Зміст
Вступ
Розділ 1
Сполуки Хлору (I)
Розділ 2
Сполуки Хлору (III) і (IV)
Розділ 3
Сполуки Хлору (V)
Розділ 4
Сполуки Хлору (VI) і (VII)
Висновки
Список використаних джерел
Вступ
Хлор безпосередньо не сполучається з киснем. Тому його оксигенові сполуки добувають непрямим способом. У оксигенових сполуках хлор виявляє позитивний ступінь окиснення. Більшість бінарних сполук Хлору з оксигеном за звичайних умов – дуже нестійкі речовини, які розкладаються з вибухом.
З киснем хлор утворює кілька оксидів – Cl2
O, ClO2,
Cl2
O6
та Cl2
O7,
яким відповідають певні кислоти.
Розділ 1
Хлор (I) оксид Cl2
O утворюється, якщо свіжоосаджений сухий гідрарирум (II) оксид взаємодіє з хлором :
HgO + 2Cl2
= HgCl2
+ Cl2
O
За звичайних умов Cl2
O – жовто-бурий газ, який легко зріджується у червоно-буру рідину з температурою кипіння +2°С . Яка у рідкому, так і в твердому стані Cl2
O розкладається з вибухом на хлор і кисень. При взаємодії з водою утворює гіпохлориту кислоту.
Гіпохлоритна кислота HclO – одноосновна кислота, відома лише у розчині, в якому спостерігається рівновага :
Cl2
O + H2
O « 2HClO «2H+
+ 2ClO-
Гіпохлоритнакислота – дуже слабка кислота і витісняється з її солей навіть карбонатною кислотою. У розчині розкладається за одним з трьох рівнянь:
HClO = HCl +O;
2HClO=Cl 2
O +H2
O ;
3HClO = HClO + 2HCl .
Гіпохлоритна кислота – сильний окисник, який застосовується в органічному синтезі, в процесах дезинфекції, вибілювання тощо.
Солі гіпохлоритної кислоти – гіпохлорити – у розчині малостійкі і гідролізують. Їх добувають пропусканням хлору крізь холодний розчин лугу:
2KOH + Cl2
= KCl + KClO + H2
O
Розчин, що містить суміш солей лужних металів хлоридної і гіпохлоритної кислот, називається жавелевою водою і застосовується для вибілювання тканин, паперу тощо. Ці властивості жавелевої води зумовлені тим, що калій гіпохлорит легко розкладається під дією карбон (V) оксиду повітря з виділенням гіпохлоритної кислоти:
KClO + CO2
+ H2
O = KHCO3
+ HClO
При пропусканні хлору крізь вологе вапно утворюється хлорне вапно, яке є сумішшю гіпохлориту, хлориду і гідроксиду кальцію.
Внаслідок нагрівання концентрованого розчину хлорного вапна при наявності солей кобальту (каталізатора) і на сонячному світлі розкладання його відбувається з утворенням кальцій-хлориду та кисню. Якщо діяти на хлорне вапно хлоридною кислотою, то виділяється хлор :
Ca(OCl)2
+ 4HCl = CaCl2
+ 2Cl2
+ 2H2
O
Кількість хлору, що виділяється при взаємодії з кислотою (“активний хлор”), є умовною характеристикою окислювальної здатності хлорного вапна. Хлорне вапно як сильний окисник використовують для дегазації, дезинфекції, вибілювання тканин, паперу.
Розділ 2
Сполуки Хлору (
III)
і (
IV
)
Хлор (IV) оксид ClO2
утворюється при нагріванні до 60°С вологої суміші KСlO3
і оксалатної кислоти за рівнянням :
2KСlO3
+ H2
C2
O4
= 2ClO2
+ K2
CO3
+ CO2
+H2
O
За звичайних умов ClO2
– жовто-зелений газ. Хлор (IV) оксид при взаємодії з водою утворює дві кислоти, а з лугом – дві солі:
2ClO2
+ H2
O = HClO2
+ HClO3
;
4ClO2
+ 2Ca(OH)2
= Ca(ClO3
)2
+ Ca(ClO2
)2
+ 2H2
O
Хлорит на кислота HClO2
– одноосновна кислота існує лише в розбавлених розчинах. Утворюється при взаємодії її і барієвої солі з розбавленою сірчаною кислотою за рівнянням :
Ba(ClO2
)2
+ H2
SO4
= BaSO4
¯ + 2HClO2
Водні розчини хлоритної кислоти поступово розкладаються з утворенням хлоридної і хлоратної HClO3
кислот. Практичного значення ця кислота немає. Солі її – хлорити – добувають при взаємодії Хлор (IV) оксиду з гідроксидами лужних, лужноземельних металів та їх пероксидами. Хлорити, як правило, добре розчиняються у воді, гідролізують. Хлорити у кислому середовищі виявляють сильні окислювальні властивості. Більш сильні окисники (Cl2
, KMnO4
тощо) окислюють кислоту та її солі до хлоратної кислоти і до хлоратів .
Розділ 3
Хлорат на кислота HClO3
утворюється внаслідок взаємодії еквівалентних кількостей сульфатної кислоти з гарячим розчином солі Ba(ClO3
)2
. Кислота HClO3
– сильна одноосновна кислота – відома лише у розчині. Випарюванням водних розчинів кислоти у вакуумі можна підвищити їх концентрацію до 30-40 %. Органічні і неорганічні відновники відновляють кислоту, як правило, до хлоридної. Солі хлоратної кислоти називаються хлоратами. Найважливішою з них є калій-хлорат. Його добувають пропусканням хлору в гарячий концентрований розчин калію гідроксиду :
6KOH + 3Cl2
= 5KCl + KclO3
+ 3H2
O
У промисловості хлорат калій (бертолетову сіль) добувають електролізом гарячого розчину калій хлориду або хлоруванням при 70-80°С гашеного вапна при наявності калій хлориду. Калій хлорат погано розчинний у воді, при нагріванні приблизно до 200°С при наявності MnO2
розкладається на кисень і калій хлорит. З різними горючими речовинами (сіркою, вугіллям, фосфором, органічними речовинами) калій хлорат утворює суміші, які вибухають при ударі.
На цьому грунтується застосування його у артилерійській справі для виготовлення запалів, займистих та вибухових речовин. У хімічних лабораторіях калій хлорат використовують для добування кисню, як окисник (при сплавлянні), а також у медицині як слабкий дезинфікуючий засіб. При обережному нагріванні калій хлорату без каталізатора реакція відбувається за рівнянням :
4KClO3
= 3KClO4
+ KCl
Розділ 4
При взаємодії солі KClO4
з сульфатною кислотою утворюється перхлоратна кислота. Перхлоратна кислота HClO4
– найстійкіша з окисно-місних кислот хлору. Безводна кислота – рухлива рідина, малостійка і при зберіганні іноді вибухає. Її концентровані водні розчини мають оліїсту консистенцію, концентрована (72 % – ий розчин) кислота димить на повітрі, досить гігроскопічна, стійка, не розкладається під дією світла.
Перхлоратна кислота застосовується для витіснення більш летких кислот з їхніх солей і добування хлоратів, які використовують як детонатор. Вона є складовою частиною твердого ракетного палива. Концентровану хлоратну кислоту широко використовують для окиснення органічних речовин, розкладання руд і мінералів при їх аналізі, розчинення сталей, кількісного визначення калію і рубідію, як осушувач.
Перхлоратна кислота утворює солі (перхлорати) майже з усіма металами. Ці солі добре розчиняються у воді і органічних розчинниках. До поганорозчинних у воді солей належать : KClO4
, RbClO4
, СsClO4
тощо. Безводна перхлоратна кислота і її солі дуже сильні окисники; однак для водних розчинів перхлоратів окислювальні властивості не характерні.
Хлор (VI) оксид Cl2
O6
(ClO3
) утворюється як побічний продукт при термічному розкладі перхлоратної кислоти. При кімнатній температурі Cl2
O6
– рідина темно-бурого кольору, що димить на повітрі і при -78° С твердне. З водою оксид реагує, утворюючи дві кислоти, а з лугом – дві солі :
Cl2
O6
+ 2KOH = KClO3
+ KClO4
+ H2
O
Хлор (VII)оксид Cl2
O7
утворюється при нагріванні безводної перхлоратної кислоти з водовідбірними речовинами (P2
O5
, олеум тощо) :
2HClO4
+ P2
O5
= 2HPO3
+ Cl2
O7
За звичайних умов хлор (VII) оксид є оліїстою рідиною з температурою кипіння 83° С ; речовина нестійка і при ударі вибухає. З водою Cl2
O7
не змішується, проте розчинення, що відбувається на поверхні краплин, призводить до утворення перхлоратної кислоти.
Висновки
Як бачимо , хімія оксигеновмісних сполук Хлору дуже різноманітна і цікава .Здатність Хлору утворювати таку велику кількість сполук з Оксигеном пояснюється будовою атома цього елемента .Атом Хлору на зовнішньому енергетичному рівні містить вільні d-орбіталі ,на які під час збудження атома можуть переходити розпаровані електрони s-орбіталей. Тому у своїх сполуках з Оксигеном Хлор проявляє такий широкий спектр ступенів окислення : +1,+3,+4,+5,+6,+7.
Оксигеновмісні сполуки Хлору отримали широке застосування в різних сферах життєдіяльності людини .
Список використаних джерел
1)Григор’єва В.В.,
Cамійленко В.М.,Сич А.М.,
Загальна хімія:Підручник-2-го вид.,перероблене і доповнене К.:Вища школа,1991.-431с.
2)Ахметов Н.С.Неорганическая химия:Учеб.пособие для вузов.-Изд. 2-е,перероблене і доповнене.-М.:Висшая школа,1975.-672с.
3)Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия.-М:Вісшая школа,1989.-157с.
|
