Sali degli acidi ossigenati del cloro. Cloro e suoi composti Tabella degli acidi del cloro
Il cloro forma 4 acidi contenenti ossigeno: ipocloroso, cloroso, ipocloroso e perclorico.
L'acido ipocloroso (HClO) è formato dall'interazione del cloro con l'acqua, così come dei suoi sali con acidi minerali forti. È un acido debole ed è molto instabile. La composizione dei prodotti della sua reazione di decomposizione dipende dalle condizioni. Con una forte illuminazione dell'acido ipocloroso, la presenza di un agente riducente nella soluzione e una permanenza prolungata, si decompone con il rilascio di ossigeno atomico:
HClO = HCl+O.
In presenza di sostanze che rimuovono l'acqua si forma ossido di cloro (I):
2HClO = 2H2O + Cl2O.
3HClO = 2HCl + HClO3.
Pertanto, quando il cloro interagisce con una soluzione alcalina calda, si formano sali non di acidi cloridrico e ipocloroso, ma di acidi cloridrico e ipocloroso:
6 NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O.
I sali dell'acido ipocloroso - ipocloriti - sono agenti ossidanti molto forti. Si formano quando il cloro reagisce con gli alcali al freddo. Allo stesso tempo si formano sali di acido cloridrico. Di queste miscele, le più utilizzate sono la candeggina e l'acqua di giala.
L'acido ipocloroso (HClO 3) è formato dall'azione dei suoi sali - clorati - con acido solforico. Questo è un acido molto instabile, un agente ossidante molto forte. Può esistere solo in soluzioni diluite.
Facendo evaporare una soluzione di HClO 3 a bassa temperatura sotto vuoto, si ottiene una soluzione viscosa contenente circa il 40% di acido perclorico. A contenuti di acido più elevati, la soluzione si decompone in modo esplosivo.
La decomposizione esplosiva avviene anche a concentrazioni più basse in presenza di agenti riducenti. Nelle soluzioni diluite, l'acido perclorico presenta proprietà ossidanti e le reazioni procedono abbastanza tranquillamente:
HClO3 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H2O.
I sali di acido perclorico si formano durante l'elettrolisi delle soluzioni di cloruro in assenza di un diaframma tra gli spazi del catodo e dell'anodo, nonché durante la dissoluzione del cloro in una soluzione alcalina calda, come mostrato sopra. Il clorato di potassio (sale di Berthollet) formato durante l'elettrolisi è leggermente solubile in acqua e si separa facilmente dagli altri sali sotto forma di precipitato bianco. Come l'acido, i clorati sono agenti ossidanti abbastanza forti:
KClO 3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl 2 + 3 H 2 O.
I clorati vengono utilizzati per la produzione di esplosivi, nonché per la produzione di ossigeno in laboratorio e sali di acido perclorico - perclorati. Quando il sale di Berthollet viene riscaldato in presenza di biossido di manganese (MnO2), che svolge il ruolo di catalizzatore, viene rilasciato ossigeno. Se riscaldi il clorato di potassio senza catalizzatore, si decompone per formare sali di potassio degli acidi cloridrico e perclorico:
2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2;
4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4.
Trattando i perclorati con acido solforico concentrato si può ottenere acido perclorico:
KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4.
Questo è l'acido più forte. È il più stabile di tutti gli acidi cloro contenenti ossigeno, tuttavia l'acido anidro può decomporsi in modo esplosivo se riscaldato, scosso o a contatto con agenti riducenti. Le soluzioni diluite di acido perclorico sono abbastanza stabili e sicure da usare. I clorati di potassio, rubidio, cesio, ammonio e la maggior parte delle basi organiche sono scarsamente solubili in acqua.
Nell'industria, il perclorato di potassio si ottiene mediante ossidazione elettrolitica del sale di Berthollet:
2 H + + 2 e - = H 2 (al catodo);
ClO 3 - - 2 e - + H 2 O = ClO4 - + 2 H + (all'anodo).
L'acido cloroso (HClO 2) è formato dall'azione dell'acido solforico concentrato sui cloriti di metalli alcalini, che si ottengono come prodotti intermedi durante l'elettrolisi di soluzioni di cloruri di metalli alcalini in assenza di un diaframma tra gli spazi del catodo e dell'anodo. È un acido debole e instabile, un agente ossidante molto forte in un ambiente acido. Quando interagisce con l'acido cloridrico, viene rilasciato cloro:
HClO2 + 3HCl = Cl2 + 2H2O.
I cloriti di sodio vengono utilizzati per produrre biossido di cloro, per la disinfezione dell'acqua e anche come agente sbiancante.
Il cloro, o sbiancante, calce (CaOCl 2) o CaCl (ClO), è formato dall'interazione del cloro con idrossido di calcio in polvere - lanugine:
Ca(OH)2 + Cl2 = Cl-O-Ca-Cl + H2O,
2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 = CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 H2O.
La qualità della candeggina è determinata dal contenuto di ipoclorito in essa contenuto. Ha proprietà ossidanti molto forti e può persino ossidare i sali di manganese in permanganato:
5 CaOCl 2 + 2 Mn(NO 3) 2 + 3 Ca(OH) 2 = Ca(MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca(NO 3) 2 + 3 H 2 O.
Sotto l'influenza dell'anidride carbonica contenuta nell'aria, si decompone con rilascio di cloro:
CaOCl2 + CO2 = CaCO3 + Cl2,
CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 CO2 = 2 CaCO3 + 2 Cl2.
La candeggina viene utilizzata come sbiancante e disinfettante.
A aumentando st.OK . stabilità anche dell'acido cloro crescente .
L’aumento della stabilità è spiegato da:
UN) indurimento legami negli anioni a causa di una diminuzione del numero di NEP nel cloro,
B) rapporto crescente il numero di π si sovrappone al numero di legami σ da 0/1 in ClO - a 3/4 in ClO - 4. Confronta le formule grafiche degli acidi:
H – O - Cl, H - O - Cl = O, H – O – Cl = O H – O – Cl = O
c) aumenta da HClO a HClO 4 simmetria anione (entrambi dovuti ad un aumento
numero di atomi di ossigeno e come risultato di una diminuzione polarizzante Azioni
idrogeno a causa dell'indebolimento del suo legame con l'anione).
d) diminuisce angolo di attacco atomo di cloro (cioè la sua accessibilità spaziale per l'interazione).
Proprietà acide degli idrossidi di alogeni. Proprietà acido-base
di qualsiasi idrossido dipendono dal rapporto tra le forze di legame H - O e O - E in
frammento H - O - E. Ovviamente, maggiore è l'elettronegatività dell'elemento, più la densità elettronica dal legame H - O viene spostata al legame O - E
(H - O - E) e soprattutto l'idrossido presenta proprietà acide.
Pertanto, un fattore importante è natura alogeno. Pertanto, quando si passa dal cloro allo iodio, in accordo con la diminuzione del valore di E.O. le proprietà acide degli idrossidi sono ridotte. Inoltre, tant'è che l'acido ipoiodico si dissocia secondo acido digitare meno grado ÍIO → Í + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),
che secondo quello principale: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).
Anche una reazione di neutralizzazione è possibile (ma reversibile): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.
I sali degli acidi clorurati, in quanto composti più stabili (degli acidi), lo sono tutti
isolato in uno stato libero, ma anche la loro attività aumenta al diminuire della temperatura. Cl. Pertanto, KClO 3 (sale di Berthollet) ossida gli ioni ioduro solo in un ambiente acido e KClO - in un ambiente neutro.
2.8.1. Acido ipocloroso HCl +1 O H–O–Cl (ipocloriti)
Proprietà fisiche. Esiste solo sotto forma di soluzioni acquose diluite.
Ricevuta.
Cl2 + H2O ↔ HCl + HClO
Proprietà chimiche.
HClO è un acido debole e un forte agente ossidante:
1) Si decompone liberando ossigeno atomico
HClO – alla luce → HCl + O HClO – vol. convenzionale → H 2 O + Cl 2 O ÍClO --- t → ÍCl + ÍClO 3
2) Fornisce sali con alcali - ipocloriti
HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 – calce sbiancante (candeggina)
CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 + CaCl 2 + HClO (HCl + O)
3) con un forte agente riducente HI
2HI + HClO → I2 ↓ + HCl + H2O
2.8.2. Acido cloroso HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (cloriti)
Proprietà fisiche. Esiste solo in soluzioni acquose.
Ricevuta
È formato dall'interazione del perossido di idrogeno con l'ossido di cloro (IV), che si ottiene dal sale di Berthollet e dall'acido ossalico in un ambiente H 2 SO 4:
2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O
2ClO2 + H2O2 → 2HClO2 + O2
Proprietà chimiche
HClO 2 è un acido debole e un forte agente ossidante.
1)HClO2 + KOH → KClO2 + H2O
KClO2 + KI + H2SO4 → I2 + KCl + K2SO4 + H2O
2) Instabile, si decompone durante lo stoccaggio
4HClO2 → HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O
5HClO2 ---t→ 3HClO3 + Cl2 + H2O
2.8.3. Acido ipocloroso HCl +5 O 3 (clorati)
Proprietà fisiche: Stabile solo in soluzioni acquose.
Ricevuta: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓
Proprietà chimiche
HClO 3 - Acido forte e forte agente ossidante; sali dell'acido perclorico -
clorati:
6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO3+H2O
- KClO 3 - Sale di Berthollet; si ottiene facendo passare il cloro attraverso una soluzione KOH riscaldata (40°C): 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Il sale di Berthollet è utilizzato come agente ossidante; Quando riscaldato, si decompone:
4KClO 3 – senza cat → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 cat → 2KCl + 3O 2
2.8.4. Acido perclorico HCl +7 O 4 (perclorati)
Proprietà fisiche: Liquido incolore, punto di ebollizione. = 25°C, temperatura = -101°C.
Ricevuta: KClO4 + H2SO4 → KHSO4 + HClO4
Proprietà chimiche:
HClO 4 è un acido molto forte e un agente ossidante molto forte;
sali dell'acido perclorico - perclorati .
1) HClO4 + KOH → KClO4 + H2O
2) Quando riscaldato, l'acido perclorico e i suoi sali si decompongono:
4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2
Bromuro di idrogeno HBr (BROMURO)
Proprietà fisiche
Gas incolore, altamente solubile in acqua; t°bollire. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Ricevuta
1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr
Proprietà chimiche
Una soluzione acquosa di acido bromidrico è l'acido bromidrico, che è persino più forte dell'acido cloridrico. Subisce le stesse reazioni di HCl
1) Dissociazione: HBr ↔ H+ + Br -
2) Con i metalli nella serie di tensione fino all'idrogeno:
Mg + 2HBr → MgBr2 + H2
3) con ossidi metallici:
CaO + 2HBr → CaBr2 + H2O
4) con basi e ammoniaca:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br
5) con sali
MgCO3 + 2HBr → MgBr2 + H2O + CO2
Reazione qualitativa: AgNO3 + HBr → AgBr↓ + HNO3
La formazione di un precipitato giallo di bromuro d'argento, insolubile negli acidi, serve a rilevare l'anione Br- in soluzione.
6) proprietà riparatrici:
2HBr + H2SO4 (conc.) → Br2 + SO2 + 2H2O 2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2
Tra gli acidi ossigenati del bromo sono noti
Bromuro debole HBr +1 O e
HBr forte bromurato +5 O 3 .
Ioduro di idrogeno (ioduri)
Proprietà fisiche: Gas incolore con odore pungente, altamente solubile in acqua,
t°bollire. = -35°С; t°pl. = -51°C.
Ricevuta:
1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI
Proprietà chimiche
1) Una soluzione di HI in acqua - acido iodidrico forte:
HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O
Sali dell'acido idroiodico - ioduri (per altre reazioni HI, vedere le proprietà di HCl e HBr)
2) HI è un agente riducente molto forte:
2HI + Cl2 → 2HCl + I2
8HI + H 2 SO 4 (concentrato) → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O
5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O
3)Reazione qualitativa: La formazione di un precipitato giallo scuro di ioduro d'argento, insolubile negli acidi, serve a rilevare l'anione iodio in soluzione.
NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3
3.0.1. Acidi ossigenati dello iodio ( iodati )
a) Acido idrato HI +5 O 3
Sostanza cristallina incolore, punto di fusione = 110°C, altamente solubile in acqua.
Ricevere: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O
HIO 3 è un acido forte (sali - iodati) e un forte agente ossidante.
b) Acido iodico H 5 I +7 O 6
Sostanza igroscopica cristallina, altamente solubile in acqua,
t°pl = 130°C. Acido debole (sali - periodati); forte agente ossidante.
Cloro- elemento del 3° periodo e VII gruppo A della tavola periodica, numero di serie 17. Formula elettronica dell'atomo [ 10 Ne ]3s 2 Зр 5, stati di ossidazione caratteristici 0, -1, + 1, +5 e +7 . Lo stato più stabile è Cl -1. Scala dello stato di ossidazione del cloro:
7 – Cl 2 O 7 , ClO 4 – , HClO 4 , KClO 4
5 - ClO 3 - , HClO 3 , KClO 3
1 – Cl2O, ClO -, HClO, NaClO, Ca(ClO)2
- 1 - Cl - , HCl, KCl, PCl 5
Il cloro ha un'elevata elettronegatività (2,83) e presenta proprietà non metalliche. Fa parte di molte sostanze: ossidi, acidi, sali, composti binari.
In natura - dodicesimo elemento per abbondanza chimica (quinto tra i non metalli). Si trova solo in forma legata chimicamente. Terzo elemento più abbondante nelle acque naturali (dopo O e H), nell'acqua di mare è presente soprattutto molto cloro (fino al 2% in peso). Un elemento vitale per tutti gli organismi.
Cloro C12. Sostanza semplice. Gas giallo-verde dall'odore pungente e soffocante. La molecola Cl 2 è non polare e contiene un legame σ C1-C1. Termicamente stabile, non infiammabile nell'aria; una miscela con idrogeno esplode alla luce (l'idrogeno brucia nel cloro):
Cl2+H2⇌HCl
È altamente solubile in acqua, subisce in essa una dismutazione del 50% e completamente in soluzione alcalina:
Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I
Cl2+2NaOH (freddo) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl2 +6NaOH (hor) =NaClO3 +5NaCl+H2O
Si chiama una soluzione di cloro in acqua acqua clorata, alla luce, l'acido HClO si decompone in HCl e ossigeno atomico O 0, quindi l'acqua clorata deve essere conservata in una bottiglia scura. La presenza di acido HClO nell'“acqua clorata” e la formazione di ossigeno atomico spiegano le sue forti proprietà ossidanti: ad esempio, molti coloranti scoloriscono nel cloro umido.
Il cloro è un agente ossidante molto forte nei confronti di metalli e non metalli:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200°C)
Сl2 +Se=SeCl4
Cl2 + Pb → PbCl2 (300°CON)
5Cl2+2P→2PCl5 (90°C)
2Cl2+Si→SiCl4 (340°C)
Reazioni con composti di altri alogeni:
a) Cl2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br2 (bollente)
b) Сl 2 (settimana) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓
3Cl (es.) + 3H 2 O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80°C)
Reazione qualitativa- interazione del deficit di CL 2 con KI (vedi sopra) e rilevamento dello iodio mediante il colore blu dopo l'aggiunta della soluzione di amido.
Ricevuta cloro dentro industria:
2NаСl (sciogliere) → 2Nа + Сl 2 (elettrolisi)
2NaCl+2H2O→H2+ CL2+2NaOH (elettrolisi)
e dentro laboratori:
4HCl (concentrato) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
(allo stesso modo con la partecipazione di altri agenti ossidanti; per maggiori dettagli, vedere le reazioni per HCl e NaCl).
Il cloro è un prodotto della produzione chimica di base e viene utilizzato per produrre bromo e iodio, cloruri e derivati contenenti ossigeno, per sbiancare la carta e come disinfettante per l'acqua potabile. Velenoso.
Cloruro di idrogeno NS l . Acido anossico. Gas incolore dall'odore pungente, più pesante dell'aria. La molecola contiene un legame covalente σ H - Cl. Termicamente stabile. Molto solubile in acqua; vengono chiamate soluzioni diluite acido cloridrico, e la soluzione concentrata fumante (35-38%) - acido cloridrico(il nome è stato dato dagli alchimisti). Acido forte in soluzione, neutralizzato da alcali e ammoniaca idrato. Un forte agente riducente in una soluzione concentrata (a causa di Cl - I), un debole agente ossidante in una soluzione diluita (a causa di H I). Parte integrante della “vodka reale”.
La reazione qualitativa allo ione Cl è la formazione di precipitati bianchi AgCl e Hg 2 Cl 2, che non vengono trasferiti in soluzione dall'azione dell'acido nitrico diluito.
Il cloruro di idrogeno funge da materia prima nella produzione di cloruri, prodotti organoclorurati e viene utilizzato (sotto forma di soluzione) nell'incisione dei metalli e nella decomposizione di minerali e minerali. Equazioni delle reazioni più importanti:
HCl (diluito) + NaOH (diluito) = NaCl + H 2 O
HCl (dil.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O
4HCl (concentrato, orizzontale) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (concentrato, orizzontale) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (conc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl
6HCl (conc.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50-80°C)
4HCl (conc.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (dil.) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)
2HCl (diluito) + MSO3 = MCl2 + CO2 + H2O (M = Sa, Va)
HCl (dil.) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
La produzione di HCl nell'industria è la combustione di H 2 in Cl 2 (vedi), in laboratorio - spostamento dai cloruri con acido solforico:
NaCl (t) + H 2 SO4 (conc.) = NaHSO 4 + NSl(50°C)
2NaCl (t) + H 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120°C)
Cloruri
Cloruro di sodio N / a Cl . Sale privo di ossigeno. Nome comune sale. Bianco, leggermente igroscopico. Si scioglie e bolle senza decomposizione. Moderatamente solubile in acqua, la solubilità dipende poco dalla temperatura, la soluzione ha un caratteristico sapore salato. Non subisce idrolisi. Agente riducente debole. Partecipa alle reazioni di scambio ionico. Soggetto a elettrolisi in fusione e soluzione.
Viene utilizzato per produrre idrogeno, sodio e cloro, soda, soda caustica e acido cloridrico, come componente di miscele refrigeranti, prodotto alimentare e conservante.
In natura, la maggior parte dei depositi di salgemma, o salgemma, E silvinite(insieme a KCl), salamoia di laghi salati, impurità minerali dell'acqua di mare (contenuto di NaCl = 2,7%). Nell'industria si ottiene per evaporazione di salamoie naturali.
Equazioni delle reazioni più importanti:
2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (conc.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100°C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (conc.) + 2КМnO 4 (t) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)
6NaCl (T) + 7H 2 SO 4 (conc.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 3Cl 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 7H 2 O+ ZNa 2 SO 4 + K 2 SO 4 (100°C)
2NaCl (s) + 4H 2 SO 4 (conc.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50°C)
NaСl (diluito) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓
NaCl(l)→2Na+Cl2 (850°С, elettrolisi)
2NaCl + 2H 2 O→H 2 + Cl 2 + 2NaOH (elettrolisi)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 NUNG) "amalgama"(elettrolisi, suHg-catodo)
Cloruro di potassio KCl . Sale privo di ossigeno. Bianco, non igroscopico. Si scioglie e bolle senza decomposizione. Moderatamente solubile in acqua, la soluzione ha un sapore amaro, non c'è idrolisi. Partecipa alle reazioni di scambio ionico. Viene utilizzato come fertilizzante potassico per produrre K, KOH e Cl 2. In natura, il componente principale (insieme a NaCl) dei depositi è silvinite.
Le equazioni per le reazioni più importanti sono le stesse di NaCl.
Cloruro di calcio CaCl2 . Sale privo di ossigeno. Bianco, si scioglie senza decomposizione. Si dissolve nell'aria a causa del vigoroso assorbimento dell'umidità. Forma CaCl 2 · 6H 2 O idrato cristallino con una temperatura di disidratazione di 260 ° C. Altamente solubile in acqua, nessuna idrolisi. Partecipa alle reazioni di scambio ionico. Utilizzato per essiccare gas e liquidi e preparare miscele di raffreddamento. Componente delle acque naturali, parte integrante della loro durezza “permanente”.
Equazioni delle reazioni più importanti:
CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (conc.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50°C)
CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (conc.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100°C)
CaCl2 + 2NaOH (conc.) = Ca(OH)2 ↓+ 2NaCl
ZCaCl2 + 2Na3 PO4 = Ca3 (PO4)2 ↓ + 6NaCl
CaCl2 + K2CO3 = CaCO3 ↓ + 2КCl
CaCl2 + 2NaF = CaF2 ↓+ 2NaCl
CaCl2(l) → Ca + Cl2 (elettrolisi, 800°C)
Ricevuta:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO3 + H2O
Cloruro di alluminio AlCl 3 . Sale privo di ossigeno. Bianco, fusibile, altamente volatile. La coppia è composta da monomeri covalenti AlCl 3 (struttura triangolare, ibridazione sp 2, predominano a 440-800 ° C) e dimeri Al 2 Cl 6 (più precisamente, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, struttura - due tetraedri con un bordo comune, sp 3 -ibridazione, predominano a 183-440 °C). È igroscopico e “fuma” nell'aria. Forma un idrato cristallino che si decompone se riscaldato. È altamente solubile in acqua (con un forte effetto eso), si dissocia completamente in ioni e crea un ambiente fortemente acido in soluzione a causa dell'idrolisi. Reagisce con gli alcali, l'ammoniaca idrato. Recuperato mediante elettrolisi della massa fusa. Partecipa alle reazioni di scambio ionico.
Reazione qualitativa sullo ione Al 3+ - la formazione di un precipitato AlPO 4, che viene trasferito in soluzione con acido solforico concentrato.
Viene utilizzato come materia prima nella produzione di alluminio, come catalizzatore nella sintesi organica e nel cracking del petrolio e come trasportatore di cloro nelle reazioni organiche. Equazioni delle reazioni più importanti:
AlCl3. 6H2O→AlCl(OH)2 (100-200°С, —HCl, H 2 O) →Al2O3 (250-450°С,-HCl,H2O)
AlCl 3(t) + 2H 2 O (umidità) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (Fumo bianco")
AlCl 3 + 3NaON (diluito) = Al(OH) 3 (amorfo) ↓ + 3NaCl
AlCl 3 + 4NaOH (conc.) = Na[Al(OH) 4 ] + 3NaCl
AlCl 3 + 3(NH 3 . H 2 O) (conc.) = Al(OH) 3 (amorfo) + 3NH 4 Cl
AlCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (conc.) = Al (OH) ↓ + ZNH 4 Cl + H 2 O (100°C)
2Al3+ + 3H2O + 3SO2- 3 = 2Al(OH)3 ↓ + 3CO2 (80°C)
2Al3+ =6H2O+ 3S 2- = 2Al(OH)3 ↓+ 3H2S
Al3+ + 2HPO4 2- — AlPO4 ↓ + H2PO4 —
2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (elettrolisi, 800 °C ,nella fusioneNаСl)
Ricevuta AlCl dentro industria e - clorazione del caolino, dell'allumina o della bauxite in presenza di coke:
Al2O3 + 3C (coke) + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO (900°C)
Cloruro ferrico( II ) F Unione Europea l2 . Sale privo di ossigeno. Bianco (idrato verde-bluastro), igroscopico. Si scioglie e bolle senza decomposizione. Se riscaldato fortemente, è volatile in un flusso di HCl. I legami Fe-Cl sono prevalentemente covalenti, la coppia è costituita da monomeri FeCl 2 (struttura lineare, ibridazione sp) e dimeri Fe 2 Cl 4. Sensibile all'ossigeno nell'aria (scurisce). È altamente solubile in acqua (con un forte effetto eso), si dissocia completamente in ioni e idrolizza debolmente a livello del catione. Quando la soluzione viene bollita, si decompone. Reagisce con acidi, alcali, ammoniaca idrato. Riduttore tipico. Partecipa alle reazioni di scambio ionico e di complessazione.
Viene utilizzato per la sintesi di FeCl e Fe 2 O 3, come catalizzatore nella sintesi organica, componente di farmaci contro l'anemia.
Equazioni delle reazioni più importanti:
FeCl2·4H2O = FeCl2 + 4H2O (220°C, atm.N 2 )
FeCl 2 (conc.) + H 2 O=FeCl (OH)↓ + HCl (bollente)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (conc.) = FeSO 4 + 2HCl (bollente)
FeCl 2(t) + 4HNO 3 (conc.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FeCl2 + 2NaOH (dil.) = Fe(OH)2 ↓+ 2NaCl (in atm.N 2 )
FeCl 2 + 2(NH 3 . H 2 O) (conc.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80°C)
FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (extra puro, sopra 500 °C)
4FeCl2 + O2 (aria) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl3 (T)
2FeCl 2(p) + Cl 2 (es.) = 2FeCl 3(p)
5Fe2+ + 8H + + MnO - 4 = 5Fe3+ + Mn2+ + 4H 2 O
6Fe 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fe 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O
Fe 2+ + S 2- (diviso) = FeS↓
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (diluito) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2
FeСl 2 →Fe↓ + Сl 2 (90°C, diluito con HCl, elettrolisi)
Ricevere e: interazione del Fe con l'acido cloridrico:
Fe + 2HCl = FeCl2+H2
(V industria Viene utilizzato acido cloridrico e il processo viene condotto a 500 °C).
Cloruro ferrico( III ) F Unione Europea l 3 . Sale privo di ossigeno. Marrone-nero (rosso scuro in luce trasmessa, verde in luce riflessa), l'idrato è giallo scuro. Una volta sciolto si trasforma in un liquido rosso. Molto volatile, si decompone se riscaldato fortemente. I legami Fe-Cl sono prevalentemente covalenti. Il vapore è costituito da monomeri di FeCl 3 (struttura triangolare, ibridazione sp 2, predominano sopra i 750 °C) e dimeri di Fe 2 Cl 6 (più precisamente, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, struttura - due tetraedri con un bordo comune, sp 3 -ibridazione, prevalgono a 316-750 °C). FeCl idrato cristallino. 6H 2 O ha la struttura Cl 2H 2 O. È altamente solubile in acqua, la soluzione è gialla; altamente idrolizzato al catione. Si decompone in acqua calda, reagisce con gli alcali. Agente ossidante e riducente debole.
Viene utilizzato come agente di cloro, catalizzatore nella sintesi organica, mordente per la tintura di tessuti, coagulante per la purificazione dell'acqua potabile, mordenzante per lastre di rame nella galvanica e componente di farmaci emostatici.
Equazioni delle reazioni più importanti:
FeCl36H2O=Cl+2H2O (37 °C)
2(FeCl86H2O) = Fe2O3 + 6HCl + 9H2O (sopra 250 °C)
FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (giallo)
2FeCl3 (conc.) + 4H 2 O = + (giallo) + - (bc.)
FeCl 3 (diluito, concentrato) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100°C)
FeCl 3 + 3NaOH (diluito) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50°C)
FeCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (concentrato, orizzontale) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl
4FeCl 3 + 3O 2 (aria) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500°C)
2FeCl3(p) + Cu→ 2FeCl2 + CuCl2
Cloruro d'ammonio N H4cl . Sale privo di ossigeno, nome tecnico ammoniaca. Bianco, volatile, termicamente instabile. Altamente solubile in acqua (con un notevole effetto endo, Q = -16 kJ), idrolizza a livello del catione. Si decompone dagli alcali quando la soluzione viene bollita, trasferisce il magnesio e l'idrossido di magnesio in soluzione. Conmuta con i nitrati.
Reazione qualitativa per lo ione NH 4 + - il rilascio di NH 3 quando bollito con alcali o quando riscaldato con calce spenta.
Viene utilizzato nella sintesi inorganica, in particolare per creare un ambiente debolmente acido, come componente di fertilizzanti azotati, celle galvaniche a secco, durante la saldatura di rame e la stagnatura di prodotti in acciaio.
Equazioni delle reazioni più importanti:
NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (sopra 337,8 °C)
NH 4 Cl + NaOH (saturo) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100°C)
2NH 4 Cl (T) + Ca(OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)
2NH 4 Cl (concentrato) + Mg = H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)
2NH 4 Cl (concentrato, orizzontale) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
NH + (saturo) + NO - 2 (saturo) = N 2 + 2H 2 O (100°C)
NH4Cl + KNO3 = N2O + 2H2O + KCl (230-300°C)
Ricevuta: interazione di NH 3 con HCl in fase gassosa o NH 3 H 2 O con HCl in soluzione.
Ipoclorito di calcio Ca(C l O) 2 . Sale dell'acido ipocloroso HClO. Bianco, si decompone se riscaldato senza sciogliersi. È altamente solubile in acqua fredda (si forma una soluzione incolore), idrolizza all'anione. Reattivo, si decompone completamente con acqua calda e acidi. Forte agente ossidante. Stando in piedi, la soluzione assorbe l'anidride carbonica dall'aria. È il componente attivo candeggina) lime - miscele di composizione incerta con CaCl 2 e Ca(OH) 2. Equazioni delle reazioni più importanti:
Ca(ClO)2 = CaCl2 + O2 (180°C)
Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (conc.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80°C)
Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3 ↓ + 2HClO (nel freddo)
Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (diluito) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Ricevuta:
2Ca(OH) 2 (sospensione) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Clorato di potassio KS lo 3 . Il sale dell'acido clorico HClO 3, il sale più famoso degli acidi cloro contenenti ossigeno. Nome tecnico - Sale di Berthollet(dal nome del suo scopritore C.-L. Berthollet, 1786). Bianco, si scioglie senza decomposizione, si decompone con ulteriore riscaldamento. È altamente solubile in acqua (si forma una soluzione incolore), non c'è idrolisi. Si decompone con acidi concentrati. Forte agente ossidante durante la fusione.
Viene utilizzato come componente di miscele esplosive e pirotecniche, teste di fiammiferi e in laboratorio come fonte solida di ossigeno.
Equazioni delle reazioni più importanti:
4KlO3 = ZKlO4 + KCl (400°C)
2KlO3 = 2Kl + 3O2 (150-300 °C, cat.MPO 2 )
KClO 3(T) + 6HCl (conc.) = KCl + 3Cl 2 + ZN 2 O (50-80°C)
3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (conc., orizzontale) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(il biossido di cloro esplode alla luce: 2Clo2(G)= CI2 + 2O 2 )
2KlO3 + E2(est.) = 2KEO3 + Cl2 (nella sezione NNO 3 , E = BR, IO)
KClO3 +H2O→H2 +KClO4 (Elettrolisi)
Ricevuta KClO 3 nell'industria - elettrolisi di una soluzione calda di KCl (il prodotto KClO 3 viene rilasciato all'anodo):
KCl + 3H 2 O →H 2 + KClO 3 (40-60 °C, elettrolisi)
Bromuro di potassio KV R . Sale privo di ossigeno. Bianco, non igroscopico, fonde senza decomposizione. Altamente solubile in acqua, nessuna idrolisi. Agente riducente (più debole di
Reazione qualitativa per lo ione Br - spostamento del bromo dalla soluzione KBr con cloro ed estrazione del bromo in un solvente organico, ad esempio CCl 4 (di conseguenza, lo strato acquoso diventa scolorito, lo strato organico diventa marrone).
È utilizzato come componente di agenti mordenzanti per l'incisione dei metalli, componente di emulsioni fotografiche e medicinale.
Equazioni delle reazioni più importanti:
2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., orizz.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4
5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3В 2 O
Вr — + Аg + =АgВr↓
2КВr (р) + Сl 2(Г) = 2КСl + Вг 2(р)
KBr + 3H 2 O→3H 2 + KVrO 3 (60-80°C, elettrolisi)
Ricevuta:
K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVR+CO2+H2O
Ioduro di potassio K IO . Sale privo di ossigeno. Bianco, non igroscopico. Se conservato alla luce diventa giallo. Altamente solubile in acqua, nessuna idrolisi. Riduttore tipico. Una soluzione acquosa di KI dissolve bene I2 grazie alla complessazione.
Alta qualità reazione allo ione I - spostamento dello iodio dalla soluzione KI per mancanza di cloro ed estrazione dello iodio in un solvente organico, ad esempio CCl 4 (di conseguenza, lo strato acquoso diventa scolorito, lo strato organico diventa viola).
Equazioni delle reazioni più importanti:
10I — + 16Н + + 2МnO 4 — = 5I 2 ↓ + 2Мn 2+ + 8Н 2 O
6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- =3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O
2I - + 2H + + H2O2 (3%) = I2 ↓+ 2H2O
2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O
5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O
Io - + Ag + = Ag I (giallo.) ↓
2KI (r) + Cl 2(r) (settimana) = 2Кl + I 2 ↓
KI + 3H 2 O + 3Cl 2(p) (es.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)
KI (P) + I 2(t) = K) (P) (cor.) ("acqua iodata")
KI + 3H 2 O→ 3H 2 + KIO 3 (elettrolisi, 50-60 °C)
Ricevuta:
K2CO3 + 2HI = 2 KIO+CO2+H2O
15.1. Caratteristiche generali degli alogeni e dei calcogeni
Gli alogeni (“sali generatori”) sono elementi del gruppo VIIA. Questi includono fluoro, cloro, bromo e iodio. Questo gruppo comprende anche l'astato instabile, e quindi non presente in natura. A volte in questo gruppo è incluso anche l’idrogeno.
I calcogeni ("produttori di rame") sono elementi del gruppo VIA. Questi includono ossigeno, zolfo, selenio, tellurio e polonio, che praticamente non si trova in natura.
Degli otto atomi esistenti in natura elementi di questi due gruppi gli atomi di ossigeno più comuni ( w= 49,5%), seguito dagli atomi di cloro in abbondanza ( w= 0,19%), quindi – zolfo ( w= 0,048%), poi il fluoro ( w= 0,028%). Gli atomi di altri elementi sono centinaia e migliaia di volte più piccoli. Hai già studiato l'ossigeno in terza media (capitolo 10); degli altri elementi, i più importanti sono il cloro e lo zolfo: li conoscerai in questo capitolo.
I raggi orbitali degli atomi degli alogeni e dei calcogeni sono piccoli e solo il quarto atomo di ciascun gruppo si avvicina a un angstrom. Ciò porta al fatto che tutti questi elementi sono elementi non metallici e solo il tellurio e lo iodio mostrano alcuni segni di anfotericità.
La formula elettronica di valenza generale degli alogeni è ns 2 n.p. 5, e calcogeni – ns 2 n.p. 4 . Le piccole dimensioni degli atomi non consentono loro di cedere elettroni; al contrario, gli atomi di questi elementi tendono ad accettarli, formando anioni con carica singola (per gli alogeni) e anioni con carica doppia (per i calcogeni). Combinandosi con piccoli atomi, gli atomi di questi elementi formano legami covalenti. Sette elettroni di valenza consentono agli atomi di alogeno (eccetto il fluoro) di formare fino a sette legami covalenti e sei elettroni di valenza di atomi di calcogeno - fino a sei legami covalenti.
Nei composti del fluoro, l'elemento più elettronegativo, è possibile un solo stato di ossidazione, vale a dire –I. L'ossigeno, come sapete, ha uno stato di ossidazione massimo +II. Per gli atomi di altri elementi, lo stato di ossidazione più elevato è uguale al numero del gruppo.
Le sostanze semplici degli elementi del gruppo VIIA hanno la stessa struttura. Sono costituiti da molecole biatomiche. In condizioni normali, il fluoro e il cloro sono gas, il bromo è un liquido e lo iodio è un solido. Secondo le loro proprietà chimiche, queste sostanze sono forti agenti ossidanti. A causa dell'aumento della dimensione degli atomi con l'aumentare del numero atomico, la loro attività ossidativa diminuisce.
Delle sostanze semplici degli elementi del gruppo VIA, in condizioni normali solo l'ossigeno e l'ozono sono gassosi, costituiti rispettivamente da molecole biatomiche e triatomiche; il resto sono solidi. Lo zolfo è costituito da molecole cicliche a otto atomi S 8, selenio e tellurio da molecole polimeriche Se N e Te N. In termini di attività ossidativa, i calcogeni sono inferiori agli alogeni: solo l'ossigeno è un forte agente ossidante, mentre il resto presenta proprietà ossidanti in misura molto minore.
Composto composti dell'idrogeno alogeni (HE) soddisfano pienamente la regola generale e i calcogeni, oltre ai normali composti dell'idrogeno della composizione H 2 E, possono anche formare composti dell'idrogeno più complessi della composizione H 2 E N struttura a catena. Nelle soluzioni acquose, sia gli alogenuri di idrogeno che gli altri idrogeni calcogeno mostrano proprietà acide. Le loro molecole sono particelle acide. Di questi, solo HCl, HBr e HI sono acidi forti.
Per la formazione di alogeni ossidi insolito, la maggior parte di essi sono instabili, ma per tutti gli alogeni sono noti ossidi superiori della composizione E 2 O 7 (ad eccezione del fluoro, i cui composti dell'ossigeno non sono ossidi). Tutti gli ossidi degli alogeni sono sostanze molecolari; le loro proprietà chimiche sono ossidi acidi.
In base alle loro capacità di valenza, i calcogeni formano due serie di ossidi: EO 2 ed EO 3. Tutti questi ossidi sono acidi.
Gli idrossidi di alogeni e calcogeni sono ossiacidi.
Realizza formule elettroniche abbreviate e diagrammi energetici degli atomi degli elementi dei gruppi VIA e VIIA. Indicare gli elettroni esterni e di valenza.
Il cloro è il più comune e quindi il più importante degli alogeni.
Nella crosta terrestre, il cloro si trova nei minerali: salgemma (salgemma) NaCl, silvite KCl, carnallite KCl MgCl 2 6H 2 O e molti altri. Il principale metodo di produzione industriale è l'elettrolisi dei cloruri di sodio o di potassio.
Una sostanza semplice, il cloro, è un gas verdastro dall'odore pungente e soffocante. A –101 °C si condensa in un liquido giallo-verde. Il cloro è molto velenoso; durante la prima guerra mondiale si tentò addirittura di usarlo come agente di guerra chimica.
Il cloro è uno degli agenti ossidanti più potenti. Reagisce con la maggior parte delle sostanze semplici (eccezioni: gas nobili, ossigeno, azoto, grafite, diamante e alcune altre). Di conseguenza, si formano alogenuri:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (se riscaldato o esposto alla luce);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (quando bruciato in eccesso di cloro);
Cl2 + 2Na = 2NaCl (a temperatura ambiente);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (a temperatura ambiente);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (quando riscaldato).
Inoltre, il cloro può ossidare molte sostanze complesse, ad esempio:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (in fase gassosa e in soluzione);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (in fase gassosa e in soluzione);
Cl2 + H2S = 2HCl + S (in soluzione);
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (in soluzione);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (in soluzione concentrata);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (in fase gassosa);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (in fase gassosa).
Nell'acqua il cloro è parzialmente disciolto (fisicamente), e parzialmente reagisce in modo reversibile con esso (vedi § 11.4 c). Con una soluzione fredda di idrossido di potassio (e qualsiasi altro alcali), una reazione simile avviene in modo irreversibile:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H2O.
Di conseguenza, si forma una soluzione di cloruro di potassio e ipoclorito. Quando reagisce con l'idrossido di calcio, si forma una miscela di CaCl 2 e Ca(ClO) 2, chiamata candeggina.
Con soluzioni concentrate calde di alcali, la reazione procede diversamente:
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O.
Quando reagisce con KOH, questo produce clorato di potassio, chiamato sale di Berthollet.
Il cloruro di idrogeno è l'unico connessione idrogeno cloro Questo gas incolore dall'odore soffocante è altamente solubile in acqua (reagisce completamente con essa formando ioni ossonio e ioni cloruro (vedi § 11.4). La sua soluzione in acqua è chiamata acido cloridrico o cloridrico. Questo è uno dei prodotti più importanti della tecnologia chimica, poiché l'acido cloridrico viene consumato in molte industrie. È di grande importanza anche per l'uomo, in particolare perché è contenuto nel succo gastrico, facilitando la digestione del cibo.
Il cloruro di idrogeno veniva precedentemente prodotto industrialmente bruciando il cloro nell'idrogeno. Attualmente il fabbisogno di acido cloridrico è quasi completamente soddisfatto mediante l'utilizzo di acido cloridrico, formatosi come sottoprodotto durante la clorazione di varie sostanze organiche, ad esempio il metano:
CH4 + Cl2 = CH3 + HCl
E i laboratori producono acido cloridrico dal cloruro di sodio trattandolo con acido solforico concentrato:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (a temperatura ambiente);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (quando riscaldato).
Più alto ossido cloro Cl 2 O 7 – liquido oleoso incolore, sostanza molecolare, ossido acido. Per reazione con l'acqua forma acido perclorico HClO 4, l'unico ossoacido del cloro che esiste come sostanza individuale; i restanti cloroossoacidi sono noti solo in soluzioni acquose. Le informazioni su questi acidi del cloro sono fornite nella Tabella 35.
Tabella 35. Acidi cloro e loro sali
C/O |
Formula |
Nome |
Forza |
Nome |
cloridrico |
||||
ipocloroso |
ipocloriti |
|||
cloruro |
||||
ipocloroso |
||||
perclorati |
La maggior parte dei cloruri sono solubili in acqua. Le eccezioni sono AgCl, PbCl 2, TlCl e Hg 2 Cl 2. Formazione di un precipitato incolore di cloruro d'argento quando la soluzione di nitrato d'argento viene aggiunta alla soluzione di prova – reazione qualitativa per lo ione cloruro:
Ag + Cl = AgCl
Il cloro può essere ottenuto da cloruri di sodio o di potassio in laboratorio:
2NaCl + 3H2SO4 + MnO2 = 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O + Cl2
Come agente ossidante quando si produce cloro utilizzando questo metodo, è possibile utilizzare non solo biossido di manganese, ma anche KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3.
Gli ipocloriti di sodio e di potassio sono inclusi in vari candeggianti domestici e industriali. La candeggina viene utilizzata anche come candeggina e viene utilizzata anche come disinfettante.
Il clorato di potassio viene utilizzato nella produzione di fiammiferi, esplosivi e composizioni pirotecniche. Quando riscaldato, si decompone:
4KClO3 = KCl + 3KClO4;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (in presenza di MnO 2).
Anche il perclorato di potassio si decompone, ma a una temperatura più elevata: KClO 4 = KCl + 2O 2.
1. Comporre equazioni molecolari per reazioni per le quali le equazioni ioniche sono fornite nel testo del paragrafo.
2. Annotare in modo descrittivo le equazioni per le reazioni fornite nel testo del paragrafo.
3. Compilare equazioni di reazione che caratterizzano le proprietà chimiche di a) cloro, b) acido cloridrico (e acido cloridrico), c) cloruro di potassio ed) cloruro di bario.
Proprietà chimiche dei composti del cloro
Varie modifiche allotropiche sono stabili in condizioni diverse elemento zolfo. In condizioni normali sostanza semplice lo zolfo è una sostanza cristallina gialla e fragile costituita da molecole a otto atomi:
Questo è il cosiddetto zolfo ortorombico (o -zolfo) S 8. (Il nome deriva da un termine cristallografico che caratterizza la simmetria dei cristalli di questa sostanza). Quando riscaldato si scioglie (113 ° C), trasformandosi in un liquido giallo mobile costituito dalle stesse molecole. Con un ulteriore riscaldamento, i cicli si interrompono e si formano molecole polimeriche molto lunghe: la massa fusa si scurisce e diventa molto viscosa. Questo è il cosiddetto -zolfo S N. Lo zolfo bolle (445 °C) sotto forma di molecole biatomiche S 2, simili nella struttura alle molecole di ossigeno. La struttura di queste molecole, come quella delle molecole di ossigeno, non può essere descritta nell'ambito del modello del legame covalente. Inoltre, esistono altre modifiche allotropiche dello zolfo.
In natura esistono giacimenti di zolfo nativo, da cui viene estratto. La maggior parte dello zolfo estratto viene utilizzato per produrre acido solforico. Una parte dello zolfo viene utilizzata in agricoltura per proteggere le piante. Lo zolfo purificato è usato in medicina per curare le malattie della pelle.
Da composti dell'idrogeno zolfo, il più importante è l'idrogeno solforato (monosulfan) H 2 S. È un gas velenoso incolore con odore di uova marce. È leggermente solubile in acqua. La dissoluzione è fisica. In una piccola misura, la protolisi delle molecole di idrogeno solforato avviene in una soluzione acquosa e, in misura ancora minore, negli ioni idrosolfuro risultanti (vedi Appendice 13). Tuttavia, una soluzione di idrogeno solforato in acqua è chiamata acido di idrogeno solforato (o acqua di idrogeno solforato).
L'idrogeno solforato brucia nell'aria:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (con ossigeno in eccesso).
Una reazione qualitativa alla presenza di idrogeno solforato nell'aria è la formazione di solfuro di piombo nero (annerimento della carta da filtro inumidita con una soluzione di nitrato di piombo:
H2S + Pb2 + 2H2O = PbS + 2H3O
La reazione procede in questa direzione a causa della bassissima solubilità del solfuro di piombo.
Oltre all'idrogeno solforato, lo zolfo forma anche altri solfani H 2 S N, ad esempio, disulfan H 2 S 2, simile nella struttura al perossido di idrogeno. È anche un acido molto debole; il suo sale è pirite FeS 2.
In accordo con le capacità di valenza dei suoi atomi, lo zolfo ne forma due ossido: SO2 e SO3 . L'anidride solforosa (comunemente nota come anidride solforosa) è un gas incolore con un odore pungente che provoca tosse. Il triossido di zolfo (il vecchio nome è anidride solforica) è una sostanza solida, estremamente igroscopica, non molecolare che si trasforma in una sostanza molecolare quando riscaldata. Entrambi gli ossidi sono acidi. Quando reagiscono con l'acqua formano rispettivamente anidride solforosa e anidride solforosa. acidi.
Nelle soluzioni diluite, l'acido solforico è un tipico acido forte con tutte le sue proprietà caratteristiche.
L'acido solforico puro, così come le sue soluzioni concentrate, sono agenti ossidanti molto forti e gli atomi ossidanti qui non sono atomi di idrogeno, ma atomi di zolfo, che passano dallo stato di ossidazione +VI allo stato di ossidazione +IV. Di conseguenza, quando si reagisce con acido solforico concentrato, si forma solitamente anidride solforosa, ad esempio:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O;
2KBr + 3H2SO4 = 2KHSO4 + Br2 + SO2 + 2H2O.
Pertanto, anche i metalli che si trovano nella serie di tensioni a destra dell'idrogeno (Cu, Ag, Hg) reagiscono con l'acido solforico concentrato. Allo stesso tempo, alcuni metalli abbastanza attivi (Fe, Cr, Al, ecc.) Non reagiscono con l'acido solforico concentrato, ciò è dovuto al fatto che sulla superficie di tali metalli si forma un denso film protettivo sotto l'influenza di acido solforico, prevenendo ulteriore ossidazione. Questo fenomeno si chiama passivazione.
Essendo un acido dibasico, l'acido solforico forma due file sali: medio e acido. I sali acidi sono isolati solo per gli elementi alcalini e l'ammonio; l'esistenza di altri sali acidi è discutibile.
La maggior parte dei solfati medi sono solubili in acqua e, poiché lo ione solfato non è praticamente una base anionica, non subiscono idrolisi anionica.
I moderni metodi industriali per la produzione di acido solforico si basano sulla produzione di anidride solforosa (1° stadio), sulla sua ossidazione in triossido (2° stadio) e sull'interazione dell'anidride solforosa con l'acqua (3° stadio).
L'anidride solforosa viene prodotta bruciando zolfo o vari solfuri nell'ossigeno:
S + O2 = SO2;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2.
Il processo di arrostimento dei minerali solforati nella metallurgia non ferrosa è sempre accompagnato dalla formazione di anidride solforosa, che viene utilizzata per produrre acido solforico.
In condizioni normali, è impossibile ossidare l'anidride solforosa con l'ossigeno. L'ossidazione viene effettuata mediante riscaldamento in presenza di un catalizzatore: vanadio(V) o ossido di platino. Anche se la reazione
2SO2+O2 2SO3+ Q
reversibile, la resa raggiunge il 99%.
Se la miscela gassosa risultante di triossido di zolfo e aria viene fatta passare attraverso acqua pulita, la maggior parte del triossido di zolfo non viene assorbita. Per evitare perdite, la miscela di gas viene fatta passare attraverso acido solforico o sue soluzioni concentrate. Questo produce acido disolforico:
SO3 + H2SO4 = H2S2O7.
Una soluzione di acido disolforico in acido solforico è chiamata oleum ed è spesso rappresentata come una soluzione di anidride solforosa in acido solforico.
Diluendo l'oleum con acqua si ottiene sia acido solforico puro che sue soluzioni.
1.Crea formule strutturali
a) anidride solforosa, b) triossido di zolfo,
c) acido solforico, d) acido disolforico.
Stati di ossidazione. Tutti gli alogeni nei composti alogenuri hanno uno stato di ossidazione pari a 1. Questo stato di ossidazione per il fluoro nei composti è generalmente l'unico possibile. Altri alogeni possono ancora esistere in stati con stati di ossidazione positivi. Questi stati sorgono come risultato della promozione degli elettroni dagli orbitali - degli atomi di alogeno ai loro orbitali d vacanti (non occupati dagli elettroni) (Fig. 16.2). Negli atomi di alogeno, gli orbitali d hanno un'energia relativamente bassa e quindi sono facilmente accessibili per l'occupazione da parte degli elettroni promossi.
Il cloro e il bromo hanno possibili stati stabili con i seguenti stati di ossidazione: Lo iodio presenta stati di ossidazione.
Riso. 16.2. Promozione degli elettroni -del cloro negli stati con elevati stati di ossidazione.
Acidi contenenti ossigeno (ossoacidi) del cloro
Nella tabella 16.12 mostra i nomi sistematici e tradizionali degli acidi cloro contenenti ossigeno e dei loro sali. Maggiore è lo stato di ossidazione del cloro in questi acidi, maggiore è la loro stabilità termica e forza acida:
Acidi forti, uno dei più forti tra tutti gli acidi conosciuti. I restanti due acidi si dissociano solo parzialmente in acqua e
Tabella 16.12. Acidi cloro contenenti ossigeno e loro anioni
esistono in soluzione acquosa principalmente in forma molecolare. Tra gli acidi contenenti ossigeno, il cloro può essere isolato solo in forma libera. Altri acidi esistono solo in soluzione.
La capacità ossidante degli acidi del cloro contenenti ossigeno diminuisce con l'aumentare dello stato di ossidazione:
Agenti ossidanti particolarmente buoni. Ad esempio, una soluzione acida:
1) ossida gli ioni ferro (II) in ioni ferro (III):
2) si decompone alla luce del sole per formare ossigeno:
3) quando riscaldato a circa 75 °C, si sproporziona in ioni cloruro e ioni clorato:
Sali di acidi cloro contenenti ossigeno
Questi sali sono generalmente più stabili degli acidi stessi. L'eccezione sono i sali clorati solidi (III), che esplodono se riscaldati e al contatto con materiali infiammabili. Nelle soluzioni, la capacità ossidante dei sali di cloro contenenti ossigeno è tanto maggiore quanto maggiore è lo stato di ossidazione del cloro in questi sali. Tuttavia, non sono buoni agenti ossidanti come gli acidi corrispondenti.
I sali di sodio e di potassio sono di grande importanza industriale. La loro produzione e applicazioni sono descritte nella sezione successiva. Il clorato di potassio (V) viene solitamente utilizzato per la produzione di ossigeno in laboratorio, in presenza di un ossido come catalizzatore:
Quando questo sale viene riscaldato a una temperatura inferiore in assenza di un catalizzatore, si forma potassio:
Lo iodato di potassio (V) è un forte agente ossidante e viene utilizzato come agente ossidante nelle analisi quantitative.
Quindi diciamolo di nuovo
1. Le proprietà degli alogenuri di vari elementi quando ci si sposta da sinistra a destra all'interno di un periodo cambiano come segue:
a) la natura del legame chimico diventa sempre più covalente e sempre meno ionica;
b) le soluzioni acquose di alogenuri diventano sempre più acide a causa dell'idrolisi.
2. Le proprietà dei diversi alogenuri dello stesso elemento, quando si passa alla parte inferiore del gruppo VII, cambiano come segue:
a) la natura del legame chimico degli alogenuri diventa sempre più covalente:
b) la forza del legame nelle molecole di alogenuro di idrogeno diminuisce;
c) l'acidità degli acidi idroalici diminuisce;
d) aumenta la facilità di ossidazione degli alogenuri di idrogeno.
3. All'aumentare dello stato di ossidazione dell'alogeno, si verificano i seguenti cambiamenti:
a) aumenta la stabilità termica dei suoi acidi contenenti ossigeno;
b) aumenta l'acidità dei suoi acidi contenenti ossigeno;
c) diminuisce la capacità ossidante dei suoi acidi contenenti ossigeno;
d) aumenta la capacità ossidante dei sali dei suoi acidi contenenti ossigeno.
4. Gli alogenuri possono essere ottenuti per sintesi diretta dai loro elementi costitutivi.
5. Per ottenere alogenuri di idrogeno si può utilizzare la reazione di spostamento da un sale alogenuro con un acido meno volatile.
6. Proprietà anomale dei composti del fluoro:
a) il fluoruro d'argento è solubile in acqua, ma il fluoruro di calcio è insolubile;
b) l'acido fluoridrico ha punti di fusione e di ebollizione anormalmente elevati;
c) una soluzione acquosa di acido fluoridrico ha una bassa acidità;
d) il fluoro presenta un solo stato di ossidazione stabile. Altri alogeni mostrano stati di ossidazione multipli, il che si spiega con la promozione dei loro elettroni - in orbitali a bassa energia facilmente accessibili.
Caricamento...
