита кальция Са(СlO)2. Для ее получения действуют хлором на известковое молоко — смесь гашеной извести с небольшим количеством воды. Образующийся гипохлорит кальция выделяется в виде мелких кристаллов состава Са(СlO )2 • 3Н2О. По окончании реакции осадок отфильтровывают и высушивают. Полученный таким образом технический продукт содержит до 70% активного хлора.
Хлораты представляют собой соли довольно неустойчивой хлорноватой кислоты НСlO3. Общеизвестной и самой важной из этих’солей является хлорат калия КСlO3, или бертолетова соль.
Если нагревать раствор гипохлорита калия, то он утрачивает свои белящие свойства. Это происходит вследствие разложения КСlO с образованием бертолетовой соли по следующему уравнению:
3КСlO = КСlO3 + 2КСl
или в ионной форме
При этой реакции 2 /3 атомов хлора, входящих в состав ионов СlO’ и имеющих валентность +1, превращается в ионы Сl’, т. е. восстанавливается, в то время как 1 /3 тех же атомов из валент ного состояния +1 переходит в валентное состояние +5, т. е. окисляется.
Если пропускать хлор в горячий раствор едкого кали, то вместо КСlO сразу получается КСlO3:
При этом 1 /6 часть атомов хлора окисляется до ионов СlO3‘, а 5 /6 восстанавливаются до ионов Сl’.
Так как бертолетова соль трудно растворима в холодной воде, то при охлаждении раствора она выпадает в виде кристаллов и таким образом отделяется от остающегося в растворе хлористого калия.
При нагревании бертолетова соль легко разлагается с выделением кислорода:
С различными горючими веществами (серой, углем, фосфор ром) бертолетова соль образует смеси, сильно взрывающие при ударе. На этом основано ее применение в артиллерийском деле для устройства запалов. Бертолетова соль употребляется в пиротехнике для приготовления бенгальских огней и других легко воспламеняющихся смесей. Главнейшим же потребителем бертолетовой соли является спичечная промышленность. В головке обычной спички содержится около 50% бертолетовой соли.
Соответствующая бертолетовой соли хлорноватая кислота НСlO3 известна только в виде водного раствора, который может быть сгущен выпариванием до концентрации в 50%. Хлорноватая кислота действует как сильный окислитель. Структурная формула хлорноватой кислоты:
Ангидрид хлорноватой кислоты неизвестен. Вместо него при разложении хлорноватой кислоты, например при действии концентрированной серной .кислоты на бертолетову соль, выделяется желто-бурый газ с характерным запахом — двуокись хлора СlO2. Двуокись хлора очень неустойчива и легко разлагается со взрывом на хлор и кислород от нагревания, соприкосновения с органическими веществами и т. п. Смесь бертолетовой соли с сахаром воспламеняется при смачивании ее каплей серной кислоты, так как выделяющаяся двуокись хлора является сильным окислителем.
При осторожном нагревании в отсутствие катализатора бертолетова соль частично разлагается с выделением кислорода частично же переходит в соль хлорной кислоты — перхлорат калия КСlO4:
Перхлораты — более прочные соединения, чем хлораты. Действуя на перхлорат калия серной кислотой, можно получить свободную хлорную кислоту HClO4, которая в чистом виде представляет собой бесцветную жидкость, замерзающую при —112°.
Хлорная кислота HClO4 наиболее устойчивая из кислородных кислот хлора. В то же время она самая сильная из всех известных кислот: ее кажущаяся степень диссоциации в 0,5 н. растворе равна 88%, т. е. больше, чем кажущаяся степень диссоциация соляной кислоты при тех же условиях. Окислительные свойства у хлорной кислоты выражены слабее, чем у хлорноватой.
Строение хлорной кислоты выражается формулой
Если нагревать хлорную кислоту с фосфорным ангидридом, отнимающим от нее воду, то образуется хлорный ангидрид:
Хлорный ангидрид — маслянистая жидкость, кипящая при 83°; сильно взрывает при ударе.
Сопоставление свойств важнейших кислородных соединений хлора позволяет сделать следующий общий вывод:С увеличением валентности хлора растет устойчивость его кислородных кислот, и их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильный окислитель — хлорноватистая кислота, наименее сильный — хлорная кислота. Наоборот, сила кислородных кислот хлора увеличивается с увеличением валентности последнего. Наиболее слабой является хлорноватистая кислота (константа ее диссоциации около 10 -8 ), наиболее сильной — хлорная кислота.
Кислородные соединения фтора. Наиболее изученным соединением
фтора с кислородом является окись фтора, или фтористый кислород OF2, впервые полученный только в 1927; г. Это — бесцветный газ, сгущающийся в жидкость при —145°, очень ядовитый, малорастворимый в воде.
Фтористый кислород получается при действии фтора на 2%-ный раствор щелочи:
По всем признакам (низкая температура кипения, плохая растворимость в воде) фтористый кислород представляет собой соединение, в котором связи фтора с кислородом ковалентны. Строение его может быть изображено так:
Так как металлоидные свойства выражены у фтора сильнее, чем у кислорода, то следует считать, что во фтористом кислороде фтор отрицательно одновалентен, а кислород положительно двухвалентен.
Кислородные соединения брома и йода
Из кислородных соединений брома известны бромноватистая НВrО и бромноватая НВrО3 кислоты и их соли, которые получаются аналогично соответствующим соединениям хлора, но отличаются меньшей устойчивостью. Бромная кислота и ее соли неизвестны. Окислы брома очень неустойчивые соединения, существующие только при низких температурах.
Иод образует высший окисел J2O5 — йодноватый ангидрид, которому соответствует йодноватая кислота HJO3. Натриевая соль этой кислоты встречается как примесь к чилийской селитре. Калиевую соль можно получить тем же способом, что и бертолетову соль, действуя иодом на горячий раствор щелочи.
Свободная йодноватая кислота получается окислением иода в присутствии воды. Если в качестве окислителя взять хлор, то реакция идет по следующему уравнению:
Йодноватая кислота представляет собой кристаллическое вещество, вполне устойчивое при обычной температуре. При нагревании до 200° йодноватая кислота теряет элементы воды и переходит в твердый йодноватый ангидрид:
Выше 300° йодноватый ангидрид, в свою очередь, распадается на иод и кислород.
Кроме йодноватой кислоты, известна еще йодная кислота HJO4, которая может быть получена действием иода на НСlO4:
При выпаривании раствора HJO4 получаются бесцветные кристаллы, имеющие состав HJO4 x 2H2O и плавящиеся при 130°. Этот кристаллогидрат следует, однако, рассматривать как новую пятиосновную кислоту H5JO6 (ортоиодную), так как в нем все пять атомов водорода могут замещаться металлами с образованием солей (например, Ag5JO6).
Йодный ангидрид J2O7 не получен.
Вы читаете, статья на тему Кислородные соединения галогенов
Читайте также: