Кислородсодержащие соединения хлора

Хлор

Фтор

Главная подгруппа VII группы

У элементов главной подгруппы, которые называются "галогены", на внешнем электронном уровне, имеющем общее строение...ns²p⁵, не достает одного электрона до устойчивого восьмиэлектронного уровня. Энергия сродства к электрону достаточно велика и галогены очень активны по отношению к металлам и неметаллам. Бурно идут реакции с водородом, образующиеся галогеноводороды растворяясь в воде дают кислоты сила которых растет сверху вниз по группе. Фтор, не имеющий d-подуровня, проявляет в своих соединениях только степень окисления -1, остальные галогены могут проявлять степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

В природе встречается в виде CaF₂ – флюорит, KHF₂ – бифторид. Простое вещество F₂ в промышленности получают электролизом расплава бифторида. F₂ - газ желтоватого цвета с удушающим запахом, крайне ядовит, химически чрезвычайно активен.

Химические свойства

1. Фтор взаимодействует со всеми простыми веществами, кроме гелия, неона и аргона:

3F₂ + Cl₂ = 2ClF₃;

3F₂ + S = SF₆;

5F₂ + 2P = 2PF₅;

2F₂ + C = CF₄

2. При взаимодействии F₂ со щелочами образуется фторид кислорода (OF₂):

2F₂ + 2NaOH = 2NaF + OF₂ ↑ + H₂O

OF₂ - бесцветный газ, по запаху напоминает озон, сильно ядовит. Это единственное соединение, где кислород имеет степень окисления +2.

3. Так как взаимодействие F₂ + H₂ = 2HF происходит со взрывом, фтористый водород получают не прямым синтезом, а по реакции:

CaF₂ + H₂SO_4(конц) = CaSO₄ + 2HF

HF - легко кипящая жидкость (Т_кип.= +20^оС), с водой смешивается в любых соотношениях. 40%-ный раствор HF в воде называется плавиковой кислотой. Плавиковая кислота – кислота средней силы. Это вещество одно из самых опасных по физиологическому воздействию: ядовита, при попадании на кожу вызывает долго не заживающие язвы, разрушает зубы. Органику обугливает эффективней серной кислоты.

В растворе молекулы плавиковой кислоты сильно ассоциированы за счет водородных связей. Наиболее прочны димеры, поэтому правильнее записывать формулу плавиковой кислоты следует в виде H₂F₂. Известны многочисленные соли этого димера (KHF₂ и др).

4. Практическое значение имеет реакция взаимодействия плавиковой кислоты с оксидом кремния (он входит в состав стекла):

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

Эта реакция лежит в основе нанесения узоров и рисунков на стекло.

Применение. F₂ используется при производстве фторорганических соединений, например фторопласта (тефлона). Тефлон - белый плотный полимер, устойчивый во всех агрессивных средах вплоть до +350^oС. Фтор придает высокую эластичность резине в интервале температур от -80^оС до +200^оС.

В природе встречается в виде различных соединений, основным из которых является NaCl – поваренная соль, электролизом водного раствора которой на аноде получают хлор. Простое вещество Cl₂ - газ желто-зеленого цвета. При -34^оС легко сжижается. Ядовит. Плохо растворим в воде.

Химические свойства

1. Хлор обладает несколько меньшим сродством к электрону, чем фтор, однако остается очень активным неметаллом. Многие реакции с участием Cl₂ идут со взрывом. Cl₂ является сильным окислителем. Не реагирует с кислородом, углеродом, азотом. Вступает в реакции со сложными молекулами:

2NO + Cl₂ = 2NOCl – хлористый нитрозил;

CO + Cl₂ = COCl₂ – фосген;

Хлорированием метана в промышленности получают следующие соединения:

CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl – хлористый метил

CH₃Cl + Cl₂ = CH₂Cl₂ – хлористый метилен

СH₂Cl₂ + Cl₂ = CHCl₃ – хлороформ

CHCl₃ + Cl₂ = CCl₄ – четыреххлористый углерод

2. Хлористый водород можно получить прямым синтезом из простых веществ:

Cl₂ + H₂ = 2HCl

эта реакция относится к фотохимическим, т. е. идущая под действием света.

В лабораторных условиях хлористый водород обычно получают из NaCl при нагревании с концентрированной серной кислотой:

NaCl + H₂SO_4(конц) = NaHSO₄ + HCl

Хлористый водород – газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде с образованием соляной кислоты (предел растворимости 38%). Соляная кислота сильнее, чем плавиковая, не ядовита. В концентрированном состоянии является восстановителем:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl _(конц) = 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 7H₂O

HClO – хлорноватистая кислота. Ей соответствует кислотный оксид Cl₂O. Соли называются гипохлоритами.

HClO₂ – хлористая кислота. Кислотный оксид Cl₂O₃ не получен. Соли – хлориты.

HClO₃ – хлорноватая кислота. Кислотный оксид Cl₂O₅ не получен. Соли – хлораты.

HClO₄– хлорная кислота. Кислотный оксид - Cl₂O₇. Соли – перхлораты.

1) HClO – желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Соли этой кислоты получаются при действии на щелочь хлора:

2KOH + Cl₂ = KClO + KCl + H₂O

используется как отбеливатель в текстильной промышленности.

2) HClO₂, HClO₃ – не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO₃ – хлорат калия (бертолетовая соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:

3Cl₂ + 6KOH = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

Хлораты - сильнейшие окислители. При ударе или нагревании взрываются.

3) Известен оксид ClO₂, который можно получить по реакции:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ = K₂CO₃ + CO₂ ­ + H₂O + 2ClO₂ ­

ClO₂ – зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:

2ClO₂ + H₂O = HClO₂ + HClO₃

4) Осторожным нагреванием хлораты можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:

KClO₄ + H₂SO₄ = HClO₄ + KHSO₄

Хлорная кислота HClO₄ – подвижная жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти все ее соли хорошо растворимы в воде.

5) В ряду HClO - HClO₂ - HClO₃ - HClO₄ сила кислот растет, а окислительная способность падает.

Хлор находит широкое применение в химической промышленности для получения хлористого водорода и соляной кислоты, синтеза хлорорганических веществ, обеззараживания питьевой воды, в текстильной промышленности для отбеливания тканей, в производстве ядохимикатов.

Дата добавления: 2014-12-16