Соли хлора егэ химия

Галогены образуют ряд соединений с кислородом, которые неустойчивы и могут быть получены только косвенным путем, так как кислород
не взаимодействует с галогенами. Наиболее устойчивы из их соединений соли, наименее — оксиды и кислоты.

Максимальна возможная степень окисления +7. Для фтора возможно только -1, так как фтор является самым электроотрицательным
элементом.

Названия кислородсодержащих кислот и их кислотных остатков вы можете найти в таблице ниже. Заметьте, все они применимы и к
брому, и к йоду. Так например HBrO — бромноватистая кислота (соли гипобромиты), HIO — иодноватистая кислота (соли гипоиодиты).

HIO₃ — иодноватая кислота (соли иодаты), HBrO₃ — бромноватая кислота (соли броматы). По аналогии несложно
составлять подобные названия. Мы будем изучать данную тему на примере соединений хлора.

Получение кислот

• Хлорноватистая кислота

Хлорноватистую кислоту можно получить в реакции хлора с водой, соли хлорноватистой кислоты (гипохлорита) с более слабой кислотой.

Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO



KClO + H₂O + CO₂ → KHCO₃ + HClO

В реакции хлорной извести с диоксидом углерода и водой также выделяется хлорноватистая кислота.

Ca(OCl)₂ + CO₂ + H₂O → CaCl₂ + CaCO₃ + HClO



• Хлористая кислота

Хлористая кислота может быть получена из собственных солей — хлоритов, а также в реакции с оксидом хлора IV.

Ba(ClO₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + HClO₂

• Хлорноватая кислота

Хлорноватую кислоту получают взаимодействием разбавленной серной кислоты и хлората бария.

H₂SO₄ + Ba(ClO₃)₂ → BaSO₄↓ + HClO₃

• Хлорная кислота

Самая сильная кислота в природе — хлорная кислота — может быть получена реакцией перхлората калия или натрия с концентрированной серной
кислотой.

KClO₄ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + HClO₄

Химические свойства

• Кислотные свойства

Хлорноватистая и хлористая кислоты относятся к слабым, хлорноватая и хлорная — к сильным. Кислоты образуют соли в
реакциях c основными оксидами и основаниями.

HClO + LiOH → LiClO + H₂O

HClO₃ + NaOH → NaClO₃ + H₂O

HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O

• Разложение кислот и солей

И кислоты, и их соли разлагаются схожим образом.

HClO → HCl + O₂

HClO₂ → ClO₂ + HClO₃ + HCl + O₂

KClO₂ → (t) KClO₃ + KCl

KClO₂ → KCl + O₂

KClO₃ → KCl + O₂



NaClO₃ → (t) NaCl + NaClO₄

NaClO₃ → (кат.) NaCl + O₂↑

• Окислительные свойства

KI + HClO → KIO₃ + HCl

P + HClO₃ → P₂O₅ + HCl

Соли этих кислот образуются в результате реакции диспропорционирования, происходящей между щелочью и
галогеном.

KOH + Cl₂ → KCl + KClO + H₂O

KOH + Cl₂ → (t) KCl + KClO₃ + H₂O

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором 
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
 1. Хлорноватистая кислота и ее соли 
 2. Хлористая кислота и ее соли 
 3. Хлорноватая кислота и ее соли 
 4. Хлорная кислота и ее соли 

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы  (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация  галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние. 

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Внешний вид галогенов:

 Фтор            

Хлор              

Бром              

Йод                 

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве  хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–):     Na⁺  +1e  →  Na⁰      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺    +    2Cl⁻    →     2Na º    +   Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза  расплава хлорида натрия:

2NaCl   →  2Na    +   Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl   →  Na⁺    +    Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–):      2H₂O   +    2e    →    H₂°    +   2OH⁻      

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+):     2Cl⁻     ̶ 2e   →  Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O   +    2Cl⁻   →  H₂°↑    +   2OH⁻   +   Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза  раствора хлорида натрия:

2NaCl    +    2H₂O   →     H₂↑   +   2NaOH    +   Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂    +    4HCl     →   MnCl₂    +    Cl₂↑    +   2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄    +    16HCl     →   2MnCl₂    +   2KCl     +     5Cl₂↑    +   8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃    +    6HCl     →     KCl     +     3Cl₂↑    +   3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇    +    14HCl     →   2CrCl₃    +   2KCl     +     3Cl₂↑    +   7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂  →  2K + H₂ + 2F₂

3. Получение  брома. 

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr +  Cl₂   →   Br₂   +  2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂   +   4HBr   →   MnBr₂   +   Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI +  Cl₂   →   I₂   +  2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄   →   I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂  +  O₂  →  2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S   +   Cl₂  →  SCl₂   (S₂Cl₂)

S   +  3F₂  →   SF₆

1.3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P    +   5Cl₂   →  2PCl₅

2P    +   3Cl₂   →  2PCl₃

2F₂  +   C   →   CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

I₂   +   Fe   →  FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂   +   Cu   →  2CuCl₂

I₂   +   2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂   +  2Al   →  2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂  +  H₂  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂  +  H₂  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂  +  H₂  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂  +  H₂  ↔   2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂  +  F₂  →  2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂    +   6H₂O   ↔  5HCl   +  HClO₃  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂   +   2H₂O   →    4HF   +   O₂

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂    +   2NaOH _(хол.)  →  NaCl   +   NaClO   +   H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂   +   6NaOH _(гор.)  →  5NaCl   +   NaClO₃   +    3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂    +   2Са(OH)_2(хол.)  →  СaCl₂   +   Сa(ClO)₂   +   2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂    +   2NaI   →   2NaCl   +   I₂

Cl₂    +   2NaBr   →  2NaCl   +   Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂   +   F₂    →   2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂   +   I₂   +  H₂O   →   HCl   +   HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂    +    H₂S   →    S    +   2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂     +     H₂O     +     Na₂SO₃    →   2HCl   +   Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂   +   H₂O₂   →  2HCl   +   O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂    +   2H₂O   →  4HCl   +  O₂   (на свету или кип.)

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота. 

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.)     +    NaCl_{(тверд.)}    →   NaHSO₄    +   HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂   +   H₂    →    2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl    +    CaO    →   CaCl₂    +   H₂O

 6HCl     +     Al₂O₃     →   2AlCl₃    +    3H₂O

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

HCl     +     NH₃    →     NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe    +   2HCl      →     FeCl₂   + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H⁺    +    F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H⁺    +    Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl     +     CaCO₃    →     CaCl₂    +   2H₂O   +  CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl   +    AgNO₃    =    AgCl↓    +    HNO₃ 

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr    +   AgNO₃    =    AgBr↓   +    HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI    +    AgNO₃    =    AgI↓   +    HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂   +   2HI   →  I₂   +   2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl    +    MnO₂    →   MnCl₂   +    Cl₂   +   2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr   +   H₂SO_4(конц.)  →   Br₂    +   SO₂   +  2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr      +    K₂Cr₂O₇   →    2KBr  +    2CrBr₃    +    3Br₂    +    7H₂O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr    +  MnO₂   →   MnBr₂   +   Br₂   +   2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr   +   H₂O₂   →   Br₂   +   2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI    +   2FeCl₃  →   I₂   +   2FeCl₂   +  2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI    +   Fe₂(SO₄)₃    →   2FeSO₄   +   I₂   +   H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI   +  NO₂  →   I₂   +   NO   +    H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI    +   S     →   I₂     +    H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂   +   4HF   →   SiF₄  +  2H₂O

SiO₂   +   6HF_(изб)  →  H₂[SiF₆]  +   H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂    +   Mg   →   MgCl₂

Cl₂   +   Ca   →   CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂   +   2Fe   →  2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe  +  2HCl   →   FeCl₂   +  H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных  и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl    +    CaO   →  CaCl₂    +   H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl     +     Al₂O₃    →    2AlCl₃    +    3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований  и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl    +    NaOH   →    NaCl   +  H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl     +     Cu(OH)₂    →     CuCl₂    +   2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl     +     Zn(OH)₂    →     ZnCl₂    +   2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr     +   NaHCO₃    →   NaBr    +    CO₂↑    +   H₂O 

Взаимодействие с нитратом серебра –  качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl   +    AgNO₃   →    AgCl↓    +    HNO₃

HBr   +    AgNO₃   →    AgBr↓    +    HNO₃

HI   +    AgNO₃   →    AgI↓    +    HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl   +  AgNO₃   →    AgCl↓    +  NaNO₃ 

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg  +  CuCl₂   →  MgCl₂  +  Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na  +  ZnCl_{2(раствор)}  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K    +   Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr    +    2H₂O    →    H₂↑   +   2KOH    +   Br₂↑        

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr   +    2H₂SO_{4 (конц.)}    →    4K₂SO₄    +   4Br₂   +   SO₂   +    2H₂O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI   +   2CuCl₂   →   2CuI↓   +    I₂↓   +    4KCl

2KI    +    2FeCl₃    →   I₂↓    +   2FeI₂    +    2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI   +    5H₂SO_{4 (конц.)}  →    4K₂SO₄    +   4I₂   +   H₂S  +    4H₂O          или

8KI    +   9H₂SO_{4  (конц.)}  →    4I₂↓ +    H₂S↑     +    8KHSO₄     +    4H₂O

KI    +   3H₂O   +  3Cl₂  →   HIO₃   +  KCl   +   5HCl

10KI   +  8H₂SO₄   +  2KMnO₄  →  5I₂   +   2MnSO₄   +   6K₂SO₄   +   8H₂O

6KI    +  7H₂SO₄   +  K₂Cr₂O₇   →  Cr₂(SO₄)₃    +   3I₂    +   4K₂SO₄    +   7H₂O

2KI    +   H₂SO₄   +   H₂O₂   →   I₂    +   K₂SO₄    +   2H₂O

2KI    +   Fe₂(SO₄)₃    →  I₂   +    2FeSO₄   +  K₂SO₄

2KI    +   2CuSO₄   +   K₂SO₃   +    H₂O   →   2CuI   +   2K₂SO₄   +   H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl    +    NH₃    →  [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag    +   Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

 Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в  разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂    +   H₂O   ↔  HCl   +  HClO  

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO  →  2HCl   +   O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO   +   KOH    →    KClO   +   H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO   +  2HI   →  HCl   +   I₂   +  H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO   +  H₂O₂   →  HCl   +   H₂O   +   O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO    →   2HCl   +    НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO   +   2HCl   →  NaCl  +  Cl₂   +  H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂    +   H₂SO₄  →   CaSO₄   +   2HCl   +   O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂    +   CO₂   +   H₂O   →  CaCO₃   +   2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂    +   Na₂CO₃    →   CaCO₃   +   2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂     →    CaCl₂   +   O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂  –  существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂     +   H₂O₂   →   2HClO₂   +   O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂   +   KOH   →   KClO₂   +   H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂   →   HCl   +   HClO₃   +   2ClO₂   +   H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃  –  также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂   +   H₂SO₄   →   2HClO₃    +    BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃   +   KOH     →   KClO₃   +   H₂O

2. Хлорноватая кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P   +   5HClO₃    →   3P₂O₅   +   5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃   →    3KClO₄   +   KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃    →   2KCl   +   3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃   +  3S    →  2KCl   +  3SO₂

 5KClO₃   +  6P    →   5KCl   +   3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄  –  это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄   +   H₂SO₄   →   2HClO₄    +    Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота –  сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄   +   KOH     →   KClO₄   +   H₂O

2. Хлорная кислота –  сильный окислитель. 

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄   +   14C   →   14CO₂   +   4Cl₂   +   4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄   →   4ClO₂   +   3O₂   +   2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄    →   KCl   +   2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄   +   8Al   →  3KCl   +   4Al₂O₃

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы
получения хлороводорода

Промышленный способ:

• Синтез из простых веществ:

Н₂ + Cl₂ = 2HCl

• Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

• при слабом нагревании

H₂SО₄(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО₄

• при очень сильном нагревании

H₂SО₄(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na₂SО₄

Физические свойства хлороводорода

HCl при обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (Тпл = -114°С, Ткип = -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях не проводит электрический ток.

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется ~ 450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

• он может окисляться фтором при обычной температуре:

2HCl + F₂ = Сl₂ + 2HF

• при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

4HCl + O₂ = 2Сl₂ + 2Н₂O

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

HCl → H⁺ + Cl^—

Общие свойства кислот

Он проявляет
все свойства кислот:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:

2HCl₂ + Zn = ZnCl₂ + H₂

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl₂ + Н₂O

6HCl + Аl₂O₃ = 2АlCl₃ + ЗН₂O

• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН)₂ = CaCl₂ + 2Н₂О

3HCl + Аl(ОН)₃ = АlСl₃ + ЗН₂O

• Вступает в реакцию с аммиаком:

HCl + NH₃ = NH₄Cl

• взаимодействует с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО₃ = CaCl₂ + СO₂ + Н₃O

HCl + C₆H₅ONa = С₆Н₅ОН + NaCl

• Реагирует с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. При этом анион Cl^— окисляется до свободного хлора:

2Cl^—— 2e^— = Cl₂⁰

4HCI + MnO₂ = Cl₂↑ + МпCl₂ + 2Н₂O

16НСl + 2КМпО₄ = 5Cl₂↑ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8Н₂O

6HCl + КСlO₃ = ЗCl₂↑ + KCl + 3Н₂O

14HCl + К₂Сr₂O₇ = 3Cl₂↑ + 2CrCl₃ + 2KCl + 7Н₂O

• Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

• С органическими соединениями

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

R-NH₂ + HCl → [RNH₃]⁺Cl^—

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота
очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

• Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

• Реакция гипохлоритов с диоксидом углерода и водой :

KClO
+ H₂O + CO₂ → KHCO₃ + HClO

Ca(OCl)₂ + CO₂ + H₂O → CaCl₂ + CaCO₃ + HClO

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

• Несмотря на то, что хлорноватистая кислота HClO – слабая кислота, она является сильным окислителем, особенно в кислой среде. При этом хлор хлорноватистой кислоты восстанавливается до степени окисления -1.

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr
+ HClO → HCl + Br₂ + H₂O

HClO + H₂O₂ → HCl + O₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

• на свету хлорноватистая
  кислота разлагается:

2HClO → 2HCl + O₂

• Как кислота реагирует с сильными основаниями:

HClO + KOH → KClO + H₂O

• Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой
кислоты (гипохлоритов):

• Разложение гипохлоритов при нагревании:

Ca(ClO)₂ → CaCl₂ + O₂

• Кислоты, более сильные, чем
  хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Ca(ClO)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HCl + O₂

Ca(ClO)₂ + CO₂ + H₂O → CaCO₃ + 2HClO

• Взаимодействуют с другими солями, если продуктом является слабый электролит:

Ca(ClO)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + 2NaClO

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень
неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

• Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ = K₂SO₄ + CO₂ + 2ClO₂ + 2H₂O

2ClO₂ + H₂O₂ → 2HClO₂ + O₂

• из хлоритов:

Ba(ClO₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + HClO₂

Химические свойства хлористой кислоты:

• Вступает в реакции с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂ + KOH → KClO₂ + H₂O

• При длительном хранении разлагается:

4HClO₂ → HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

HClO₂ + HClO → HClO₃ + HCl

5HClO₂ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 5HClO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Соли хлористой кислоты – хлориты

• разлагаются при нагревании:

KClO₂ → KClO₃ +
KCl

KClO₂ → KCl + O₂

• реагируют с сильными кислотами:

NaClO₂ + 4HCl(конц) = 2Cl₂ + NaCl + 2H₂O

• являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде:

NaClO₂ + S = NaCl + SO₂

5NaClO₂ + 3H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 5NaClO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Ba(ClO₃)₂ + H₂SO₄ → 2HClO₃ + BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

• Взаимодействует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃ + KOH → KClO₃ + H₂O

• Окисляет некоторые вещества:

6P + 5HClO₃ → 3P₂O₅ + 5HCl

НСlO₃ + 6НВr → НСl + 3Вr₂ + 3Н₂О

HClO₃ + 3SO₂ + 3H₂O → 3H₂SO₄ + HCl

• Разлагается при слабом нагревании:

6НСlO_3(конц) → 4СlO₂ + Cl₂O₇ + 3H₂O (40-60ºC)

3НСlO_3(конц) → HСlO₄ + Cl₂ + O₂ + H₂O (кипечение)

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора
через подогретый раствор щелочи:

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

• Хлораты сильные окислители.

2KClO₃ + 3S → 2KCl + 3SO₂

5KClO₃ + 6P → 5KCl + 3P₂O₅

КСlO₃ + 6НСl = КСl + 3Сl₂ + 3Н₂О

• хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается диспропорционируя на хлорид и перхлорат калия:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

• В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

2NaClO₄ + H₂SO₄ → 2HClO₄ + Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты

• Как сильная кислота вступает в реакции с
  щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄ + KOH → KClO₄ + H₂O

• Как сильный окислитель окисляет многие вещества:

8HClO₄ + 14C → 14CO₂ + 4Cl₂ + 4H₂O

5HClO₄ + 8As + 12H₂O = 8H₃AsO₄ + 5HCl

3HClO₄ + 2Ag = 2AgClO₄ + HClO₃ + H₂O

• Хлорная кислота является неустойчивой и разлагается при умеренном нагревании:

4HClO₄ → 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

• Перхлораты также являются сильными окислителями

3KClO₄ + 8Al → 3KCl + 4Al₂O₃

• Взаимодействуют с сильными кислотами:

2KClO₄ + 3H₂SO_4(конц) → 2HClO₄↑ + K₂SO₄

• При нагревании более 550ºС разлагаются:

KClO₄ → KCl + 2O₂↑

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

2Cl₂ + 3HgO =
Hg₃O₂Cl₂↓ + Cl₂O↑

2Cl₂ + Bi₂O₃ = 2BiOCl↓ + Cl₂O↑

Химические свойства оксида хлора (I)

• Имеет кислотные свойства. Реагирует с водой, щелочами:

Сl₂O + H₂O = 2HClO

Сl₂O + NaOH = 2NaClO + H₂O

• Является сильным окислителем:

3Сl₂O + 3H₂O +
6AgNO₃ = 2AgClO + AgCl + 6HNO₃

• При температуре выше 20ºС или на свету разлагается:

4Сl₂O = 3Сl₂ + 2ClO₂

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

2NaClO₃ + SO₂ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + 2ClO₂↑

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

2KClO₃ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ = 2K₂SO₄ + 2ClO₂↑ + 2CO₂ + 2H₂O

Химические свойства оксида хлора (IV)

• ClO₂ сильный окислитель, проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой (медленно), со щелочью (быстро):

2ClO₂ + H₂O = HClO₂ + HClO₃ (холодная
вода)

6ClO₂ + 3H₂O = HCl +
5HClO₃ (горячая вода)

2ClO₂ + 2NaOH = NaClO₂ + NaClO₃

• Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте:

2ClO₂ + 8HСl_(конц) = 5Cl₂ + 4H₂O

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

2ClO₂ + Na₂СO₃ = NaClO₂ + NaClO₃ + CO₂

2ClO₂ + 10HI_(конц) = 2HCl + I₂↓ + 4H₂O

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆)
– вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами
приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

2ClO₂ + 2О₃ = 2O₂ + Cl₂O₆

Химические свойства оксида хлора (VI)

• В обычных условиях постепенно разлагается на ClO₂ и О₂:

4ClO₃ = 2ClO₂ + 4О₂ + Сl₂

• ClO₂ – сильный окислитель. Вступает в реакции диспропорционирования с водой, со щелочью:

2ClO₃ + H₂O = HClO₄ + HClO₃

2ClO₃ + 2NaOH = NaClO₄ + NaClO₃ + H₂O

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая
жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень
взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

P₂O₅ + 2HClO₄ = Cl₂O₇↑
+ 2HPO₃

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

• При взаимодействии Cl₂О₇ с водой образуется хлорная кислота HClO₄:

Cl₂O₇ + H₂O = HClO₄

• При взаимодействии Cl₂О₇ с щелочами образуются перхлораты:

Cl₂O₇ + 2NaOH = 2NaClO₄ + H₂O

• При нагревании разлагается:

Cl₂O₇= 2Cl₂ + 7О₂

Кислородные соединения хлора.

Галогены образуют ряд соединений с кислородом.
Все эти соединения неустойчивы, не получаются при взаимодействии  галогена  с О₂, а получены косвенным путем. Из кислородосодержащих соединений
галогенов наиболее устойчивы соли кислородосодержащих кислот, а наименее 
усточивы — оксиды и кислоты.

1)HCLO — хлорноватистая кислота, KCLO —
гипохлорит К

2)HCLO₂
— хлористая кислота, NaCLO₂ — хлорит Na

3)HCLO₃
— хлорноватая кислота, KCLO₃ — хлорат К (бертолетовая соль)

4)HCLO₄
— хлорная кислота, KCLO₄ — перхлорат К

Сила кислот возрастает.

1.      
HCLO —
очень слабая кислота, более слабая, чем угольная . Даже в разбавленных
растворах распадается. Сильный окислитель, сухой хлор не белит, но в
присутствии влаги происходит разрушение красящих веществ, образующихся при
гидролизе хлорватистой кислоты.

CL₂
+ H₂O → HCL + HCLO;        HCLО = HCL + O

KCLO + HCL → CL₂ + KCL + H₂O (в растворе)
2. HCLO₂  кислота средней
силы, неустойчива даже в водном растворе

3.      
HCLO₃ — сильная кислота, существует только в водородном
растворе

KCLO₃ — бертолетова соль мало  растворима в H₂O, при
охлаждении выпадает в осадок. Соли ядовиты.

2KCLO₃ → 2KCL + 3O₂  используется в
бенгальских огнях, спичках.

2KCLO₃ + 3S → 2KCL + 3SO₂   

При осторожном нагревании 4KCLO₃ = 3KCLO₄ + KCL,  перхлорат калия мало растворим и выделяется легко.

4.   HCLO₄  —  одна из сильных кислот, существует в свободном
виде, мало устойчива.

Безводная кислота взрывается при t и при соприкосновении с органическими
веществами.

Получение: KCLO₄
+ H₂SO₄ = HCLO₄
+ KHSO₄

KCLO₄ + P₂O₅ = 2HPO₃
+ CL₂O₇

Кислородные кислоты хлора и их соли являются окислителями.          | HCLO→HCLO₂→HCLO₃→HCLO₄

NaJ + 3HCLO → 2NaJO₃ + 3HCL                                                    | Окислительные
свойства ослабевают                                       

6NaJ + KCLO₃ + 3H₂SO₄ →
J₂ + KCL + 3Na₂SO₄ + 3H₂O

Кислоты, содержащие хлор

11-Янв-2015 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

Кислоты, содержащие  хлор

Кислоты-окислители  и их соли.

В ЕГЭ по этой теме не очень много спрашивают. Названия кислот и солей надо знать. И некоторые реакции. Я постарался написать в этой статье как можно больше каноничных ЕГЭ-шных реакций. Но на экзамене может попасться и то, чего здесь нет. Поэтому важно для ЕГЭ развить «химическую интуицию», чтобы предсказывать продукты реакций. Если посмотреть на ОВР очень внимательно, то можно вывести основные закономерности. То есть не все сводится к зубрежке, главное понять принцип. А чтобы у себя в голове вывести принцип, нужно прорешать много реакций. Ну и читать наши статьи.

Автор Статьи — Саид Лутфуллин

Вы, наверное, уже знаете, что у хлора очень много кислот. Все кислородсодержащие кислоты хлора и их соли – сильные окислители, и все они нестабильны.

Сила кислот возрастает со степенью окисления:

Хлорноватистая кислота образуется при пропускании хлора через воду.

При этом происходит диспропорционирование: хлор и окисляется (до +1) и восстанавливается (до +1), образуются хлороводородная (соляная) и хлорноватистая кислоты:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

Если хлор пропускать не через воду, а через водный раствор щелочи, то образуются соли этих кислот: хлорид и гипохлорит:

Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O

А если хлор пропускать через ГОРЯЧИЙ раствор щелочи, то вместо гипохлорита, будет образовываться хлорат:

3Cl₂ + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Если полученный раствор остудить, то выпадут в осадок белые кристаллы хлората калия KClO₃.

Запомните тривиальное название этой соли: бертолетова соль, а так же этот исторический способ ее получения. Именно этим способом был впервые получен хлорат калия французским ученым Клодом Луи Бертолле (отсюда и название соли).

Бертолетова соль – очень сильный окислитель.

При нагревании бертолетова соль разлагается, опять таки с диспропорционированием хлора. Он восстанавливается (до -1) и окисляется (до +7, дальше ему некуда):

4KClO₃ (t˚)→ KCl + 3KClO₄

Полученный перхлорат калия тоже не очень стабильный, и тоже разлагается:

KClO₄ (t˚)→ KCl + 2O₂↑

Хлорноватистая кислота окисляет галогеноводороды (иодоводороды и бромоводороды) до свободных галогенов:

2HI + HClO → I₂↓ + HCl + H₂O

2HBr + HClO → Br₂ + HCl + H₂O

Кислоты-окислители хлора окисляют серу в сернистом газе до высшей степени окисления +6 (образуется серная кислота), при этом, в зависимости от условий, хлор восстанавливается до простого вещества (0) или до хлороводорода (-1):

HClO₃ + 3SO₂ + 3H₂O → 3H₂SO₄ + HCl

И имейте в виду, что некоторые из этих свойств так же могут подойти и для аналогичных кислот брома.

Обсуждение: «Кислоты, содержащие хлор»

(Правила комментирования)

Хлор

— элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [

₁₀

Ne ]3s

²

Зр

⁵

, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl

^-1

. Шкала степеней окисления хлора:

+7 – Cl

₂

O

₇

, ClO

₄


^—

,HClO

₄

, KClO

₄

+5  —  ClO

₃


^—

, HClO

₃

,KClO

₃

+ 1 – Cl

₂

O , ClO

^—

, HClO , NaClO , Ca(ClO)

₂

0 –  Cl

₂

— 1 – Cl

^—

, HCl, KCl , PCl

₅

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе —

двенадцатый

по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1

₂


. Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl

₂

неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl

₂

+H

₂

⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl

₂


⁰

+H

₂

O ⇌HCl

^I

O+HCl

^-I

Cl

₂

+2NaOH

<sub>(


хол


)</sub>

= NaClO+NaCl+H

₂

O

3Cl

₂

+6NaOH

<sub>(


гор


)</sub>

=NaClO

₃

+5NaCl+H

₂

O

Раствор хлора в воде называют

хлорной водой

, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О

⁰

, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl

₂

+ 2Nа = 2NаСl

₂

ЗСl

₂

+ 2Fе→2FеСl

₃


(200 °С)

Сl

₂

+Se=SeCl

₄

Сl

₂

+ РЬ→PbCl

₂


(300 °


С


)

5Cl

₂

+2P→2PCl

₅


(90 °С)

2Cl

₂

+Si→SiCl

₄


(340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl

₂

+ 2КВг

_(Р)

= 2КСl + Вr

₂

↑

(кипячение)

б) Сl

<sub>2


(нед.)</sub>

+ 2КI

_(р)

= 2КСl + I

₂

↓

ЗСl

_(изб.)

+ 3Н

₂

O+ КI = 6НСl + КIO

₃


(80 °С)

Качественная реакция

— взаимодействие недостатка СL

₂

с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение

хлора в

промышленности

:

2NаСl

_{(расплав)}

→ 2Nа + Сl

₂


(электролиз)

2NaCl+ 2Н

₂

O→Н

₂

↑ +

Сl

₂

↑

+ 2NаОН

(электролиз)

и в

лаборатории

:

4НСl

_(конц.)

+ МnO

₂

= Сl

₂

↑ + МnСl

₂

+ 2Н

₂

O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСи и НаСи).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НС




l


. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются

хлороводородной кислотой

, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)-

соляной кислотой

(название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl

<sup>—


I</sup>

), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н

^I

). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl

^—

— образование белых осадков АгСи и Нг

₂

Сl

₂

, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.              Уравнения важнейших реакций:

НСl

_(разб.)

+ NаОН

_(разб.)

= NaСl + Н

₂

O

НСl

_(разб.)

+ NН

₃

Н

₂

O = NH

₄

Сl + Н

₂

O

4НСl

_{(конц., гор.)}

+ МO

₂

= МСl

₂

+ Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

(М = Мп, РЬ)

16НСl

_{(конц., гор.)}

+ 2КМnO

_4(т)

= 2МnСl

₂

+ 5Сl

₂

↑+ 8Н

₂

O + 2КСl

14НСl

_(конц.)

+ К

₂

Сr

₂

O

_7(т)

= 2СrСl

₃

+ ЗСl

₂

↑ + 7Н

₂

O + 2КСl

6НСl

_(конц.)

+ КСlO

_3(Т)

= КСl + ЗСl

₂

↑ + 3Н

₂

O

(50-80 °С)

4НСl

_(конц.)

+ Са(СlO)

_2(т)

= СаСl

₂

+ 2Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

2НСl

_(разб.)

+ М = МСl

₂

+ H

₂

↑

(М = Ре, 2п)

2НСl

_(разб.)

+ МСO

₃

= МСl

₂

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O

(М = Са, Ва)

НСl

_(разб.)

+ АgNO

₃

= НNO

₃

+ АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н

₂

в Сl

₂

(см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl

_(т)

+ Н

₂

SO4

_(конц.)

= NаНSO

₄

+

НС


l


↑


(50 °С)

2NaСl

_(т)

+ Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

= Nа

₂

SO

₄

+

2НСl↑


(120 °С)

Хлориды

Хлорид натрия




Na




Сl


. Бескислородная соль. Бытовое название

поваренная соль

. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или

галита

, и

сильвинита

(вместе с КСи),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание НаСи=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl

_(т)

+ 2Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

+ МnO

_2(т)

= Сl

₂

↑ + МnSO

₄

+ 2Н

₂

O + Na

₂

SO

₄


(100 °С)

10NаСl

_(т)

+ 8Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

+ 2КМnO

_4(т)

= 5Сl

₂

↑ + 2МnSO

₄

+ 8Н

₂

О + 5На

₂

SO

₄

+ К

₂

SO

₄


(100°С)

6NaСl

_(Т)

+ 7Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

+ К

₂

Сr

₂

O

_7(т)

= 3Сl

₂

+ Сr

₂

(SO

₄

)

₃

+ 7Н

₂

O+ ЗNа

₂

SO

₄

+ К

₂

SO

₄


(100 °С)

2NаСl

_(т)

+ 4Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

+ РЬO

_2(т)

= Сl

₂

↑ + Рb(НSO

₄

)

₂

+ 2Н

₂

O + 2NaНSO

₄


(50 °С)

NaСl

_(разб.)

+ АgNO

₃

= NaNО

₃

+ АgСl↓

NaCl

_(ж)

→2Na+Cl

₂

↑

(850°С,


электролиз )

2NаСl + 2Н

₂

O→Н

₂

↑ + Сl

₂

↑ + 2NаОН

(


электролиз )

2NаСl

_(р,20%)

→ Сl

₂

↑+

2


N


а(Н


g


)


“амальгама”


(электролиз ,на


Hg


-катоде)

Хлорид калия КСl


. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и   кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl

₂

. В природе основная составная часть (наравне с НаСи) залежей

сильвинита

.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для НаСи.

Хлорид кальция СаСl

₂



. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl

₂

6Н

₂

О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl

_2(Т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

= Са(НSO

₄

)

₂

+ 2НСl↑

(50 °С)

СаСl

_2(Т)

+ Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

= СаSO

₄

↓+ 2НСl↑

(100 °С)

СаСl

₂

+ 2NaОН

_(конц.)

= Са(ОН)

₂

↓+ 2NaCl↑

ЗСаСl

₂

+ 2Nа

₃

РO

₄

= Са

₃

(РO

₄

)

₂

↓ + 6NaCl

СаСl

₂

+ К

₂

СO

₃

= СаСО

₃

↓ + 2КСl

СаСl

₂

+ 2NaF = СаF

₂

↓+ 2NаСl

СаСl

_2(ж)

→ Са + Сl

₂

↑

(электролиз ,800°С)

Получение:

СаСО

₃

+ 2НСl = СаСl

₂

+ СO

₃

↑ + Н

₂

O

Хлорид алюминия АlСl

₃



. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АиСи

₃

(треугольное строение,ср

²

гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl

₂

Сl

₆

(точнее, Сl

₂

АlСl

₂

АlСl

₂

, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср

³

-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция

на ион Аl

³⁺

— образование осадка АиРО

₄

, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl

₃


^.

6Н

₂

O →АlСl(ОН)

₂


(100-200°С, —


HCl


,


H



₂



O


)

→Аl

₂

O

₃


(250-450°С,


-HCl,H2O)

АlСl

_3(т)

+ 2Н

₂

O

_(влага)

= АlСl(ОН)

_2(т)

+ 2НСl

(белый «дым»)

АlCl

₃

+ ЗNаОН

_(разб.)

= Аl(OН)

_{3 (аморф. )}

↓ + ЗNаСl

АlСl

₃

+ 4NаОН

_(конц.)

= Nа[Аl(ОН)

₄

] + ЗNаСl

АlСl

₃

+ 3(NН

₃


^.

Н

₂

O)

_(конц.)

= Аl(ОН)

_{3(аморф.)}

+ ЗNН

₄

Сl

АlCl

₃

+ 3(NН

₃

• Н

₂

O)

_(конц.)

=Аи(ОН)↓ + ЗНН

₄

Сl + Н

₂

O

(100°С)

2Аl

³⁺

+ 3Н

₂

O + ЗСО

^2-


₃

= 2Аl(ОН)

₃

↓ + ЗСO

₂

↑

(80°С)

2Аl

³⁺

=6Н

₂

O+ 3S

^2-

= 2Аl(ОН)

₃

↓+ 3Н

₂

S↑

Аl

³⁺

+ 2НРО

₄


^2-

— АlРO

₄

↓ + Н

₂

РO

₄


^—

2АlСl

₃

→2Аl + 3Сl

₂

↑

(электролиз,800 °С

,

в расплаве


N


аС


l


)

Получение

АlСl в

промышленност

и — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl

₂

O

₃

+ 3С

_(кокс)

+ 3Сl

₂

= 2АlСl

₃

+ 3СО

(900 °С)

Хлорид железа(




II




)




F




еС




l

₂



. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСи. Связи Фе — Си преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров ФеСи

₂

(линейное строение, ср-гибридизация) и димеров Фе

₂

Сl

₄

. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза ФеСи и Фе

₂

О

₃

, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl

₂

• 4Н

₂

O = FеСl

₂

+ 4Н

₂

O

(220 °С, в атм.


N



₂



)

FеСl

_{2 (конц.)}

+ Н

₂

O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑

(кипячение)

FеСl

_2(т)

+ Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

= FеSO

₄

+ 2НСl↑

(кипячение)

FеСl

<sub>2(


т


)</sub>

+ 4HNO

<sub>3


(


конц


.)</sub>

= Fе(NO

₃

)

₃

+ NO

₂

↑ + 2НСl + Н

₂

O

FеСl

₂

+ 2NаОН

_(разб.)

= Fе(ОН)

₂

↓+ 2NaСl

(в атм.


N



₂



)

FеСl

₂

+ 2(NН

₃


^.

Н

₂

O)

_(конц.)

= Fе(ОН)

₂

↓ + 2NН

₄

Cl

(80 °С)

FеСl

₂

+ Н

₂

= 2НСl + Fе

(особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl

₂

+ O

<sub>2


(воздух)</sub>

→ 2Fе(Сl)O + 2FеСl

₃


(


t


)

2FеСl

_2(р)

+ Сl

<sub>2


(изб.)</sub>

= 2FеСl

_3(р)

5Fе

²⁺

+ 8Н

⁺

+ МnО

^—


₄

= 5Fе

³⁺

+ Мn

²⁺

+ 4Н

₂

O

6Fе

²⁺

+ 14Н

⁺

+ Сr

₂

O

₇


^2-

= 6Fе

³⁺

+ 2Сr

³⁺

+7Н

₂

O

Fе

²⁺

+ S

^2-


_(разб.)

= FеS↓

2Fе

²⁺

+ Н

₂

O + 2СО

₃


^2-


_(разб.)

= Fе

₂

СO

₃

(OН)

₂

↓+ СO

₂

↑

FеСl

₂

→Fе↓ + Сl

₂

↑

(90°С, в разб.    НСl,




электролиз)

Получени

е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl =

FеСl

₂


+ Н

₂

↑

(в

промышленности

используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа(




III




)




F




еС




l





₃



. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Фе — Си преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров ФеСи

₃

(треугольное строение, ср

²

-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Фе

₂

Сl

₆

(точнее, Сl

₂

FеСl

₂

FеСl

₂

, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср

³

-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl

^.

6Н

₂

O имеет строение [Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]Сl • 2Н

₂

O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl

₃

• 6Н

₂

O=[Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]Сl + 2Н

₂

O

(37 °С)

2(FеСl

₈

• 6Н

₂

O)=Fе

₂

O

₃

+ 6НСl + 9Н

₂

O

(выше 250 °С)

FеСl

<sub>3


(10%)</sub>

+ 4Н

₂

O = Сl

^—

+ [Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]

⁺


_(желт.)

2FеСl3

_(конц.)

+ 4Н

₂

O =[Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]

⁺


_(желт.)

+ [FеСl

₄

]

^—


_(бц.)

FеСl

_{3 (разб., конц.)}

+ 2Н

₂

O →FеСl(ОН)

₂

↓ + 2НСl

(100 °С)

FеСl

₃

+ 3NaОН

_(разб.)

= FеО(ОН)↓ + Н

₂

O + 3NаСl

(50 °С)

FеСl

₃

+ 3(NН

₃

• Н

₂

O)

_{(конц,, гор.)}

=FeO(OH)↓+H

₂

O+3NH

₄

Cl

4FеСl

₃

+ 3O

<sub>2


(воздух)</sub>

=2Fе

₂

O

₃

+ 3Сl

₂


(350—500 °С)

2FеСl

_3(р)

+ Сu→ 2FеСl

₂

+ СuСl

₂

Хлорид аммония




N




Н

₄

Сl


. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

Качественная реакция

на ион NН

₄


⁺

— выделение НН

₃

при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH

₄

Cl

<sub>(т)


⇌</sub>

NH

<sub>3(


г)


+</sub>

HCl

_(г)


(выше337,8 °С)

NН

₄

Сl + NаОН

_{(насыщ.)}

= NаСl + NН

₃

↑+ Н

₂

O

(100 °С)

2NН

₄

Сl

_(Т)

+ Са(ОН)

_2(т)

= 2NН

₃

+ СаСl

₂

+ 2Н

₂

O

(200°С)

2NН

₄

Сl

_(конц.)

+Mg= Н

₂

↑ + МgСl

₂

+ 2NН

₃

↑

(80°С)

2NН

₄

Сl

_{(конц., гор.)}

+ Мg(ОН)

₂

= MgСl

₂

+ 2NН

₃

↑ + 2Н

₂

O

NH

⁺


_{(насыщ.)}

+ NO

^—


_{2 (насыщ.)}

=N

₂

↑ + 2Н

₂

O

(100°С)

NН

₄

Сl + КNO

₃

= N

₂

O + 2Н

₂

O + КСl

(230-300 °С)

Получение

: взаимодействие NH

₃

с НСи в газовой фазе или НН

₃

Н

₂

О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(С




l




О)

₂



. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью

хлорной (белильной)


извести —

смеси неопределенного состава с СаСl

₂

и Са(ОН)

₂

. Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO)

₂

= СаСl

₂

+ O

₂


(180 °С)

Са(СlO)

_2(т)

+ 4НСl

_(конц.)

= СаСl + 2Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

(80 °С)

Са(СlO)

₂

+ Н

₂

O + СO

₂

= СаСО

₃

↓ + 2НСlO

(на холоду)

Са(СlO)

₂

+ 2Н

₂

O

<sub>2


(разб.)</sub>

= СаСl

₂

+ 2Н

₂

O + 2O

₂

↑

Получение:

2Са(ОН)


<sub>2



(суспензия)</sub>

+ 2Сl

_2(г)

= Са(СlO)

₂

+ СаСl

₂

+ 2Н

₂

O

Хлорат калия КС




lO





₃



. Соль хлорноватой кислоты НСlO

₃

, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название

— бертоллетова соль

(по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO

₃

= ЗКСlO

₄

+ КСl

(400 °С)

2КСlO

₃

= 2КСl + 3O

₂


(150-300 °С, кат. Мп


O



₂



)

КСlO

_3(Т)

+ 6НСl

_(конц.)

= КСl + 3Сl

₂

↑ + ЗН

₂

O

(50-80 °С)

3КСlO

_3(Т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(конц., гор.)</sub>

= 2СlO

₂

+ КСlO

₄

+ Н

₂

O + 2КНSO

₄

(диоксид хлора на свету взрывается: 2С


lO



_2(Г)



= Сl

₂

+ 2


O



₂



)

2КСlO

₃

+ Е

_2(изб.)

= 2КЕO

₃

+ Сl

₂

↑

(в разб. Н


NO



₃



, Е = В


r


,


I


)

KClO

₃

+H

₂

O→H

₂

+KClO

₄


(Электролиз)

Получение

КСlO

₃

в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO

₃

выделяется на аноде):

КСl + 3Н

₂

O →Н

₂

↑+ КСlO

₃


(40—60 °С,Электролиз)

Бромид калия КВ




r


. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

КI).

Качественная реакция

на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl

₄

(в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr

_(т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(КОНЦ., гор,)</sub>

+ МnO

_2(т)

=Вr

₂

↑ + МnSO

₄

+ 2Н

₂

O + К

₂

SO

₄

5Вr

^—

+ 6Н

⁺

+ ВrО

₃


^—

= 3Вr

²

+ 3Н

₂

O

Вr

^—

+ Аg

⁺

=АgВr↓

2КВr

_(р)

+Сl

_2(Г)

=2КСl + Вг

_2(р)

КВr + 3Н

₂

O→3Н

₂

↑ + КВrО

₃


(60-80           °С,




электролиз)

Получение:

К

₂

СO

₃

+ 2НВr =

2КВ


r

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O

Иодид калия К




I


. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I

₂

за счет комплексообразования.

Качественная

реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl

₄

(в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

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

^—

+ 2Н

⁺

+ Н

₂

O

_{2 (3%)}

= I

₂

↓+ 2Н

₂

O

2I

^—

+ 4Н

⁺

+ 2NO

₂


^—

= I

₂

↓ + 2NO↑ + 2Н

₂

O

5I

^—

+ 6Н

⁺

+ IO

₃


^—

= 3I

₂

+ 3Н

₂

O

I

^—

+ Аg

⁺

= АgI

(


желт


.)

↓

2КI

<sub>(


р


)</sub>

+ Сl

<sub>2(


р


) (


нед


.)</sub>

=2КСl + I

₂

↓

КI + 3Н

₂

O + 3Сl

_{2(р) (изб.)}

= КIO

₃

+ 6НСl

(80°С)

КI

<sub>(


Р


)</sub>

+ I

<sub>2(


т


)</sub>

=K[I(I)

₂

])

<sub>(


Р


) (


кор


.)</sub>


(«йодная вода»)

КI + 3Н

₂

O→ 3Н

₂

↑ + КIO

₃


(электролиз,50—60  °С)

Получение:

К

₂

СO

₃

+ 2НI =

2 К


I

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O

Предварительный просмотр:

• Мне нравится