Какие есть кислоты с хлором получили

15.1. Общая характеристика галогенов и халькогенов

Галогены ("рождающие соли") – элементы VIIA группы. К ним относятся фтор, хлор, бром и йод. В эту же группу входит и неустойчивый, а потому не встречающийся в природе астат. Иногда к этой группе относят и водород.
Халькогены ("рождающие медь") – элементы VIA группы. К ним относятся кислород, сера, селен, теллур и практически не встречающийся в природе полоний.
Из восьми существующих в природе атомов элементов этих двух групп наиболее распространены атомы кислорода (w = 49,5 %), за ним по распространенности следуют атомы хлора (w = 0,19 %), далее – серы (w = 0,048 %), затем – фтора (w = 0,028 %). Атомов остальных элементов в сотни и тысячи раз меньше. Кислород вы уже изучали в восьмом классе (гл. 10), из остальных элементов наиболее важными являются хлор и сера – с ними вы и познакомитесь в этой главе.
Орбитальные радиусы атомов галогенов и халькогенов невелики и лишь у четвертых атомов каждой группы приближаются к одному ангстрему. Это приводит к тому, что все эти элементы, представляют собой элементы, образующие неметаллы и только теллур и йод проявляют некоторые признаки амфотерности.
Общая валентная электронная формула галогенов – ns 2 np 5 , а халькогенов – ns 2 np 4 . Маленькие размеры атомов не позволяют им отдавать электроны, напротив, атомы этих элементов склонны их принимать, образуя однозарядные (у галогенов) и двухзарядные (у халькогенов) анионы. Соединяясь с небольшими атомами, атомы этих элементов образуют ковалентные связи. Семь валентных электронов дают возможность атомам галогенов (кроме фтора) образовывать до семи ковалентных связей, а шесть валентных электронов атомов халькогенов – до шести ковалентных связей.
В соединениях фтора – самого электроотрицательного элемента – возможна только одна степень окисления, а именно –I. У кислорода, как вы знаете, максимальная степень окисления +II. У атомов остальных элементов высшая степень окисления равна номеру группы.

Простые вещества элементов VIIA группы однотипны по строению. Они состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор – газы, бром – жидкость, а йод – твердое вещество. По химическим свойствам эти вещества сильные окислители. Из-за роста размеров атомов с увеличением порядкового номера их окислительная активность снижается.
Из простых веществ элементов VIA группы при обычных условиях газообразны только кислород и озон, состоящие из двухатомных и трехатомных молекул, соответственно; остальные – твердые вещества. Сера состоит из восьмиатомных циклических молекул S₈, селен и теллур из полимерных молекул Se_n и Te_n. По своей окислительной активности халькогены уступают галогенам: сильным окислителем из них является только кислород, остальные же проявляют окислительные свойства в значительно меньшей степени.

Состав водородных соединений галогенов (НЭ) полностью отвечает общему правилу, а халькогены, кроме обычных водородных соединений состава H₂Э, могут образовывать и более сложные водородные соединения состава Н₂Э_n цепочечного строения. В водных растворах и галогеноводороды, и остальные халькогеноводороды проявляют кислотные свойства. Их молекулы – частицы-кислоты. Из них сильными кислотами являются только HCl, HBr и HI.
Для галогенов образование оксидов нехарактерно, большинство из них неустойчиво, однако высшие оксиды состава Э₂О₇ известны для всех галогенов (кроме фтора, кислородные соединения которого не являются оксидами). Все оксиды галогенов – молекулярные вещества, по химическим свойствам – кислотные оксиды.
В соответствии со своими валентными возможностями халькогены образуют два ряда оксидов: ЭО₂ и ЭО₃. Все эти оксиды кислотные.

Гидроксиды галогенов и халькогенов представляют собой оксокислоты.

Хлор самый распространенный, а потому и важнейший из галогенов.
В земной коре хлор встречается в составе минералов: галита (каменной соли) NaCl, сильвина KCl, карналлита KCl·MgCl₂·6H₂O и многих других. Основной промышленный способ получения – электролиз хлоридов натрия или калия.

Простое вещество хлор – газ зеленоватого цвета с едким удушающим запахом. При –101 °С конденсируется в желто-зеленую жидкость. Хлор весьма ядовит, во время первой мировой войны его даже пытались использовать в качестве боевого отравляющего вещества.
Хлор – один из самых сильных окислителей. Он реагирует с большинством простых веществ (исключение: благородные газы, кислород, азот, графит, алмаз и некоторые другие). В результате образуются галогениды:
Cl₂ + H₂ = 2HCl (при нагревании или на свету);
5Cl₂ + 2P = 2PCl₅ (при сжигании в избытке хлора);
Cl₂ + 2Na = 2NaCl (при комнатной температуре);
3Cl₂ + 2Sb = 2SbCl₃ (при комнатной температуре);
3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃ (при нагревании).
Кроме того хлор может окислять и многие сложные вещества, например:
Cl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);
Cl₂ + H₂S = 2HCl + S (в растворе);
Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl (в растворе);
Cl₂ + 3H₂O₂ = 2HCl + 2H₂O + O₂ (в концентрированном растворе);
Cl₂ + CO = CCl₂O (в газовой фазе);
Cl₂ + C₂H₄ = C₂H₄Cl₂ (в газовой фазе).
В воде хлор частично растворяется (физически), а частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С холодным раствором гидроксида калия (и любой другой щелочи) аналогичная реакция протекает необратимо:

Cl₂ + 2OH
= Cl
+ ClO
+ H₂O.

В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl₂ и Ca(ClO)₂, называемая хлорной известью.

С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:

3Cl₂ + 6OH
= 5Cl
+ ClO₃
+ 3H₂O.

В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью.
Хлороводород – единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде (нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи.
Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. В настоящее время потребность в соляной кислоте почти полностью удовлетворяется за счет использования хлороводорода, образующегося в качестве побочного продукта при хлорировании различных органических веществ, например, метана:

И лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия, обрабатывая его концентрированной серной кислотой:
NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄ (при комнатной температуре);
2NaCl + 2H₂SO₄ = 2HCl + Na₂S₂O₇ + H₂O (при нагревании).
Высший оксид хлора Cl₂O₇ – бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO₄, единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35.

Галогены образуют ряд соединений с кислородом, которые неустойчивы и могут быть получены только косвенным путем, так как кислород не взаимодействует с галогенами. Наиболее устойчивы из их соединений соли, наименее - оксиды и кислоты.

Максимальна возможная степень окисления +7. Для фтора возможно только -1, так как фтор является самым электроотрицательным элементом.

Названия кислородсодержащих кислот и их кислотных остатков вы можете найти в таблице ниже. Заметьте, все они применимы и к брому, и к йоду. Так например HBrO - бромноватистая кислота (соли гипобромиты), HIO - иодноватистая кислота (соли гипоиодиты).

HIO₃ - иодноватая кислота (соли иодаты), HBrO₃ - бромноватая кислота (соли броматы). По аналогии несложно составлять подобные названия. Мы будем изучать данную тему на примере соединений хлора.

Хлорноватистая кислота

Хлорноватистую кислоту можно получить в реакции хлора с водой, соли хлорноватистой кислоты (гипохлорита) с более слабой кислотой.

В реакции хлорной извести с диоксидом углерода и водой также выделяется хлорноватистая кислота.

Хлористая кислота может быть получена из собственных солей - хлоритов, а также в реакции с оксидом хлора IV.

Хлорноватую кислоту получают взаимодействием разбавленной серной кислоты и хлората бария.

Самая сильная кислота в природе - хлорная кислота - может быть получение реакцией перхлората калия или натрия с концентрированной серной кислотой.

Кислотные свойства

Хлорноватистая и хлористая кислоты относятся к слабым, хлорноватая и хлорная - к сильным. Кислоты образуют соли в реакциях c основными оксидами и основаниями.

HClO + LiOH → LiClO + H₂O

Разложение кислот и солей

И кислоты, и их соли разлагаются схожим образом.

KI + HClO → KIO₃ + HCl

Соли этих кислот образуются в результате реакции диспропорционирования, происходящей между щелочью и галогеном.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Хлорная кислота – одноосновная безводная кислота, относящаяся к самым сильным, опасным и распространенным химреактивам. В состав вещества входит хлор с большой степенью окисления, что делает его сильнейшим окислителем. Также в качестве окислителя применяются и соли кислоты. По своей структуре хлорная кислота – это бесцветная летучая жидкость; гигроскопична. При контакте с воздухом химический реактив поглощает воду и начинает дымиться (образует моногидрат), постепенно темнеет и самопроизвольно взрывается. Водный раствор хлорной кислоты имеет маслянистую консистенцию и обладает более низкой окислительной способностью, легко воспламеняется.

- сильно дымит при контакте с воздухом;
- неустойчива;
- хорошо растворима в фторорганических и хлорных растворителях, этаноле;
- смешиваемость с водой в любых соотношениях;
- способна растворять золото, металлы платиновой группы, серебро и др.; не взаимодействует с бромом;
- при соприкосновении со спиртом, бумагой и древесным углем – происходит взрыв.

Водный раствор данного реактива получают путем электрохимического окисления соляной кислоты или хлора, находящихся в хлорной кислоте в высокой концентрации, используя для этого специальную лабораторную посуду. Безводный химреактив получают путем взаимодействия перхлората калия или натрия с концентрированным раствором серной кислоты. Впервые данным способом вещество было получено в начале ХIХ века. Таким же путем его получают и в настоящее время.

Основные сферы применения данной кислоты:

- аналитическая химия (получение перхлоратов);
- горнодобывающая промышленность (катализатор при разложении руд, а также при исследовании минералов);
- химическая промышленность (при изготовлении взрывчатых веществ и осушителей).

При работе с хлорной кислотой, как и с другими агрессивными химическими реактивами, необходимо соблюдать строжайшие меры предосторожности. Во избежание прямого контакта с веществом все исследования, эксперименты или другие формы работы проводить в:
- респираторах и противогазе (для защиты дыхательных путей);
- защитных очках;
- перчатках нитриловых;
- специальной одежде (фартуке, бахилах) и других резинотехнических изделиях.

При перевозке и хранении следует придерживаться следующих рекомендаций: безводная кислота имеет небольшой срок годности, поэтому хранить ее долго нельзя, так как она неустойчива и при обычных условиях быстро разлагается. Это может привести к самопроизвольному взрыву. Хранить изолированно от других кислот и металлов, с которыми может вступить в реакцию. В помещении для хранения не должны находиться источники тепла. Оно должно быть защищено от солнечного света.

Многие кислоты положительно воздействуют на организм. Они участвуют в обменных процессах, и их недостаток может вызвать серьезные нарушения, что нельзя сказать о данной кислоте. Даже при самом незначительном контакте она вызывает химические ожоги, поражает кожные покровы и слизистые оболочки.

Несмотря на то, что химреактивы – главный элемент в лабораторной практике, все же не стоит забывать о лабораторном оборудовании и приборах, а также лабораторной посуде из стекла, фарфора, кварца и других материалов, от качества которых также зависят результаты исследований. Большой спектр лабораторного оснащения представлен в интернет магазине“Prime Chemicals Group: от мешалки магнитной и фильтровальной бумаги до самых современных весов электронных лабораторных по доступной цене.

Качественная продукция европейского качества – гарантия надежных результатов!

Хлорная кислота (формула HClO4) – это одноосновная безводная кислота. Содержит в себе хлор (Cl) в высшей степени окисления, по этой причине является сильнейшим окислителем. Взрывоопасна.

Свойства хлорной кислоты

1. Это летучая жидкость без цвета, в воздухе сильно дымит, мономерна в парах. Неустойчива и очень реакционна. Для этой кислоты характерна автодегидратация:

3HClO4 = H3O+ (катион) + ClO- (анион) + Cl2O7 (оксид хлора)

2. Данное вещество хорошо растворимо в хлор- и фторорганических растворителях, таких как CH2Cl2 (хлористый метилен), CHCl3 (хлороформ) и другие. Смешивается и с другими растворителями, проявляет восстановительные свойства, при неосторожном обращении может привести к взрыву или воспламенению.

3. Хорошо смешивается с водой (H2O) в любых соотношениях. Образует несколько гидратов. Концентрированные растворы данной кислоты обладают немного маслянистой консистенцией. Растворы водные данной кислоты обладают хорошей устойчивостью и низкой окислительной способностью. С водой рассматриваемое нами вещество образует азеотропную смесь, которая при температуре 203 градуса кипит и содержит 72 процента HClO4.

4. Хлорная кислота (формула HClO4) является одной из самых сильных кислот. Из-за этого в ее среде некоторые кислотные соединения ведут себя подобно основаниям.

5. В условиях пониженного давления при слабом нагревании смеси кислоты хлорной с фосфорным ангидридом образуется маслянистая бесцветная жидкость – ангидрид хлорный:

2HClO4 (кислота хлорная) + P4O10 (ангидрид фосфорный) = Cl2O7 (ангидрид хлорный) + H2P4O11

Способы получения

1. Водные растворы данного вещества можно получить двумя способами. Первый заключается в электрохимическом окислении хлора или соляной кислоты в концентрированной соляной кислоте, а второй – в обменном разложении перхлоратов натрия или калия неорганическими сильными кислотами.

2. Хлорную безводную кислоту можно получить тоже двумя способами. Первый заключается во взаимодействии перхлоратов калия (K) или натрия (Na) с серной кислотой в концентрированной виде, а второй – во взаимодействии олеума с водным раствором хлорной кислоты:

KClO4 (водный раствор хлорной кислоты) + H2SO4 (кислота серная) = KHSO4 (калия гидросульфат) + HClO4 (хлорная кислота)

Применение хлорной кислоты

– концентрированные растворы широко используют для получения перхлоратов (соли данной кислоты) и в аналитической химии;

– хлорная кислота используется при разложении руд, в качестве катализатора и при анализе минералов;

– перхлорат калия (формула: KClO4), соль данной кислоты, применяется при создании взрывчатых веществ, а магния перхлорат (ангидрон, Mg(ClO4)2) используется в качестве осушителя.

Безопасность при работе

Хлорную безводную кислоту нельзя долго хранить и перевозить, так как при стандартных условиях она быстро разлагается и может впоследствии самопроизвольно взорваться.

Другие неорганические хлорсодержащие кислоты:

1. Соляная кислота (формула: HCl) – одноосновная сильная кислота, едкая, дымящая на воздухе жидкость. Применяют в гальванопластике (декапирование, травление) и в гидрометаллургии, для очистки металлов при лужении и паянии, для получения хлоридов марганца, цинка, железа и других металлов. В пищевой промышленности данное вещество зарегистрировано в качестве пищевой добавки Е507.

2. Хлорноватистая кислота (формула: HClO) – одноосновная очень слабая кислота. Может существовать только в растворах. Используется для санитарных целей, а также для отбеливания тканей и целлюлозы.

3. Хлористая кислота (HClO2) – кислота одноосновная средней силы. Неустойчива в свободном виде, в разбавленном водном растворе обычно быстро разлагается. Ангидрид этой кислоты до сих пор неизвестен.

4. Хлорноватая кислота (HClO3) – одноосновная сильная кислота. Не получена в свободном виде, так как распадается в концентрированных растворах. В водных растворах существует при концентрации ниже 30 процентов. Довольно устойчива при низких температурах.

Условия хранения:в хорошо закрытой ёмкости, в проветриваемом сухом помещении при невысокой температуре

Химическая формула:HClO4

Синонимы: Перхлорная кислота

Международное название:PERCHLORIC ACID

CAS No:7601-90-3

Внешний вид:прозрачная жидкость

Товар в наличии на складе

Спецификация
Молекулярная масса	100.46 г/моль
Плотность вещества	1.67 г/см
Температура кипения	203 °C
Чистота,%, не менее	50-52
Содержание SO4, %, не более	0,001
Содержание PO4, %, не более	0,0005
Содержание хлоридов, %, не более	0,0003
Содержание свободного хлора, %, не более	0,001
Содержание общего азота, %, не более	0,0005

Основные сферы применения данной кислоты:
- аналитическая химия (получение перхлоратов);
- горнодобывающая промышленность (катализатор при разложении руд, а также при исследовании минералов);
- химическая промышленность (при изготовлении взрывчатых веществ и осушителей).

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.)↓

Читайте также: