Взаимодействие хлора с солями

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота НСlO образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода: НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Соли хлорноватистой кислоты - г и п о х л о р и т ы - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли -х л о р а т ы - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Соли хлорноватой кислоты - хлораты - образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты - довольно сильные окислители:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной -кислоты - п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н+ + 2 е- = Н2­ (на катоде)

СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)

Биологическая роль.

он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.

Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.

Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора - необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.

Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.

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 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 = 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 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. (формула: HCl) - одноосновная 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 В водных растворах существует при концентрации ниже 30 процентов. Довольно устойчива при низких температурах.

Степени окисления. Все галогены в галогенидных соединениях имеют степень окисления - 1. Такое состояние окисления для фтора в соединениях вообще является единственно возможным. Другие галогены могут существовать еще в состояниях с положительными степенями окисления. Эти состояния возникают в результате промотирования электронов с -орбиталей атомов галогенов на их вакантные (незанятые электронами) d-орбитали (рис. 16.2). В атомах галогенов d-орбитали имеют сравнительно низкую энергию и поэтому оказываются легко доступными для заселения промотированными электронами.

У хлора и брома возможны устойчивые состояния со следующими степенями окисления: Иод обнаруживает степени окисления .

Рис. 16.2. Промотирование -электронов хлора в состояниях с высокими степенями окисления.

Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) хлора

В табл. 16.12 приведены систематические и традиционные названия кислородсодержащих кислот хлора и их солей. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

Сильные кислоты, причем одна из самых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в воде и

Таблица 16.12. Кислородсодержащие кислоты хлора и их анионы

существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается с возрастанием его степени окисления:

Особенно хорошие окислители. Например, кислый раствор :

1) окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

2) на солнечном свету разлагается с образованием кислорода:

3) при нагревании приблизительно до 75 °С он диспропорционирует на хлорид-ионы и хлорат -ионы:

Соли кислородсодержащих кислот хлора

Эти соли обычно более устойчивы, чем сами кислоты. Исключением являются твердые соли хлораты (III), которые детонируют при нагревании и при соприкосновении с горючими материалами. В растворах окислительная способность кислородсодержащих солей хлора тем больше, чем больше в этих солях степень окисления хлора. Однако они не являются столь хорошими окислителями, как соответствующие кислоты.

Натриевые и калиевые соли имеют важное промышленное значение. Их производство и применения описаны в следующем разделе. Хлорат (V) калия обычно используют для лабораторного получения кислорода, в присутствии оксида в качестве катализатора:

При нагревании этой соли до более низкой температуры в отсутствие катализатора происходит образование калия:

Иодат (V) калия калия сильные окислители, и в качестве окислителей они используются в количественном анализе.

Итак, повторим еще раз

1. Свойства галогенидов различных элементов при перемещении слева направо в пределах одного периода изменяются следующим образом:

а) характер химической связи становится все более ковалентным и все менее ионным;

б) водные растворы галогенидов становятся все более кислыми из-за гидролиза.

2. Свойства различных галогенидов одного и того же элемента при перемещении к нижней части VII группы изменяются следующим образом:

а) характер химической связи галогенидов становится все более ковалентным:

б) прочность связи в молекулах галогеноводородов уменьшается;

в) кислотность галогеноводородных кислот уменьшается;

г) легкость окисления галогеноводородов возрастает.

3. По мере возрастания степени окисления галогена происходят следующие изменения:

а) термическая устойчивость его кислородсодержащих кислот возрастает;

б) кислотность его кислородсодержащих кислот возрастает;

в) окислительная способность его кислородсодержащих кислот уменьшается;

г) окислительная способность солей его кислородсодержащих кислот возрастает.

4. Галогениды можно получать прямым синтезом из образующих их элементов.

5. Для получении галогеноводородов может использоваться реакция вытеснения из галогенидной соли менее летучей кислотой.

6. Аномальные свойства соединений фтора:

а) фторид серебра растворим в воде, а фторид кальция нерастворим;

б) фтороводород имеет аномально высокие температуры плавления и кипения;

в) водный раствор фтороводорода имеет низкую кислотность;

г) фтор обнаруживает только одно устойчивое состояние окисления. Другие галогены обнаруживают множество состояний окисления, что объясняется промотированием их -электронов на легко доступные -орбитали, обладающие низков энергией.