Водний розчин сильна соляна кислота

Галогени. Фтор. Хлор

I. ns²np⁵

Галогени – «ті, що не розчиняють солі»

¯ ¯ ¯

¾ наявність одного неспареного електрона визначає кількісну для всіх елементів валентність 1.

¾ Cl, Br, I, At мають вакантний nd – підрівень, орбіталі якого також мають брати участь в утворенні хімічних зав’язків, та проявляти ступені окиснення +1, +3, +5, +7.

͟ ͟ ͟ ͟ ͟

t bEyPTU/DMAyG70j8h8hI3FhCqn2VptOYhDiz7bJb2nhtReOUJtvKv8ec4Gi/j14/LjaT78UVx9gF MvA8UyCQ6uA6agwcD29PKxAxWXK2D4QGvjHCpry/K2zuwo0+8LpPjeASirk10KY05FLGukVv4ywM SJydw+ht4nFspBvtjct9L7VSC+ltR3yhtQPuWqw/9xdv4PDu1VSlbof0tVTb0+t8Qae5MY8P0/YF RMIp/cHwq8/qULJTFS7kougN6LXWjHKgMxAMZFotQVS8yFYgy0L+/6D8AQAA//8DAFBLAQItABQA BgAIAAAAIQC2gziS/gAAAOEBAAATAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAABbQ29udGVudF9UeXBlc10ueG1s UEsBAi0AFAAGAAgAAAAhADj9If/WAAAAlAEAAAsAAAAAAAAAAAAAAAAALwEAAF9yZWxzLy5yZWxz UEsBAi0AFAAGAAgAAAAhAEgUhN7uAQAA5wMAAA4AAAAAAAAAAAAAAAAALgIAAGRycy9lMm9Eb2Mu eG1sUEsBAi0AFAAGAAgAAAAhAK21zWDbAAAACQEAAA8AAAAAAAAAAAAAAAAASAQAAGRycy9kb3du cmV2LnhtbFBLBQYAAAAABAAEAPMAAABQBQAAAAA= " strokecolor="black [3200]" strokeweight=".5pt"> ͟ ͟ ͟

Найстійкіший ступінь окиснення -1.

F – дуже малий радіус = дуже висока енергія іонізації => ступінь окиснення -1.

У ряді CL – Br – I – At зростає радіус => зменшується енергія спорідненості до електрона та зменшення енергія іонізації => зменшення електронегативності.

Виняток F – менша енергія спорідненості до електрона, порівняно з Cl. Це зумовлено малими розмірами атома F => посилюється електростатичне відштовхування електрона, який приєднався, електронною системою атом.

¾ Молекули галогенів двохатомні, неполярні.

F₂ – Cl₂ – Br₂ – I₂ – At₂

В молекулах – неполярний ковалентний зв`язок; в ряду зростає здатність молекул до деформації, тобто підвищується поляризованість, що зумовлює посилення міжмолекулярну взаємодію. Тому в ряду спостерігається перехід від газоподібного F₂ до твердого I₂.

¾ Зі збільшенням радіусу в ряду зменшується окиснювальні властивості і зростають відновні.

¾ F, Cl – типові галогени

Br, I, At – підгрупа брому.

Фтор

I. Найактивніший з усіх елементів у вільному стані. Окиснює всі прості

речовини крім He, Ne, Ar, O₂ та N₂. Ступінь окиснення -1.

II. Поширення в природі.

Тільки у вигляді фторидів

Ca F₂ – орхлорит

Co₃(PO₄)₂ * CaF₂ – Co₅F(PO₄)₃) – анатит

Na₃[AlF₆] – кріоліт

З гарячих надр землі у вигляді HF з водяною парою

В земній корі 2,7 * 10^-2 %

У ґрунті 0,02% (2 * 10^-2%)

У річковій воді 2*10^-5%

В океанах 1*10^-4%

У тваринних організмах в кістках і зубах. Формула зубної емалі наближається до формул апатитів. Нестача фтор – карієс, надлишок – крихкість зубної емалі.

III. Відкриття руйнують

«Фтор» - «той, що руйнує» («руйнуючий»)

«Флуор» - «той, що тече» («текучий»)

1780 рік К. В. Шеєле – припущення існування нового елементу, що входить до складу плавикової кислоти.

Томас і Тефра Нокс, Д. Никмс, П. Лойет, Хеморі Деві, Ж. Гей-Люссак, Л. Тернер – пробували отримати фтор, але отруїлися й тяжко хворіли.

А. Лавуазьє, Є. Фремі, М. Фародей – намагалися, але так і не добули фтор.

26.06.1886 – Анрі Муассон – добув фтор електролізом безводного HF (має містити залишки KF)

А. Муассон – почав з`ясовувати мідні сосуди – вони вкривалися захисним шаром фториду міді. До цього часу використовували …. типові – й кожен грам фтору «змішував» 5-6 Рt.

IV. Добування

електролізом безводного НF – у середовищі КН₂F₃(KF.2HF) за t=80-120⁰C або у середовищі KHF₂(KF.HF) за температурою 240-300⁰С. На катоді водень, на опорі F₂.

Устаткування для роботи з різким і газоподібним фтором виготовляють із сталі, міді або алюмінію нікелю – на їх поверхні утворюються цільні наявні плівки фторидів, які захищають від подальшої корозії.

V. Фізичні властивості.

За з.у. – блідо - жовтий газ з різким специфічним запахом.

t пл. = -219,7⁰С, t.мін = -188⁰С.

Газоподібний F2 розчиняється у різному HF, різкий –необмежено у скропленому кисні.

VI. Хімічні властивості.

- Усі похідні фтору, навіть кисневмісні, є фториди. Ступінь окиснення -1

- Найсильніший окисник. Окиснює всі прості речовини крім He,Ne,Ar,O₂ та N₂.

- C, Si, P, S, більшість металів у вигляді порошків займаються в середовищі фтору за температурою 20-300⁰С.

- У сполуках із фтором елементи виявляють свій найвищий ступінь окиснення:

S +3F₂ = S⁺⁶ F₆ ^-1 2P+5F₂= 2P⁺⁵ F₅ ^-1

Ці реакції проходять навіть за температури різного повітря (-190⁰С)

- у середовищі фтору горять навіть скло (у вигляді вати) та вода:

SiO₂ ^-2+2F₂⁰= SiF₄ ^-1+ O₂⁰ 2H₂O^-2 +F₂ ⁰= 4HF ^-1+ O₂ ⁰

SiO₂відновник H₂O^-2 відновник

- фтор безпосередньо окиснює навіть важкі благородні гази: Кv, Хе, Rn (радон)

Kv+F₂=KvF₂;

Xe+F₂=XeF₂;

Xe+2F₂=XeF₄залежно від умов

Висока хімічна активність фтору пояснюється:

-малою міцністю зв’язків в молекулі F2;

- високою міцністю зв’язків з іншими елементами в яких є великий внесок іонності.

VII. Сполуки

1. Фтороводень

H₂+F₂=2HF - з вибухом, навіть у темряві за радикальним механізмом, полум’я, що виникає може досягти 4500 ⁰С. Тому так HF – не добувають.

Добувають: CaF₂ + H₂SO ^t→ CaSO₄+2HF↑

в лабораторії: KHF₂^t→ KF + HF↑

Фтороводень – безбарвна речовина (t _{кипіння}=19.52⁰C, t_{плавлення}= -83.36 ⁰C)

За t > 19.5 г безбарвний газ, дуже отруйний. Майже не має запаху. Потрапляння різкого HF на шкіру спричиняє дуже важкі опіки, тому що не розчиняє білки.

-HF полярна молекула (µ=0,64*10 ^-29), більш полярна ніж молекула води. => утворюються водневі зв’язки;

- у різкому стані:

.

.

.

.

4 bWxMj8FOwzAQRO9I/IO1SNyo3ULcKo1TlUqIMy2X3px4SaLG6xC7bfh7tic4jvZp5m2xmXwvLjjG LpCB+UyBQKqD66gx8Hl4e1qBiMmSs30gNPCDETbl/V1hcxeu9IGXfWoEl1DMrYE2pSGXMtYtehtn YUDi21cYvU0cx0a60V653PdyoZSW3nbEC60dcNdifdqfvYHDu1dTlbod0vdSbY+vmaZjZszjw7Rd g0g4pT8YbvqsDiU7VeFMLoqes9YLRg086zmIG7DKliAqAy9agywL+f+D8hcAAP//AwBQSwECLQAU AAYACAAAACEAtoM4kv4AAADhAQAAEwAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAW0NvbnRlbnRfVHlwZXNdLnht bFBLAQItABQABgAIAAAAIQA4/SH/1gAAAJQBAAALAAAAAAAAAAAAAAAAAC8BAABfcmVscy8ucmVs c1BLAQItABQABgAIAAAAIQDW7+Fh7wEAAOgDAAAOAAAAAAAAAAAAAAAAAC4CAABkcnMvZTJvRG9j LnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQA96imu2wAAAAkBAAAPAAAAAAAAAAAAAAAAAEkEAABkcnMvZG93 bnJldi54bWxQSwUGAAAAAAQABADzAAAAUQUAAAAA " strokecolor="black [3200]" strokeweight=".5pt">

H

.

.

F F

.

.

.

.

.

.

.

.

.

F H H H

F

утворюючи зигзагоподібні ланцюги

- Хімічна активність HF значною мірою залежіть від наявності H₂O. Сухий HF не діє на більшість металів, не реагує із оксидами металів. Проте, якщо реакція HF з MeO розпочнеться хоча б якоюсь мірою, то далі вона піде із само прискоренням, оскільки внаслідок реакції кількість води збільшується:

MeO+ 2HF = MeF₂+ H₂O

Таке явище прискорення реакцій за рахунок каталітичного впливу її продуктів називають автокаталізом.

- Фтороводень необмежено розчиняється воді.

- Водний розчин HF (фтороводнева або плавикова кислота) кислота середньої сили. Адже зв’язки Н-F дуже міцні, крім того утворюються асоціати полярних молекул НF за рахунок водневих зв’язків, закріплює стан Н і утруднює дисоціацію. Іони F^-, що утворюються, сполучуються водневими зв’язками з молекулами НF та утворюють складні частини:

HF + H₂O = H₃O⁺+ F^-

F^- + HF = HF₂^-

HF₂ ^- + HF = Н₂F₃^-

Значна міцність водневих зв’язків приводить до того, що в реакції нейтралізації плавикової кислоти утворюються гідрофториди (KHF₂; KH₂F₃; KH₃F₄; KH₄F₅):

5HF + KOH = KH₄F₅+H₂O

4HF + KOH = KH₃F₄+H₂O

3HF + KOH = KH₂F₃+H₂O

2HF + KOH = KHF₂+H₂O

За подальшого додавання лугу відбувається поступова нейтралізація гідрофторидів до фторидів:

KH₂F₃+ 2KOH = 3KF +2H₂O

KHF₂ + KOH = 2KF + H₂O

У здатності плавикової кислоти утворювати кислі солі полягає її принципова відмінність від інших галогеловодневих кислот. Утворюються аніони HF₂ ^-, H₂F₃ ^-за рахунок водневих зв’язків.

симетричний водневий зв`язок

HF₂^- [H…F...H ]^-

L¹_HF = L¹¹_HF = 113 пм

Е _зв= 113 ^кДж^/^моль

Два рівноцінних частково ковалентних,

частково водневих зв[B1] `язки.

H₂F₃^-- зигзагоподібна будова

Під час прошарування гідрофториди розкладаються:

KH_nF_n _{+ 1}= KH_n_-1F_n + HF ↑

- Характерна особливість плавикової кислоти її здатність розчиняти скло:

SiO_2(Т) + 4НF _(Р) = SiF₄+ 2H₂O_(Р)

SiF₄ + 2НF = H₂[SiF₆ ]

Тому зберігають плавикову кислоту у посуді із свинцю, фторопластів каучуку, поліетилену.

Фториди

Фториди елементів з високими ступенями окиснення добувають безпосередньою взаємодією простих речовин. Більшість фторидів металів з низькими ступенями окиснення добувають дією щавикової кислоти на оксиди, карбонати, гідроксиди металів, або дією фтору на нижчі фториди:

AL(OH)₃+ 3HF = ALF₃ + 3H₂O

CL F + F₂ = CLF₃

Подібно до оксидів фториди поділяють на основні, кислотні та амфотерні

Основні – фториди металів з іонним зв`язком тверді, тугоплавкі речовини.

Кислотні – фториди неметалів, а також металів з високими ступенями окиснення, мають переважно ковалентний зв`язок.

- тоді, або рідини чи легкоплавкі тверді речовини (молекулярні кристалічні S ротон)

Амфотерні – це фториди з високим ступенем номерності зв`язку.

NaF MgF₂AlF₃SiF₄ PF₅ SF₄

основні амфотерний кислотні

гексофторсилікат натрію

Як оксиди взаємодіють між собою:

2NaF + SiF₄ = Na₂ [ SiF₆]

основний кислотний

тетрафторотерилат калію

2KF + BeF₂= K₂ [ BeF₄]

основний амфотерний

як кислотний

BeF₂+ SiF₄= Ве [ SiF₆]

амфотерний кислотний

як основний

Основні розчинні фториди зазнають часткового гідролізу, як солі кислоти середньої сили:

NaF + Н₂О = NaОН + НF

F^- + Н₂О = ОН^- + НF лужне середовище.

Кислотні фториди гідролізують повністю, зумовлюючи кисне середовище:

SiF₄+ Н₂О = Н₂ SiО₃+ 4НF

Сполуки з киснем

Безпосередньо F₂ з О₂ не реагує. За кімнатної температури стійким є лише ОF_2.

2NaOH^-2 + 2F₂⁰= O⁺²F^-1₂ + 2NaF^-1+ H₂O

O^-2- 4e → O⁺²1 відновник

F⁰_{2 +}2e → 2F^-12 окисник

ОF₂- токсичний газ світло-жовтого кольору з характерним запахом фтору (t_кип = - 145⁰C, t_пл = -224⁰С). Погано розчиняється у воді. Повільно реагує з водою, швидко з лугами.

O⁺²F₂ + H₂O^-2 = HF + O⁰₂ ↑

O⁺²+ 2e → O⁰₂

O^-2- 2e → O⁰₂

O⁺²F₂ + 2NaOH^-2 = 2NaF + H₂O + O⁰₂ ↑

O⁺²+ 2e → O⁰

O^-2- 2e → O⁰

реакції синпропорціювання.

O⁺²F₂ - дуже сильний окисник (за рахунок О⁺²).

2Н⁰ ₂ + О⁺²F₂= 2Н⁺¹F + H₂ ⁺¹O^-2

Н⁰₂-2e → Н⁺¹2

O⁺²+ 4e → O^-21

4) Інші сполуки

a) Хлорофторовуглеці CCL₃F, CCL ₂F_2,CHCLF_2,CHCL₂F використовують як холодагенти (фреони).

Хімічно стійкі, нешкідливі для живих організмів. Але потрапляючи в атмосферу не руйнуються, накопичуються й далі розкладаються з утворенням атомів хлору, що каталізують процес розкладу О₃.

б) n CF₂ = CF₂→ (- CF₂ - CF₂-) _n

тетрафтороетилен тефлон (органічна пластина)

Тефлон дуже хімічно стійкий: не розчиняються – в царській горілці, олеумі, конц. H₂SO₄, водний розчин NаOH.

Руйнують - розплавлений Nа за температурою 200⁰С;

газоподібний F₂ t>150⁰С.

VIII. Застосування

F₂– розділення нуклідів урану.

HF - виробництво полімерів, фреонів, фтору, обробка поверхні металів, травлення поверхі напівпровідників; добування штучного фріоніту

Na₃ [ ALF₆] - для добування AL.

F₂- добування (CF)₄фторований графіт - мастило

OF₂- окисник ядерного палива.

ХЛОР

I. 1S² 2S²2p⁶ 3S² 3p⁵3d

- менша енергія іонізації та електронегативність порівнено з F.

- вільний d – підрівень => можливість утворення зв’язків за донорно-акцепторним механізмом, збільшення валентних можливостей.

Ступені окиснення -1 до +7.

II. Поширення в природі

4,5 * % (маси) переважно у вигляді хлоридів.

NaCl кам’яна сіль.

KCl сільвін.

NaCl * NaCl сильвініт.

KaCl * MgCl2 * 6H2O корноліт

у великій кількості у морській воді (до 1,5% маса NaCl).

III. Відкриття

Сполуки хлора відомі людству дуже давно.

NaCl – 3 – 4 тис. до н. е.

1774 р. К.В. Шеєле добув хлор взаємодією MnO₂ (нейтралізує) та HCl але вважав що новий газ оксид соляної кислоти.

Лавуазьє і Берцеліус – запропонували вважати його оксидом невідомого елементу “мурію”.

1807 р. Деві добув жовто-зелений газ електролізом розплаву NaCl – спочатку також вважав оксидом морію. Лише за 3 роки дійшов, до висновку, що цей газ – проста речовина й назвав його chlovie gas або chlovine (грець. жовто зелений). А ще через 3 роки Гей - Люссак дав більш коротку назву – хлор. У 1811р. Швейгер запропонував іншу назву “галоген” – ця назва не прижилась, а потім почала використовуватися для … груп елементів.

IV. Добування

1) У промисловості електролізом концентрованих водних розчинів NaCL

2NaCL+2H₂O ^{ел. струм} 2NaOH + H₂ + CL₂

Хлор на опорі

Хлор осушують H₂SO₄(k) – сухій він значно менш агресивний, практично не окиснює залізо, тому його зберігають і транспортують у стальних балонах.

2) У лабораторії окисленням HCL сильними окисниками.

4HCL^-1+ Mn⁺⁴O₂ = CL⁰₂ + Mn⁺²Cl₂ + 2H₂O

2CL^-1 -2e → CL⁰₂ 1

Mn⁺⁴+2e → Mn⁺²1

16HCL^-1+ 2 KMn⁺⁷O₄ = 5CL⁰₂ + 2 Mn⁺²Cl₂ + 2KCL + 8H₂O

2CL^-1 -2e → CL⁰₂ 5

Mn⁺⁷+5e → Mn⁺²2

14HCL^-1+ K2Cr⁺⁶₂O₇ = 3CL⁰₂ + 2 Cr⁺³Cl₃ + 2KCL + 7H₂O

2CL^-1 -2e → CL⁰₂ 3

Cr⁺⁶₂+6e → 2Cr⁺³1

V. Фізичні властивості

Жовто-зелений газ з різним запахом, токсичний. Симптоми отруєння хлором – подразнення очей та органах дихання, безперервний кашель.

t_пл.=-101,0 ⁰С, t_кип.=-34,1⁰С. Обмежено розчиняється у воді (2 об’єми хлору у 1 об’єму води).

Слабкий насичений розчин хлору у воді називають хлорною водою.

Молекула CL₂ міцніша за F₂ (існує дитивний зв’язок)

CL

¯ ¯ ¯

¯

¯ ¯ ¯

CL

VI. Хімічні властивості:

Хлор – активний окисник. Безпосередньо взаємодіє з більшістю неметалів (крім благородних газів C,N₂,O₂ ), а також з переважно більшістю металів, легко окиснює складні речовини:

(виділення олова з консервних банок)

2Р⁰ + 5CL₂⁰= P⁺⁵CL₅^-1

Sn⁰+ 2CL₂⁰ = Sn⁺⁴CL₄^-1

H₂O^-1 + CL₂⁰= 2HCL^-1 + O₂⁰

O₂^-1-2e → O₂⁰1

CL₂⁰+ 2e → CL^-11

Відновні властивості менше при взаємодії з фтором:

3F₂⁰+CL₂⁰= 2CL⁺³F₃^-1 фторид хлоу (ІІІ)

Крім цього утворюються CLF та CLF₅.

У водному розчині відбувається оборотна реакція диспропорціювання:

CL₂ + H₂O = HCL^-1 + HCL⁺¹О хлорнуватиста кислота

CL₂⁰ + 2 е → 2СL^-11

CL₂⁰ - 2 е → 2СL⁺¹1

За кімнатної температури в насиченому розчині 70% -CL₂ температура HCL: HCLO

У разі додавання лугу рівновага зміщується вправо, тобто при взаємодії хлору з лугом утворюються хлорди і гіпохлорити:

CL₂⁰ + 2NaOH = NaCL^-1 + NaCLO⁺¹ + H₂O

гіпохлорит натрію

+7 +6 +5 +4 +3 +1 -1

HCLO₄, KCLO₄, CL₂O₇

CL₂O₆

HCLO₃, KCLO₃, CLF₅

CLO₂

HCLO₂, NaCLO₂, CLF₃

HCLO₂, NaCLO, CL₂O, CLF

CL

HCL, KCL, CCL₄

VII. Сполуки

1) Хлороводень.

а) Добування

у промисловості:

1) H₂+CL₂ = 2HCL

в лабораторії

2) NaCL+H₂SO₄₍_k₎= NaHSO₄+HCL ↑

NaCL+H₂SO_4(K)=^t NaHSO₄+HCL ↑

3) побічний продукт хлорування органічних сполук

б) Фізичні властивості

HCL – безбарвний газ з різким запахом

t_пл.=-114, t_кип.=-85 важкий за повітря

Димить в наслідок утворення з водяною парою дрібних крапель туману. Значно менш полярний зв’язок ніж HF, тому практично водневі зв’язки не утворюються.

Добре, але обмежено розчиняється у воді (450 об’ємів у 1 об’ємі H₂O за звичайних умов) (45,14% за 0⁰С).

Водний розчин сильна соляна кислота

HCL = H⁺+ CL^-Kз ≈ 10⁷

Концентрована соляна кислота за звичайних умов містить 37% HCL (g=1, 19 ^г/_см3)

Хімічні властивості кислот – взаємодія з металами та її оксидами. Розчиняє …, тому транспортують у скляних бутлях або футерованих гумою стаевих місткостях.

Окиснюється KMnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, але не окиснює H₂SO₄

2) Хлориди

Метили I-IV груп періодичної системи здатні досягати у своїх хлоридах вищого ступеня окислення, якій дорівнює номеру групи. У разі металів V-VIII груп такий стан окиснення не досягається / CL₂ не такій сильний окисник та просторове обмеження у разі приєднання великого атомів хлору.

Подібно до оксидів і фторидів природа хлоридів закономірно змінюється залежно від характеру зв’язку між: іонні хлориди – основні властивості, а ковалентні – кислотні.

NaCL MgCL₂ ALCL₃ SiCL₄ PCL₅

Основні амфотерні кислотні

Іонні хлориди, як солі сильної кислоти практично не гідролізують. Амфотерні – оборотній гідроліз по катіону:

ALCL₃ + H₂O = ALOHCL₂ + HCL кисле середовище.

Кислотні ковалентні хлориди повністю гідролізують з утворенням соляної та відповідної кисневмісної кислоти:

PCL₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5 HCL;

SiCL₅ + 4 H₂O = H₄SiO₄ + 4 HCL.

PCL₅хлоронгідрид фосфорної кислоти.

2KCL + TiCL₄ = K₂ [TiCL₄]

^{основний}^{кислотний}

BeCL₂ + SnCL₄= Be [SnCL₆]

^{аморт.як основний}^{кислотний}

2KCL + BeCL₂= K₂[ BeCL₄]

^{основний} ^{аморт.як основний}

Кисневі сполуки хлору

гіпохлорит

хлорнуватиста

CL₂⁺¹ HCL⁺¹O KCL⁺¹O

L VXsjRRnREeyPfisd2QO6CU1YmvYaO6BEgg+YwLbSN5b+GzSWswPfDOCUir9BrkTAFyCFKujqhIY8 gJAvdEnC0eJEghOga8lHZqkjkid/jw3HSQzax92NKY9pJFmM0DtJy9Hn0ZyPY9w/fo2bnwAAAP// AwBQSwMEFAAGAAgAAAAhAGx0sEvcAAAACQEAAA8AAABkcnMvZG93bnJldi54bWxMj8FOhDAQhu8m vkMzJt7cFiIgSNkYzT6A60Y9dukIBDoltLuLb+940uPM/+Wfb+rt6iZxxiUMnjQkGwUCqfV2oE7D 4W139wAiREPWTJ5QwzcG2DbXV7WprL/QK573sRNcQqEyGvoY50rK0PboTNj4GYmzL784E3lcOmkX c+FyN8lUqVw6MxBf6M2Mzz224/7kNOy6sUiGrC1fFjWG94/PrBhx1vr2Zn16BBFxjX8w/OqzOjTs dPQnskFMGkpVMqnhPi9AcJ7mCS+ODKosBdnU8v8HzQ8AAAD//wMAUEsBAi0AFAAGAAgAAAAhALaD OJL+AAAA4QEAABMAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAFtDb250ZW50X1R5cGVzXS54bWxQSwECLQAUAAYA CAAAACEAOP0h/9YAAACUAQAACwAAAAAAAAAAAAAAAAAvAQAAX3JlbHMvLnJlbHNQSwECLQAUAAYA CAAAACEA95qb9RwCAADVAwAADgAAAAAAAAAAAAAAAAAuAgAAZHJzL2Uyb0RvYy54bWxQSwECLQAU AAYACAAAACEAbHSwS9wAAAAJAQAADwAAAAAAAAAAAAAAAAB2BAAAZHJzL2Rvd25yZXYueG1sUEsF BgAAAAAEAAQA8wAAAH8FAAAAAA== " strokecolor="windowText" strokeweight=".5pt">

хлорит

хлориста

HCL⁺³O KCL⁺³O

CL⁺⁴O

хлорнувата

хлорат

HCL⁺⁵O₃ KCL⁺⁵O₃

CL₂⁺⁶O₆

перхлорат

хлорна

CL₂⁺⁷O₇HCL⁺⁷O₄ KCL⁺⁷O₄

3. Сполуки хлору (1) (HCLO та CL₂O) KCLO

HCLO – хлорнуватиста існує тільки в розбавлених розчинах

Н 113⁰CL Добування

O H₂O+2CL₂+CaCO₃ = CaCL₂ + CO₂ +2HCL

Належить до слабких кислот (слабша за вугілля):

HCLO = H⁺ +OCL^-k=3,2*10^-8

Розкладається:

1) під дією прямого сонячного світла за наявністю каталізаторів (солі Со), або відновників, що легко приєднують кисень:

2HCL⁺¹O^-2 = 2HCL^-1+ O₂

2) за наявністю водовідбірних речовин (наприклад CaCL₂)

2HCLO = H ₂O+ CL ₂O ангідрид HCLO

3) під час нагрівання (диспропорціювання):

3HCL⁺¹O = 2HCL^-1+ HCL⁺⁵O₃

CL⁺¹- 4е – CL⁺⁵ 1

CL⁺¹+ 2е – CL^-12

O

110⁰

CL₂O - оксид хлору (1) - жовто-бурий газ із запахом хлору CL CL

- Нестійкий – за кімнатною температурою розширюєтьсся:

4CL₂⁺¹O = 2 CL⁺⁴O₂+ 3CL₂⁰

2CL⁺¹– 6e = 2CL⁺⁴1

2CL⁺¹+ 2е = CL₂⁰3

- Під час нагрівання розширюється з вибухом:

2CL⁺¹₂O^-2 = 2CL⁰₂+ O⁰₂

_-Добре розчиняється у воді (1об`єм Н2О – 200 об`єм CL₂O) менше частково реагує з нею з утворенням к-м

CL₂O + H₂O = 2HCLO

Гіпохлорити солі хлорнуватистої кислоти - добувають за реакціями диспропорціонування CL₂ в холодних лужних розчинах

щавелева вода використовується як вибілювальний реагент

CL₂ +2KOH = KCL + KCLO + H₂O

KCLO розчиняється вже під дією CO₂

сильний окисник

KCLO +CO₂+H₂O = KHCO₃ + HCLO

Розчини KCL, KCLO та NaCL, NaCLO можно одержати електролізом водних розчинів KCL та NaCL без розділення катодного та анодного просторів

хлорне вапно

Ca(OH)₂ +CL₂= Ca (OCL)CL + H₂O

Ca (OCL)CL – хлорідгіпохлорит кальцію – сильний окисник на вологому повітрі розкладаються

2Ca(OCL)CL + CO₂+ H₂O = CaCO₃ + CaCL₂+ 2HCLO

Хлорнуватиста кислота та ії солі дуже сильні окисники. Кислота більш сильний окисник ніж солі.

Солі розкладаються:

1) При проведенні диспропорціонування:

3KCL⁺¹O = 2KCL^-1 +KCL⁺⁵O₃

2) За наявності каталізаторів або відновників:

2KCLO =2KCL +O₂

Сполуки хлору (ІІІ) HCLO₂та KCLO_2,NaCLO₂

NaCLO₂ – хлориста кислота, відома лише в розбавлених розчинах, під час зберігання швидко розкладається.

Одноосновна кислота середньої сили:

HCLO₂ = H⁺ + CLO₂^- K = 10^-2

Солі хлорити стійкіші за саму кислоту, утворюються

CL⁺⁴O₂+Na₂O^-1₂ = 2NaCLO⁺³₂ +O⁰₂

CLO₂+ H₂O₂+ NaOH = 2NaCLO₂ +O₂+2H₂O

Під час нагрівання розкладаються (диспропорціонують)

1) 3NaCL⁺³O₂^t 2NaCL⁺⁵O₃+ NaCL^-1

2) За наявності каталізаторів або відновників:

NaCLO₂^t^,^kat NaCL + O₂

HCLO_{2 –}сильний окисник, солі CLO₂^- значно поступаються CLO^-

Сполуки хлору (ІV) CLO₂

CLO₂ - отруйний зеленкувато – жовтий газ з різким запахом. Добре розчиняється у воді (1 об єм Н₂О - об єм CLO₂)

- Добувають нагріванням зволоженої суміші вихідних речовин:

2KCL⁺⁵O₃+ H₂C⁺³₂O₄ ^t 2CL ⁺⁴O₂ +K₂⁺⁴ CO₃ + C⁺⁴O₂+ H₂O

CL⁺⁵ + 1e => CL⁺⁴2

2C⁺³ - 2e => 2C⁺⁴1

- При розчині у воді відбувається реакція:

2CL⁺⁴ O₂+ H₂O₂= HCL ⁺³O₂ + HCL⁺⁵O₃

CLO₂ – ангідрид двох кислот

- У розчинах лугів

2CLO₂ + 2NaOH = NaCLO₂ + NaCLO₃+ H₂O

CLO₂- сильний окисник - застосовують для вибілювання тканин, целюлози.

Сполуки хлору (V) HCLO₃, KCLO₃

HCLO₃ – хлорнувата існує лише у розчинах (до 40%). Розбавленні розчини стійкі, тому розширюються з вибухом.

- Добувають Ba(CLO₃) +H₂SO₄ = 2HCLO₃ + BaSO₄..

- Сильна одноосновна кислота HCLO₃ = H⁺ +CL₃ ^- K=1

Хлорати

^-Добування – пропускання CL₂в гарячий розчин лугу

3CL⁰ ₂ + 6KOH =5 KCL^-1 + KCL⁺⁵ O₃+ 3H₂O

KCLO₃- гірше розчиняється у воді, то при охолодження відфільтровують

KCLO₃ – бертолетова кислота

Розчини HCLO₃ – сильні окисники. HCLO₃– властивостями нагадує HNO₃. Суміш HCLO_3,HCL - типу царської горілки.

Загалом HCLO₃: ії солі слабкі окисники ніж HCLO та HCLO₂та їх солі.

Хлорати розкладаються:

1) При нагріванні (деспропорціювання)

4 КCL ⁺⁵O₃ = КCL^-1 + 3КCL ⁺⁷O₄

2) За наявності каталізатора (MnO₂) та нагріванні:

2КCLO₃^t^,^kat 2КCL + 3О₂

В зв`язку з 2 реакцією хлорати при ……………… сильні окисники – окислюють S,P цукор, утворюють суміш, що легко вибухають.

3S⁰ + 2KCL⁺⁵O₃= 3S⁺⁴O₂ +2KCL^-1

S⁰- 4e - S⁺⁴ | 3

CL⁺⁵ +6 - CL^-1 | 2

Сполуки хлору (VI) CLO₃, (CL₂O₆)

- добуванняCL⁺⁴O₂ + O⁰₃ = CL⁺⁶ O₃+ O⁰₂

Молекула CLO₃парамагнітна. Наявність неспареного електрона зумовлює здатність до утворення димер

2CLO₃ => CL₂O₆

в пароподібному в конденсованому стані

За звичайних умов CL₂O₆ - олеїста рідина темного червоного кольору (tпл. = 3,5⁰С). Менш легкий і вибухонебезпечний ніж інші оксиди хлору.

- За кімнатної температури розкладається

CL₂O₆= 2CLO₂ +О₂

- з водою

CL⁺⁶ ₂O₆ +Н₂О = НCL⁺⁵ O₃+ НCL⁺⁷ O₄

- з лугами

CL ₂O₆ + 2КОН = КCLO₃+ КCLO₄+ Н₂ O

Сполуки хлору (VIІ) CL₂O₇, НCLO₄, КCLO₄

НCLO₄– хлорна - відома у вільному стилі – рухлива безбарвна рідина. Водні розчини дуже стійкі.

100% - мало стійка і ввибухає:

4НCLO₄ = 4НCLO₂+ 3О₂ + 2Н₂О

- добувають КCLO₄+ H₂SO₄ = НCLO₄ + K H₂SO₄

У водних розчинах найсильніша з усіх відомих кисневмісних кислот (приблизно в мільярд раз сильніша за азотну)

НCLO₄ => Н⁺ + 3О₂ + CLO₄^- К ~ 10⁹

CL ₂O₇ – оліїста рідина (температура кипіння =83⁰С)

- добувають 2НCLO₄+ Р₂О₅ = CL₂O₇+ 2НРО₃

- - температура більше 120⁰С вибухає: 2CL₂O₇= 4 CLO₂ + 3О₂

CL₂O₇– найстабільніший з усіх оксидів хлору

- З водою CL₂O₇+ Н₂О = НCLO₄

Окисні властивості НCLO₄та ії солей виражені меншою мірою ніж НCLO_,НCLO₂та НCLO₃та їх солей.

Водночас під час нагрівання перхлорати творяться я к сильні окисники -t 610⁰C KCLO₄ ^tKCL + 2O₂

[B1]