Хлор в природата. Физични и химични свойства
Цел на урока: Формиране на представа за хлора като химичен елемент и просто вещество.
Цели на урока:
Образователни:
1. Помислете за позицията на халогените в периодичната таблица на химичните елементи D.I. Менделеев.
2. Да се запознаят учениците с наличието на хлор в природата и методите за получаването му.
3. Да се развият знания за физичните и химичните свойства на хлора.
4. Опишете приложенията на хлора и отбележете неговата токсичност .
Образователни:
1. Възпитаване на чувство за съпричастност и взаимопомощ чрез работа в групи.
2. Формиране на екологична грамотност чрез учебен материалотносно използването на хлор.
Образователни:
1. Развитие на комуникативни, емоционални качества на индивида чрез групова работа.
2. Развийте способността да правите заключения чрез изпълнение на групови задачи.
Тип урок: изучаване на нов материал.
Форма на обучение: групова, индивидуална, фронтална.
Методи на урока: словесно, визуално, самостоятелно.
План на урока.
- Организационен момент – 1 мин.
- Актуализиране на знанията – 4 мин.
- Учене на нов материал – 25 мин.
- Затвърдяване на наученото – 12 мин.
- Обобщаване на урока и домашна работа- 3 мин.
По време на часовете:
Организиране на времето
- Поздравления.
Уводни думи от учителя:
- Момчета, как мирише чешмяната вода?
– На какво мирише кухнята, когато мивката се почисти с „бяло“?
– Как посоляваме супата?
– Какво има в стомаха, за да смила храната?
И така, с какъв елемент ще се запознаем в днешния урок? (Хлор).
Хлорът е представител на халогените (от гръцки halos - сол и genes - раждащ).
Актуализиране на знанията
- Определете местоположението на халогените в PS D.I. Менделеев, назовете ги.
- Опишете структурните характеристики на халогенните атоми и електронната конфигурация на външния слой.
- Какви свойства проявяват халогените при химични реакции?
- Как се променя окислителната способност на халогените с увеличаване на атомния номер?
- Назовете най-активния неметален халоген? Защо?
Учене на нов материал
Поставяне на целта на урока от учениците (какво ще научим в урока днес?).
Новият материал се изучава при работа в групи с помощта на инструкционни карти (12 минути). Приложение 1
Отчет за груповата работа...
Попълване на таблицата в тетрадката (13 мин.).
Затвърждаване на научения материал
CL 2 ->HCL->NaCL->AgCL
Тест за хлор
Тестът беше даден на всеки ученик.
Опция 1
1. Каква електронна конфигурация на външното енергийно ниво съответства на хлорния атом?
а) 2 с 22стр 6; б) 2 с 22стр 3; на 3 с 23стр 5; г) 2 с 22стр 5.
2. Хлор, получен за първи път
а) А. Авогадро; б) А. Бекерел; в) К. Шееле; г) Г. Кавендиш.
3. Халогенът с най-висока стойност на електроотрицателност е
а) аз; b) Br; в) CL; г) Е.
4. Хлорът проявява положително състояние на окисление в съединението
а) HCLO; b) KCLO 3; в) HCL; г) Cl 2 O 7.
5.
Обемът хлороводород (n.o.), получен при изгаряне на 10 литра водород в хлор, е равен на
а) 22,4 л; б) 10 л; в) 20 л; г) 44,8 л.
Вариант 2
1. Хлорът проявява степен на окисление –1 в съединението:
а) HCL; б) CL 2; c) Cl2O7; г) KCLO 3.
2. Хлор при нормални условия:
а) безцветен газ с остър задушлив мирис;
б) жълто-зелен газ с остра задушлива миризма;
в) червено-кафява течност;
г) тъмно лилави кристали.
3. На открито енергийно нивохалогенните атоми са разположени:
а) два s-електрона и пет p-електрона;
б) един s-електрон;
в) пет р-електрона;
г) два s-електрона и шест p-електрона.
4. Обемът хлор (n.u.), изразходван за производството на 2 литра хлороводород, е равен на
а) 2 л; б) 22,4 л; в) 1 л; г) 44,8 л.
5. Халогенът с най-ниска стойност на електроотрицателност е
а) аз; b) Br; в) CL; г) Е.
6. Установете съответствие между химичната формула на съединението и степента на окисление на хлора в него.
Тестовете се предават на учителя за преглед.
Домашна работа.
С. 46, 47, стр. 164 задача № 2 (учебник по химия на Г. Е. Рудзитис и Ф. Г. Фелдман).
Обобщаване на урока. Отражение.
На бюрата има сигнални карти от три цвята: червено - „всичко е ясно“, зелено - „има трудности“, синьо - „необходима е помощ“. Изберете карти, докато напредвате в материала, подпишете ги и ги предайте.
ХЛОР-ХЛОР (C1)Хлорът е тежък (почти 2,5 пъти по-тежък от въздуха) зеленикаво-жълт газ, който има остра задушлива миризма и е силно токсичен за всички живи същества - от едва видимите под микроскоп бактерии до най-големите животни.
Токсичността на газа, наречен хлор заради цвета си (от гръцката дума "хлорос" - зеленикаво-жълт), се обяснява с голямата му химична активност. Лесно се комбинира с почти всички химични елементи, включително много метали (натрий, калий, мед, калай и др.). Когато хлорът реагира химически с други елементи, се отделя голямо количество топлина и светлина. Отнемайки водорода от водата, която е част от всяка клетка на растителни и животински организми, хлорът разрушава тяхната структура, което води до смъртта на всички живи същества.
Активността на хлора „уби” и него. В природата не се среща в свободно състояние. Ако се образува някъде при редки условия (например по време на изригвания на подводни морски вулкани), тогава в много малки количества и веднага изчезва в резултат на взаимодействие с околните вещества.
Едно от най-разпространените съединения на хлора е сол. Но може би не всеки знае колко е на разположение на глобуссол. И то огромно! В разтворено състояние солта се намира във водите на моретата и океаните. В твърдо състояние цялата сол ще заеме 20 000 000 кубически метра. км. С това количество сол би било възможно да се покрие цялата повърхност на земната суша (149 000 000 km2) със слой с дебелина повече от сто метра.
В разтворено състояние солта се намира в минерални езера, солени извори и солени потоци (няколко от тези извори вкарват водите си в езерото Баскунчак). В дъното на коритото на сухата река Узбой солта лежи на голяма площ като непрекъснат солен слой. Огромни куполообразни блокове от сол, цели солени планини са разположени в недрата на земята и на нейната повърхност, например планината Ходжа-Мумин в Южен Таджикистан, състояща се изцяло от каменна сол, се издига на 900 м над морското равнище.
Солта е необходимо съединение за животинския и човешкия организъм. Човешкото тяло съдържа до 200 g сол. Значението на солта в телата на сухоземните животни и правилното съотношение между солта и други хлорни съединения, открити в кръвта на сухоземните животни, доближаващо се до това, което се намира в морската вода, се счита от някои учени за доказателство за произхода на сухоземните животни от морските организми.
Солта разкрива историята на изкуственото производство на хлоридни съединения и самия хлор. Началото на тази история датира от 1648 г., когато немският химик и лекар Йохан Глаубер, нагрявайки мокра сол върху въглища, получава чрез кондензиране на отделяния дим силна киселина, която той нарича „солен алкохол“.
Трябва да се отбележи, че в книгата „Триумфалната колесница на антимона“, написана от Василий Валентин, живял в началото на 15 век, сред Подробно описаниесвойства и медицински употреби на антимон и някои бисмутови съединения, също се споменава „солен алкохол“. Очевидно трябва да приемем, че последният е бил известен преди Глаубер, а Глаубер само е открил и описал метода за приготвяне на това вещество. Съвременните историци на химията обаче смятат, че произведенията на Василий Валентин са написани от враговете на Парацелз, за да докажат, че всичко, което той е написал, е било известно още през 15 век, следователно може би „солният алкохол“, споменат в тази книга, е бил включен в него след откритието на Глаубер. През 1772 г. английският химик Пристли, след като изследва свойствата на разтвор на „солен алкохол“ във вода, го нарече солна киселина. През 1774 г. шведският химик Шееле установи, че солната киселина при нагряване с манганов диоксид произвежда жълто-зелен газ - хлор.
Хлорът не намери приложение веднага. Хлорът е използван за първи път в медицината. Разтвор на хлор във вода - хлорна вода - се препоръчва като дезинфектант за лекари и студенти по медицина при работа с трупове. През 30-те години на миналия век хлорната вода се използва за инхалации при белодробна туберкулоза, дифтерия и някои други заболявания.
С развитието на технологиите областите на приложение на хлора се разширяват все повече и повече. Използван е в производството на множество химични съединенияв анилиновата багрилна и фармацевтичната промишленост, при производството на солна киселина, белина, хипохлорити и др. Големи количествахлорът се използва за избелване на тъкани и целулоза в хартиената и текстилната промишленост. В цветната металургия някои метали се получават от руди чрез хлориране. В химията на високомолекулните съединения хлорът се използва при производството на пластмаси, синтетични влакна, каучук и др. Интересно свойство има едно от кислородните съединения на хлора с магнезия (магнезиев хлорат). Когато това вещество действа върху памука, последният губи листата си. Това се използва при бране на памук. Вече са получени много вещества с подобно действие. Те се наричат дефолианти.
По време на Първата световна война хлорът намери неочаквана употреба като оръжие за масово унищожение.
Скоро след хлора е използван друг задушлив газ - фосген - съединение на хлор и въглероден окис. Името на новия газ отразява един от методите за неговото производство. Това съединение се образува под въздействието на слънчевата светлина (от гръцки “phos” - светлина и “genao” - произвеждам, т.е. роден от светлина).
През 1917 г. ипритът, който също съдържа хлор, намира широко приложение. До края на войната са използвани повече от 50 различни химически бойни агенти, 95% от които са производни на хлора. За да се прецени ефективността на 0B на бойното поле, е достатъчно да се посочи, че само в британската армия, която заема 5-то място сред воюващите държави по численост, от юли 1917 г. до ноември 1918 г. 0B обезврежда повече от 160 000 души.
Ключови думи на тази страница: , .
Хлорът, Cl, е химичен елемент от VII група, пореден номер 17, атомно тегло (маса) 35,453, валентност в съединения от -1 до +7. Когато е свободен, това е жълто-зелен, отровен газ с остра задушлива миризма; молекулите се състоят от две (Cl 2). Разтваря се във вода и органични течности.
Човешкото тяло съдържа около 0,15% хлор, който идва от храната, главно под формата на натриев хлорид. Cl- йоните играят важна роля в поддържането на осмотичното налягане на кръвта, регулирането на водната обмяна, киселинно-алкалното равновесие, в образуването на стомашен сок и др. Те се отделят от организма с урина, пот и др.
Използва се за производството на солна киселина (виж) и редица органични съединения, хлориране на питейна вода и в производството на избелващи и дезинфектанти (виж), за унищожаване на вредители от гризачи (виж).
Силно дразни лигавицата на очите и респираторен тракт.
Хлорът се съхранява и транспортира под налягане от 6 atm. в стоманени цилиндри със защитен цвят, със зелена ивица в горната част.
Остро отравяне. При вдишване на високи концентрации на хлор се развива така наречената фулминантна форма на увреждане. Пострадалият се задушава, лицето му посинява, движенията му са некоординирани, учестени и след това нишковидни. Смъртта настъпва бързо в резултат на рефлексно спиране на дишането. При малко по-ниски концентрации на хлор се развива тежка форма на увреждане, рефлексното спиране на дишането е по-кратко, дишането се възобновява, но става често, повърхностно, конвулсивно; дишането спира 5-25 минути след вдишване на хлор. Смъртта настъпва от изгаряне на белите дробове.
При отравяне със средни и ниски концентрации на хлор, жертвата изпитва остра болка в гърдите, болка в очите и сълзене. Появява се болезнена суха кашлица. 2-3 часа след вдишване на хлор, задухът се увеличава, развива се белодробен оток, характеризиращ се с появата на пенлива жълта или червеникава храчка със значително количество слуз.
В леките случаи отравянето с хлор се ограничава до зачервяване на конюнктивата, меките тъкани и фаринкса, астматичен бронхит, лек задух и често повръщане. Понякога се развива подуване и възпаление на белите дробове.
Хроничното отравяне с хлор се проявява под формата на възпаление на венците, носната лигавица, хроничен бронхит; продължителният контакт с Cl 2 води до зъбен кариес. Хлорът във високи концентрации може да причини остър дерматит, понякога прогресиращ до.
Първа помощ при отравяне - свеж въздух, почивка, топлина, вдишване на кислород възможно най-рано. Хоспитализация. При симптоми на дразнене на горните дихателни пътища, вдишване на пръскан 2% разтвор на натриев тиосулфат (хипосулфит), 0,5% разтвор на натриев бикарбонат (), топло мляко с Borjomi или сода, кафе.
Превантивни мерки: запечатване на оборудването, системно наблюдение на съдържанието на хлор във въздуха на производствените помещения, индивидуално.
Природата на химичната връзка и следователно свойствата на хлоридите, както и на флуоридите, естествено се променят в зависимост от групите и периодите на елементите. По този начин в редицата от хлориди на елементи от даден период типът на химичната връзка се променя от предимно йонна в хлоридите на типичните метали до ковалентна в хлоридите на неметалите.
Йонните хлориди са кристални твърди вещества с високи температуритопене, ковалентни хлориди - газове, течности или топими твърди вещества. Йонно-ковалентните хлориди заемат междинно положение. Йонните хлориди (метални хлориди) проявяват основни свойства, ковалентните хлориди (неметални хлориди) проявяват киселинни свойства. Основните хлориди практически не подлежат на хидролиза, но киселинните се хидролизират напълно и необратимо с образуването на киселини:
SiCl 4 + 3HON = H 2 SiO 3 + 4HCl.
Разлики в свойствата на хлоридите различни видовесъщо се проявява в реакции помежду си, например:
KСl + AlСl 3 = K[АlСl 4 ].
В този случай основните хлориди (поради Cl – хлоридни йони) са донори на електронни двойки, а киселинните са акцептори. Амфотерните хлориди реагират както с киселинни, така и с основни съединения.
Повечето метални хлориди са силно разтворими във вода (с изключение на AgCl, CuCl, AuCl, TlCl и PbCl2).
Хлоридите се получават:
– хлориране прости веществахлор или сух хлороводород:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3,
Fe + 2HCl (g) = FeCl2 + H2;
– взаимодействие на оксиди с хлор (или с хлориди, често с CCl 4) в присъствието на въглища:
TiO 2 + 2Cl 2 + C = TiCl 4 + CO 2.
Хлороводородът HCl се използва широко в технологиите. При нормални условия HCl е безцветен газ (Tm = –114,2 °C, Tbp = –84,9 °C). В промишлеността се получава чрез синтез от прости вещества:
Н2 (g) + Cl2 (g) = 2HCl (g).
В лабораторията хлороводородът се получава чрез взаимодействието на концентрирана сярна киселина и кристален натриев хлорид, реакцията протича при нагряване:
H 2 SO 4 (k) + 2NaCl (t) = 2 HCl + Na 2 SO 4.
Хлороводородът се абсорбира много добре от водата (1 обем H2O при 20 ° C абсорбира около 450 обема HCl). Водният разтвор на HCl е силна киселина (pK a ~ 7,1), наречена солено.Как намира силната киселина НС1 широко приложениев техниката, медицината, лабораторната практика. Солната киселина е част от стомашния сок.
Солната киселина (солна киселина) разкрива всичко общи свойствасилни киселини. В допълнение, когато е изложен на силни окислители или по време на електролиза, той проявява редуциращи свойства:
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.
Тази реакция се използва в лабораторията за получаване на хлор.
При нагряване хлороводородът се окислява от кислород (катализатор - CuCl 2):
4HCl (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 2Cl 2 (g).
Хлорни съединения (+1)
Степента на окисление на хлор +1 се проявява във флуорид ClF, оксид Cl 2 O и нитрид Cl 3 N, както и в съответните им аниони – , [ClO] – и 2– .
ClF е отровен безцветен газ. Екзотермична връзка. Молекулата има линейна структура.
Cl 2 O е жълто-кафяв газ, отровен. Молекулата има ъглова структура. Екзотермична връзка.
Cl 3 N е тъмно жълто летливо вещество. Структурата на молекулата е тригонално-пирамидална.
Бинарните хлорни съединения (I) са киселинни по природа, което се потвърждава например от връзката им с водата:
Cl 2 O + HON = 2HClO,
ClF + HON = HClO + HF,
Cl 3 N + 3HON = 3HClO + H 3 N.
Хлорният оксид (I) Cl 2 O е жълто-кафяв газ. Молекулата има ъглова структура с ъгъл на свързване 170°. Това е ендотермично съединение, много нестабилно и дори при леко нагряване претърпява експлозивно разлагане:
2Сl 2 О = 2Сl 2 + O 2 .
Хлорният оксид (I) може да се получи чрез взаимодействие на хлор с живачен оксид:
2Cl 2 + HgO = Cl 2 O + HgCl 2.
Производни на оксохлорат (1) анион [С1O] –, нар хипохлорити,нестабилен. Техните разтвори се получават чрез преминаване на хлор в охладени алкални разтвори:
2OH – + Сl 2 = Сl – + СlO – + Н 2 O,
2KOH + Cl 2 = KCl + KClO + H 2 O.
Водородният оксохлорат (I) HClO е известен само в разредени разтвори. Това хипохлорна киселина.Образува се заедно със солната киселина, когато хлорът взаимодейства с водата:
Cl 2 + HOH = HCl + HСlO.
Хипохлорната киселина е слаба и проявява всички общи свойства на слабите киселини в разтвор.
В разтвор на хипохлорна киселина протичат следните процеси:
HClO = HCl + O 0,
HClO + O 2 = HClO 3,
3HClO = HClO3 + 2HCl.
Хлорните производни (+1) показват редокс двойственост с преобладаване на силни окислителни свойства:
3Cl 2 O + 6AgNO 3 + 3H 2 O = 4AgCl + 2AgClO 3 + 6HNO 3,
NaСlO + 2HCl = NaСl + Cl 2 + H 2 O.
ClF е особено агресивен, като реагира с вещества дори по-енергично от свободния флуор. Това е основата за използването му като флуориращ агент.
Солите на хипохлорната киселина се наричат хипохлорити:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O,
Лаборакова вода
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O.
Javel вода
Хипохлоритите се използват като избелващ агент.
Най-голям практически интерес (като избелващ агент, дегазиращ агент, евтин окислител) е калциевият хипохлорит Ca (ClO) 2. Получава се чрез взаимодействие на хлор с калциев хидроксид:
2Ca(OH) 2 + 2Cl 2 = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O.
Както може да се види от горното уравнение на реакцията, CaCl 2 се образува едновременно с Ca (ClO) 2. Следователно продуктът, получен в технологията, е белинаили избелващ прах– може да се разглежда като смесена сол на Ca(ClO)Cl, т.е. хипохлорит-калциев хлорид. Карбонизира във въздуха:
2Ca(ClO)Cl + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + CaCl 2 + 2HClO,
HClO = HCl + O 0 .
Отделянето на атомарен кислород предизвиква силни окислителни свойства. Благодарение на Cl +1, белината също проявява окислителни свойства:
Ca(ClO)Cl + PbO = PbO 2 + CaCl 2.
Хипохлоритите са по-меки окислители от разтвор на хипохлорна киселина.
Хлорни съединения (+3)
Степента на окисление на хлор +3 се проявява в трифлуорид ClF 3 и тетрафлуорохлорат (III) анион -, както и в диоксохлорат (III) анион -.
Хлорният трифлуорид е бледозелен газ, който може да се получи чрез нагряване на C1F с излишък от флуор. По химическа природа ClF 3 е киселинно съединение:
ClF 3 + KF = KClF 4.
Хлорният оксид (III) Cl 2 O 3 и водородният диоксохлорат (III) HClO 2 не са изолирани в индивидуално състояние.
Производни на аниона се наричат хлорити.Хлоритите на алкалните метали са бели кристални вещества. Разтвор на HClO 2 - киселина със средна сила, наречена хл ористой.При нагряване хлоритите диспропорционират:
3NaClO 2 = NaCl + 2NaClO 3
и се разлагат с отделяне на кислород:
NaClO 2 = NaCl + O 2.
Степента на окисление +3 за хлора е междинна степен на окисление, така че съединенията имат редокс двойственост:
5HClO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O,
KClO 2 + 2H 2 S = KCl + 2S + 2H 2 O.
В присъствието на органични вещества твърдите оксо- и флуорохлорати (III) експлодират при удар.
Хлорният трифлуорид и тетрафлуорохлоратите (III) се използват като флуориращи агенти. От хлоритите най-важен е NaClO 2, използван при избелването на тъкани и хартиена маса.
Хлорни съединения (+4)
Хлорният диоксид ClO 2 е зеленикаво-жълт газ с остра миризма на хлор. Молекулата има ъглова формас ъгъл на свързване 118 o, полярен, има парамагнитни свойства. Хлорният диоксид постепенно се разлага на светлина:
2ClO 2 = Cl 2 + 2O 2.
При леко нагряване, удар или контакт със запалими вещества се разлага експлозивно.
Един от техническите методи за получаване на ClO 2 се основава на реакцията на редукция на NaClO 3 със серен диоксид в разтвор на сярна киселина при нагряване:
2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2.
Хлорният диоксид е смесен анхидрид на 2 киселини: хлорит и хипохлорна:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3.
Диспропорционирането се случва по подобен начин в основите:
2ClO 2 + 2NaОH = NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O.
В редокс дуалността преобладават окислителните свойства:
2ClO 2 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O,
PbO + 2ClO 2 + 2NaOH = PbO 2 + 2NaClO 2 + H 2 O.
Използва се за избелване на хартиена маса и в някои други технологични процеси.
Хлорни съединения (+5)
От съединенията, в които хлорът има степен на окисление +5, пентафлуорид ClF 5, оксотрифлуорид ClOF 3, диоксофлуорид ClO 2 F и производни на триоксохлорат (V) анион [ClO3] –, триоксофлуорохлорат (V) анион 2–, оксотетрафлуорохлорат (V )-анион – .
Молекулата ClF 5 има формула на тетрагонална пирамида. Хлорният пентафлуорид е течност с ниска степен на диосоциация, стабилна до 200°C. Получава се чрез флуориране на ClF 3:
ClF 3 + F 2 = ClF 5.
Хлорният оксотрифлуорид ClOF 3 се образува, когато смес от ClF 3 и OF 2 е изложена на ултравиолетови лъчи:
2ClF 3 + OF 2 = ClF 5 + ClOF 3.
Това съединение лесно се разлага на ClF 3 и O 2. Това е киселинно съединение.
Хлорен диоксофлуорид ClO 2 F ( хлорил флуорид)е безцветен, сравнително стабилен газ. Получава се чрез флуориране на ClO2. Хлорил флуоридът е киселинно съединение; неговата хидролиза протича по следната схема:
ClO 2 F + H 2 O = HClO 3 + HF.
Хлорният (V) оксид е неизвестен. Деривати [ СlO 3 ] - нар хлорати.Най-голямо практическо значение има калиевият хлорат KClO3 (Бертолетова сол).Приготвя се чрез преминаване на хлор през горещ разтвор на КОН:
6KOH + 3Cl 2 = 5KСl + KСlO 3 + 3H 2 O
или електролиза на горещ разтвор на KCl. Тъй като KClO 3 е слабо разтворим във вода, той лесно се отделя от KCl чрез охлаждане на разтвора.
Водороден триоксохлорат (V) HClO 3 не е изолиран в свободно състояние. За разлика от HClO и HClO 2, неговите концентрирани разтвори са известни (до 40%). Във водни разтвори HClO 3 е силна киселина, наречена хлорен.Обикновено се получава чрез обменна реакция:
Ba(ClO 3) 2 (p) + H 2 SO 4 (p) = BaSO 4 (t) + 2HClO 3 (p).
Хипохлорната киселина наподобява азотната киселина по своите свойства, по-специално сместа й със солна киселина е силен окислител, напомнящ по свойствата си на "регия водка".
При нагряване хлоратите са диспропорционални:
4KСlO 3 = 3KСlO 4 + KСl,
и в присъствието на катализатор (MnO 2) те се разлагат с отделяне на кислород:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2.
При нагряване триоксохлоратите (V) са силни окислители. При смесване с редуциращи агенти те образуват лесно експлозивни съединения. Бертолетовата сол се използва при производството на кибрит и фойерверки. Натриевият хлорат NaClO 3 се използва като средство за борба с плевелите.
Хлорни съединения (+6)
Хлорният триоксид ClO 3 е нестабилен краткотраен радикал, който спонтанно се димеризира до Cl 2 O 6 .
При нормални условия Cl 2 O 6 оксидът е тъмночервена маслена течност, която замръзва при +3 °C.
При нормални условия Cl 2 O 6 постепенно се разлага. Реагира енергично с вода, образувайки, поради диспропорциониране, перхлорна и перхлорна киселина:
Cl 2 O 6 + H 2 O = HClO 3 + HClO 4.
Той реагира по подобен начин с алкали:
Сl 2 О 6 + 2NaОH = NaСlО 3 + NaClO 4 + H 2 O.
При контакт с органични вещества Cl 2 O 6 експлодира.
Хлорни съединения (+7)
Най-високата степен на окисление на хлор +7 се проявява в неговия оксид, редица оксофлуориди и съответните анионни комплекси:
Cl 2 O 7 ClO 3 F ClO 2 F 3 ClOF 5 ClF 7
– – – - -
Хлорен оксид (VII) C1 2 O 7 – безцветна течност
Получава се чрез нагряване на смес от водороден оксохлорат (VII) и фосфорен оксид (V):
2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2H3PO4.
Молекулата C1 2 O 7 е полярна. В него, според изследването на електронната дифракция, два тетраедра са обединени чрез кислороден атом:
Cl 2 O 7 оксидът е относително стабилен, но при нагряване (над 120 ° C) се разлага експлозивно.
Тетраоксохлоратният (VII) йон има тетраедрична структура, която в рамките на теорията на валентните връзки съответства на sp 3 хибридизация на валентните орбитали на хлорния атом, стабилизирани от π връзки.
Тетраоксохлорати (VII) ( перхлорати)много многобройни. Повечето от тях са силно разтворими във вода. Водородният тетраоксохлорат (VII) HClO 4 е безцветна течност, която може да експлодира. Структурата на молекулата HClO4 е дадена по-долу:
Водородният тетраоксохлорат (VII) е силно разтворим във вода. Решението е перхлорна киселина.
Перхлорната киселина е една от най-мощните киселини. Получава се чрез действието на концентрирана H 2 SO 4 върху KСlO 4.
хлор- елемент от 3-ти период и VII А-група Периодичната таблица, пореден номер 17. Електронна формула на атома [ 10 Ne ]3s 2 Zr 5 , характерни степени на окисление 0, -1, + 1, +5 и +7. Най-стабилното състояние е Cl -1. Скала на степента на окисление на 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
- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5
Хлорът има висока електроотрицателност (2,83) и проявява неметални свойства. Влиза в състава на много вещества - оксиди, киселини, соли, бинарни съединения.
В природата - дванадесетиелемент по химично изобилие (пети сред неметалите). Намира се само в химически свързана форма. Третият най-разпространен елемент в естествените води (след O и H), има особено много хлор в морската вода (до 2% от теглото). Жизнен елемент за всички организми.
Хлор C1 2. Просто вещество. Жълто-зелен газ с остър задушлив мирис. Молекулата Cl 2 е неполярна и съдържа C1-C1 σ връзка. Термично стабилен, незапалим на въздух; смес с водород експлодира на светлина (водородът гори в хлор):
Cl 2 +H 2 ⇌HCl
Той е силно разтворим във вода, претърпява 50% дисмутация в нея и напълно в алкален разтвор:
Cl 2 0 +H 2 O ⇌HCl I O+HCl -I
Cl2 +2NaOH (студен) = NaClO+NaCl+H2O
3Cl2 +6NaOH (час) =NaClO3 +5NaCl+H2O
Разтвор на хлор във вода се нарича хлорна вода, на светлина киселината HClO се разлага на HCl и атомен кислород O 0, така че „хлорната вода“ трябва да се съхранява в тъмна бутилка. Наличието на киселина HClO в „хлорна вода“ и образуването на атомарен кислород обясняват нейните силни окислителни свойства: например много багрила се обезцветяват във влажен хлор.
Хлорът е много силен окислител към метали и неметали:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fe→2FeСl 3 (200 °C)
Сl 2 +Se=SeCl 4
Cl 2 + Pb → PbCl 2 (300°СЪС)
5Cl 2 +2P→2PCl 5 (90 °C)
2Cl 2 +Si→SiCl 4 (340 °C)
Реакции със съединения на други халогени:
а) Cl 2 + 2KVg (P) = 2KCl + Br 2 (кипи)
б) Cl 2 (седмица) + 2КI (р) = 2Кl + I 2 ↓
3Cl (пр.) + 3H 2 O+ KI = 6HCl + KIO 3 (80 °C)
Качествена реакция- взаимодействие на дефицит на CL 2 с KI (виж по-горе) и откриване на йод чрез син цвят след добавяне на разтвор на нишесте.
Касова бележкахлор в индустрия:
2NаСl (топи се) → 2Nа + Сl 2 (електролиза)
2NaCl+ 2H 2 O→H 2+ Cl 2+ 2NaOH (електролиза)
и в лаборатории:
4HCl (конц.) + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
(подобно с участието на други окислители; за повече подробности вижте реакциите за HCl и NaCl).
Хлорът е продукт на основно химическо производство и се използва за производство на бром и йод, хлориди и кислородсъдържащи производни, за избелване на хартия и като дезинфектант за питейна вода. Отровни.
Хлороводород NS л . Аноксична киселина. Безцветен газ с остра миризма, по-тежък от въздуха. Молекулата съдържа ковалентна σ връзка H - Cl. Термично стабилен. Силно разтворим във вода; разредените разтвори се наричат солна киселина, и концентрираният разтвор за пушене (35-38%) - солна киселина(името е дадено от алхимиците). Силна киселина в разтвор, неутрализирана от основи и амонячен хидрат. Силен редуциращ агент в концентриран разтвор (поради Cl - I), слаб окислител в разреден разтвор (поради H I). Неразделна част от "царската водка".
Качествената реакция към Cl йона е образуването на бели утайки AgCl и Hg 2 Cl 2, които не се прехвърлят в разтвор чрез действието на разредена азотна киселина.
Хлороводородът служи като суровина при производството на хлориди, хлорорганични продукти и се използва (под формата на разтвор) при ецване на метали и разлагане на минерали и руди. Уравнения на най-важните реакции:
HCl (разредена) + NaOH (разредена) = NaCl + H2O
HCl (разреден) + NH3H2O = NH4Cl + H2O
4HCl (конц., хоризонтално) + MO 2 = MCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (конц., хоризонтално) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (конц.) + K 2 Cr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + 3Сl 2 + 7Н 2 O + 2КCl
6HCl (конц.) + KClO 3(T) = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O (50-80 °C)
4HCl (конц.) + Ca(ClO) 2(t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (разреден) + M = MCl2 + H2 (M = Re, 2p)
2HCl (разреден) + MSO3 = MCl2 + CO2 + H2O (M = Sa, Va)
HCl (разреден) + AgNO 3 = HNO 3 + AgCl↓
Производството на HCl в промишлеността е изгарянето на H 2 в Cl 2 (виж), в лабораторията - изместване от хлориди със сярна киселина:
NaCl (t) + H2SO4 (конц.) = NaHSO4+ НСл(50 °C)
2NaCl (t) + H 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 °C)
Хлориди
Натриев хлорид Na кл . Безкислородна сол. Често срещано име сол. Бял, леко хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. Умерено разтворим във вода, разтворимостта зависи слабо от температурата, разтворът има характерен солен вкус. Не се подлага на хидролиза. Слаб редуциращ агент. Влиза в йонообменни реакции. Подлежи на електролиза в стопилка и разтвор.
Използва се за производство на водород, натрий и хлор, сода, сода каустик и хлороводород, като компонент на охлаждащи смеси, хранителен продукт и консервант.
В природата по-голямата част от находищата на каменна сол или халит, И силвинит(заедно с KCl), саламура от солено езеро, минерални примеси морска вода(съдържание на NaСl=2,7%). В промишлеността се получава чрез изпаряване на естествени саламура.
Уравнения на най-важните реакции:
2NaCl (s) + 2H 2 SO 4 (конц.) + MnO 2 (s) = Cl 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + Na 2 SO 4 (100 °C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 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 (конц.) + 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 (конц.) + PbO 2 (s) = Cl 2 + Pb(HSO 4) 2 + 2H 2 O + 2NaHSO 4 (50 °C)
NaСl (разреден) + AgNO 3 = NaNO 3 + AgСl↓
NaCl (l) → 2Na+Cl 2 (850°С, електролиза)
2NaCl + 2H 2 O→H 2 + Cl 2 + 2NaOH (електролиза)
2NаСl (р,20%) → Сl 2 + 2 нa(Nж) "амалгама"(електролиза, вклHg-катод)
Калиев хлорид KCl . Безкислородна сол. Бял, нехигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. Умерено разтворим във вода, разтворът има горчив вкус, няма хидролиза. Влиза в йонообменни реакции. Използва се като калиев тор за производство на K, KOH и Cl 2. В природата основното компонент(заедно с NaCl) отлагания силвинит.
Уравненията за най-важните реакции са същите като тези за NaCl.
Калциев хлорид CaCl2 . Безкислородна сол. Бяло, топи се без разлагане. Разтваря се във въздуха поради интензивно абсорбиране на влага. Образува кристален хидрат CaCl 2 6H 2 O с температура на дехидратация 260 °C. Силно разтворим във вода, без хидролиза. Влиза в йонообменни реакции. Използва се за изсушаване на газове и течности и приготвяне на охлаждащи смеси. Компонент на природните води, неразделна част от тяхната “постоянна” твърдост.
Уравнения на най-важните реакции:
CaCl 2(T) + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ca(HSO 4) 2 + 2HCl (50 °C)
CaCl 2(T) + H 2 SO 4 (конц.) = CaSO 4 ↓+ 2HCl (100 °C)
CaCl 2 + 2NaOH (конц.) = Ca(OH) 2 ↓+ 2NaCl
ZCaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl
CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2КCl
CaCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓+ 2NaCl
CaCl 2(l) → Ca + Cl 2 (електролиза,800°С)
Касова бележка:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO3 + H2O
Алуминиев хлорид AlCl3 . Безкислородна сол. Бял, топим, силно летлив. Двойката се състои от ковалентни мономери AlCl 3 (триъгълна структура, sp 2 хибридизация, преобладават при 440-800 ° C) и димери Al 2 Cl 6 (по-точно Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, структура - два тетраедра с общ ръб, sp 3 -хибридизация, преобладават при 183-440 °C). Той е хигроскопичен и "пуши" във въздуха. Образува кристален хидрат, който се разлага при нагряване. Той е силно разтворим във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони и създава силно кисела среда в разтвора поради хидролиза. Реагира с алкали, амонячен хидрат. Възстановява се чрез електролиза на стопилката. Влиза в йонообменни реакции.
Качествена реакциявърху йона Al 3+ - образуването на утайка AlPO 4, която се прехвърля в разтвор с концентрирана сярна киселина.
Използва се като суровина при производството на алуминий, като катализатор в органичния синтез и крекинг на нефт и като носител на хлор в органични реакции. Уравнения на най-важните реакции:
AlCl 3. 6H 2 O → AlCl(OH) 2 (100-200°С, —НС1, з 2 О) →Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)
AlCl 3(t) + 2H 2 O (влага) = AlCl(OH) 2(t) + 2HCl (бял дим")
AlCl 3 + 3NaON (разреден) = Al(OH) 3 (аморфен) ↓ + 3NaCl
AlCl3 + 4NaOH (конц.) = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
AlCl3 + 3(NH3. H2O) (конц.) = Al(OH)3 (аморфен) + 3NH4Cl
AlCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (конц.) = Al (OH) ↓ + 3NH 4 Cl + H 2 O (100°C)
2Al 3+ + 3H 2 O + 3SO 2- 3 = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 (80°C)
2Al 3+ =6H 2 O+ 3S 2- = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Al 3+ + 2HPO 4 2- — AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 —
2АlСl 3 →2Аl + 3Сl 2 (електролиза, 800 °C ,в стопилкатанаСл)
Касова бележка AlCl в индустрияи - хлориране на каолин, двуалуминиев оксид или боксит в присъствието на кокс:
Al 2 O 3 + 3C (кокс) + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + 3CO (900 °C)
железен хлорид ( II ) Е ЕС l 2 . Безкислородна сол. Бял (хидрат синкаво-зелен), хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. При силно нагряване той е летлив в поток от HCl. Fe-Cl връзките са предимно ковалентни, двойката се състои от FeCl 2 мономери (линейна структура, sp-хибридизация) и Fe 2 Cl 4 димери. Чувствителен към кислорода във въздуха (потъмнява). Той е силно разтворим във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони и слабо хидролизира при катиона. Когато разтворът се вари, той се разлага. Реагира с киселини, основи, амонячен хидрат. Типичен редуктор. Влиза в йонообменни и комплексообразуващи реакции.
Използва се за синтеза на FeCl и Fe 2 O 3, като катализатор в органичния синтез, компонент на лекарства срещу анемия.
Уравнения на най-важните реакции:
FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 °C, атм.н 2 )
FeCl2 (конц.) + H2O=FeCl (OH)↓ + HCl (кипи)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (конц.) = FeSO 4 + 2HCl (кипи)
FeCl 2(t) + 4HNO 3 (конц.) = Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FeCl 2 + 2NaOH (разреден) = Fe(OH) 2 ↓+ 2NaCl (в атм.н 2 )
FeCl 2 + 2(NH 3 . H 2 O) (конц.) = Fe(OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 °C)
FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (изключително чист, над 500 °C)
4FeCl 2 + O 2 (въздух) → 2Fe(Cl)O + 2FeCl 3 (T)
2FeCl 2(p) + Cl 2 (пр.) = 2FeCl 3(p)
5Fe 2+ + 8H + + MnO - 4 = 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H 2 O
6Fe 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fe 3+ + 2Сr 3+ +7Н 2 O
Fe 2+ + S 2- (разделен) = FeS↓
2Fe 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (разреден) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓+ CO 2
FeСl 2 →Fe↓ + Сl 2 (90°C, разреден с HCl, електролиза)
Получете e: взаимодействие на Fe със солна киселина:
Fe + 2HCl = FeCl 2+ H 2
(В индустрияИзползва се хлороводород и процесът се провежда при 500 °C).
железен хлорид ( III ) Е ЕС л 3 . Безкислородна сол. Черно-кафяв (тъмночервен при преминаваща светлина, зелен при отразена светлина), хидратът е тъмно жълт. При разтопяване се превръща в червена течност. Много летлив, разлага се при силно нагряване. Fe-Cl връзките са предимно ковалентни. Парата се състои от FeCl 3 мономери (триъгълна структура, sp 2 -хибридизация, преобладават над 750 °C) и Fe 2 Cl 6 димери (по-точно Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, структура - два тетраедъра с общ ръб, sp 3 -хибридизация, преобладават при 316-750 °C). FeCl кристален хидрат. 6H 2 O има структурата Cl 2H 2 O. Той е силно разтворим във вода, разтворът е оцветен жълто; силно хидролизиран при катиона. Разлага се в гореща вода, реагира с алкали. Слаб окислител и редуциращ агент.
Използва се като хлорен агент, катализатор в органичния синтез, оцветител за боядисване на тъкани, коагулант за пречистване на питейна вода, ецващ препарат за медни плочи в галванопластиката и компонент на хемостатични лекарства.
Уравнения на най-важните реакции:
FeCl3 6H 2 O=Cl + 2H 2 O (37 °C)
2(FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (над 250 °C)
FeCl3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (жълто)
2FeCl3 (конц.) + 4H 2 O = + (жълто) + - (bc.)
FeCl 3 (разреден, конц.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 °C)
FeCl 3 + 3NaOH (разреден) = FeO(OH)↓ + H 2 O + 3NaCl (50 °C)
FeCl 3 + 3(NH 3 H 2 O) (конц., хоризонтално) =FeO(OH)↓+H 2 O+3NH 4 Cl
4FeCl 3 + 3O 2 (въздух) = 2Fe 2 O 3 + 3Cl 2 (350-500 °C)
2FeCl 3(p) + Cu→ 2FeCl 2 + CuCl 2
Амониев хлорид н H 4 Cl . Безкислородна сол, техническото наименование е амоняк. Бял, летлив, термично нестабилен. Силно разтворим във вода (със забележим ендо-ефект, Q = -16 kJ), хидролизира при катиона. Разлага се от основи, когато разтворът се вари, прехвърля магнезий и магнезиев хидроксид в разтвор. Комутира с нитрати.
Качествена реакцияза йона NH 4 + - освобождаването на NH 3 при варене с алкали или при нагряване с гасена вар.
Използва се в неорганичния синтез, по-специално за създаване на слабо кисела среда, като компонент на азотни торове, сухи галванични клетки, при запояване на медни и калайдисани стоманени продукти.
Уравнения на най-важните реакции:
NH 4 Cl (t) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (над 337,8 °C)
NH 4 Cl + NaOH (наситен) = 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 (конц.) + Mg = H 2 + MgCl 2 + 2NH 3 (80°C)
2NH 4 Cl (конц., хоризонтално) + Mg(OH) 2 = MgCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
NH + (наситен) + NO - 2 (наситен) = N 2 + 2H 2 O (100°C)
NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 °C)
Касова бележка: взаимодействие на NH3 с HCl в газова фаза или NH3H2O с HCl в разтвор.
Калциев хипохлорит Ca(C л О) 2 . Сол на хипохлорната киселина HClO. Бял, разлага се при нагряване, без да се топи. Той е силно разтворим в студена вода (образува се безцветен разтвор), хидролизира при аниона. Реактивен, напълно се разлага топла вода, киселини. Силен окислител. Когато стои, разтворът абсорбира въглероден диоксид от въздуха. е активен интегрална част хлор (белина) вар -смеси с неясен състав с CaCl2 и Ca(OH)2. Уравнения на най-важните реакции:
Ca(ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180 °C)
Ca(ClO) 2(t) + 4HCl (конц.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 °C)
Ca(ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (на студено)
Ca(ClO) 2 + 2H 2 O 2 (разреден) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Касова бележка:
2Ca(OH) 2 (суспензия) + 2Cl 2 (g) = Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Калиев хлорат KS 10 3 . Солта на хлорната киселина HClO 3, най-известната сол на съдържащите кислород хлорни киселини. Техническо наименование - Бертолетова сол(на името на своя откривател C.-L. Berthollet, 1786). Бяло, топи се без разлагане, разлага се при допълнително нагряване. Той е силно разтворим във вода (образува се безцветен разтвор), няма хидролиза. Разлага се концентрирани киселини. Силен окислител по време на топене.
Използва се като компонент на експлозивни и пиротехнически смеси, кибритени глави и в лабораторията като солиден източник на кислород.
Уравнения на най-важните реакции:
4KlO 3 = ZKlO 4 + KCl (400 °C)
2KlO 3 = 2Kl + 3O 2 (150-300 °C, кат. MPО 2 )
KClO 3(T) + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl 2 + ZN 2 O (50-80 °C)
3КlO 3(T) + 2Н 2 SO 4 (конц., хоризонтално) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(хлорният диоксид експлодира на светлина: 2C102(G)= Cl 2 + 2О 2 )
2KlO 3 + E 2 (пр.) = 2KEO 3 + Cl 2 (в раздел NНЕ 3 , E = Br, аз)
KClO 3 +H 2 O→H 2 +KClO 4 (Електролиза)
Касова бележка KClO 3 в промишлеността - електролиза на горещ разтвор на KCl (продуктът KClO 3 се отделя на анода):
KCl + 3H 2 O → H 2 + KClO 3 (40-60 °C, електролиза)
Калиев бромид KV r . Безкислородна сол. Бял, нехигроскопичен, топи се без разлагане. Силно разтворим във вода, без хидролиза. Редуциращ агент (по-слаб от
Качествена реакциявърху йона Br - изместване на бром от разтвор на KBr с хлор и екстракция на бром в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат воден слойсе обезцветява, органичният слой става кафяв).
Използва се като компонент на ецващите вещества за гравиране на метали, компонент на фотографски емулсии и лекарство.
Уравнения на най-важните реакции:
2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., hor.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4
5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 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, електролиза)
Касова бележка:
K 2 CO 3 + 2НВr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O
Калиев йодид К аз . Безкислородна сол. Бял, нехигроскопичен. При съхранение на светло пожълтява. Силно разтворим във вода, без хидролиза. Типичен редуктор. Воден разтвор на KI разтваря добре I2 поради комплексообразуване.
Високо качествореакция към йон I - изместване на йод от разтвора на KI поради липса на хлор и екстракция на йод в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат на това водният слой се обезцветява, органичният слой става лилав).
Уравнения на най-важните реакции:
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 + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓+ 2H 2 O
2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O
5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O
I - + Ag + = AgI (жълто.) ↓
2KI (r) + Cl 2(r) (седмица) = 2Кl + I 2 ↓
KI + 3H 2 O + 3Cl 2(p) (пр.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)
KI (P) + I 2(t) = K) (P) (кор.) ("йодна вода")
KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (електролиза, 50-60 °C)
Касова бележка:
K 2 CO 3 + 2HI = 2 Каз+ CO 2 + H 2 O
