Соединения хлора со степенью окисления -1

Хлористый водород (соляная кислота) HCl. Cодержится в вулканических газах и водах, в желудочном соке. Является бесцветным газом, на воздухе дымит вследствие образования с парами воды капелек тумана. Обладает резким запахом, сильно раздражает верхние дыхательные пути, обладает очень кислыам вкусом. t_пл=-112^оС [1], t_кип=-84^оС [1]. Плотность газообразного хлористого водорода относительно воздуха при 0^оС равна 1,3601. Химические свойства зависят от того, в каком состоянии он находится (может быть в газообразном, жидком состоянии или в растворе). В растворе HCl является сильной кислотой. Вытесняет более слабые кислоты из их солей. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25^оС равна 426,15 Cм^.см²/моль [4]. Применяют для получения водорода, хлора, хлоридов, различных органических соединений, в аналитической химии, металлургии и т.д.

Соединения хлора со степенью окисления +1.

Оксид хлора (I) Cl₂O. Газ буровато-желтого цвета с резким запахом. t_пл=-116^оС, t_кип=2^оС. Поражает дыхательные органы. Плотность его относительно воздуха равна 3,007. Легко растворяется в воде, образуя хлорноватистую кислоту. При +4^оС сгущается в жидкость золотисто-красного цвета. Очень неустойчивое соединение, разлагается со взрывом. Получают методом Пелуза при взаимодействии HgO с хлором.

Хлорноватистая кислота HClO. Существует только в растворах. Это слабая и неустойчивая кислота. Легко разлагается на соляную кислоту и кислород. Сильный окислитель. Образуется при растворении хлора в воде.

Соединения хлора со степенью окисления +3.

Хлористая кислота HClO₂. В свободном виде неустойчива, даже в разбавленном водном растворе она быстро разлагается. В водном растворе хлористая кислота - это кислота средней силы. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25^оС равна 401,8 Cм^.см²/моль [4].

Соединения хлора со степенью окисления +4.

Оксид хлора (IV) ClO₂. Зеленовато-желтый газ с неприятным (резким) запахом, плотность относительно воздуха равна 2,315. t_кип=11^оС, t_пл=-59^оС. Газ легко сжижается в красно-коричневую жидкость. При +65^оС разлагается со взрывом. Фосфор, мышьяк и сера разлагают СlO₂, разложение происходит со взрывом. Является сильным окислителем. В лаборатории получают действием крнцентрированной серной кислоты на бертолетову соль.

Соединения хлора со степенью окисления +5.

Хлорноватая кислота HClO₃. В свободном виде нестабильна: диспропорционирует на ClO₂ и HClO₄. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25^оС равна 414,4 Cм^.см²/моль [4]. Получают действием на ее соли разбавленной серной кислоты.

Соединения хлора со степенью окисления +7.

Хлорная кислота HClO₄. t_пл=-101^оС, t_кип=16^оС. В водных растворах хлорная кислота - самая устойчивая из всех кислородсодержащих кислот хлора. Безводная хлорная кислота, которую получают при помощи концентрированной серной кислоты из 72%-ной HСlO₄ мало устойчива. Безводная хлорная кислота дымит на воздухе, взрывается при 92^оС. Разбавленные растворы окислительных свойств не проявляют, но по кислотным свойствам HСlO₄ является самой сильной из кислородсодержащих кислот хлора. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25^оС равна 417,1 Cм^.см²/моль [4]. В разбавленных растворах находит применение в качестве реактива при химических анализах. Безводная окисляет бумагу, дерево, уголь до их воспламенения.

Общая характеристика халькогенов

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделле-ва, включающая следующие элементы:

1) кислород – О;

2) сера – S;

3) селен – Se;

4) теллур – Te;

5) полоний – Po (радиоактивный элемент).

Номер группы указывает на максимальную валентность элементов, стоящих в этой группе. Общая электронная формула халькогенов: ns2np4– на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона. Наличие одинакового валентного уровня обуславливает химическое сходство халькогенов. Характерные степени окисления: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Кислород проявляет только -1 – в пероксидах; -2 – в оксидах; 0 – в свободном состоянии; +1 и +2 – во фторидах – О2F2, ОF2 т. к. у него нет d-под-уровня и электроны разъединяться не могут, и валентность всегда – 2; S – все, кроме +1 и -1. У серы появляется d-подуровень и электроны с 3р и с 3s в возбужденном состоянии могут разъединиться и уйти на d-подуровень. В невозбужденном состоянии валентность серы – 2 – в SО, 4 – в SО2, 6 – в SО3. Se +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Валентности у селена, теллура и полония также 2, 4, 6. Значения степеней окисления отражены в электронном строении элементов: О – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера, селен, теллур – неметаллы), у полония имеется металлический блеск и электропроводимость. Водородные соединения халькогенов соответствуют формуле: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – хальководороды. Водород в этих соединениях может быть замещен на ионы металлов. Степень окисления всех халькогенов в соединении с водородом -2 и валентность тоже 2. При растворении хальководородов в воде образуются соответствующие кислоты. Эти кислоты – восстановители. Сила этих кислот сверху вниз возрастает, т. к. уменьшается энергия связи и способствует активной диссоциации. Кислородные соединения халькогенов отвечают формуле: RО2 и RО3 – кислотные оксиды. При растворении этих оксидов в воде они образуют соответствующие кислоты: Н2RО3 и Н2RO4. В направлении сверху вниз сила этих кислот убывает. Н2RО3 – кислоты-восстановители, Н2RO4 – окислители.

Дата добавления: 2015-04-24