Хлор в природе. Физические и химические свойства
Цель урока: Сформировать представление о хлоре как химическом элементе и простом веществе.
Задачи урока:
Образовательные:
1. Рассмотреть положение галогенов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.
2. Ознакомить учащихся с нахождением хлора в природе и способами его получения.
3. Сформировать знания о физических и химических свойствах хлора.
4. Охарактеризовать области применения хлора и отметить его токсичность.
Воспитательные:
1. Воспитание чувства сопереживания, взаимопомощи через работу в группах.
2. Формирование экологической грамотности через учебный материал о применении хлора.
Развивающие:
1. Развитие коммуникативных, эмоциональных качеств личности через работу в группе.
2. Развивать способность делать выводы через выполнение заданий групп.
Тип урока: изучение нового материала.
Форма обучения: групповая, индивидуальная, фронтальная.
Методы урока: словесные, наглядные, самостоятельные.
План урока.
- Организационный момент – 1 мин.
- Актуализация знаний – 4 мин.
- Изучение нового материала – 25 мин.
- Закрепление изученного – 12 мин.
- Подведение итогов урока и домашнее задание – 3 мин.
Ход урока:
Организационный момент
- Приветствие.
Вводное слово учителя:
– Ребята, чем пахнет водопроводная вода?
– А чем пахнет на кухне, когда раковину чистят “белизной”?
– Чем мы солим суп?
– Что находится в желудке для переваривания пищи?
Таким образом, с каким элементом мы сегодня познакомимся на уроке? (Хлором).
Хлор является представителем галогенов (от греч halos – соль и genes – рождающий).
Актуализация знаний
- Определите местоположение галогенов в ПС Д.И. Менделеева, назовите их.
- Охарактеризуйте особенности строения атомов галогенов и электронную конфигурацию внешнего слоя.
- Какие свойства проявляют галогены в химических реакциях?
- Как изменяется окислительная способность галогенов с увеличением порядкового номера?
- Назвать самый активный галоген-неметалл? Почему?
Изучение нового материала
Постановка цели урока учащимися (с чем на уроке мы сегодня познакомимся?).
Новый материал изучается при работе в группах по инструктивным карточкам (12 минут). Приложение 1
Отчёт о работах в группах..
Заполнение таблицы в тетради (13 мин).
Закрепление изученного материала
CL 2 ->HCL->NaCL->AgCL
Тест “Хлор”
Тест выдан каждому ученику.
Вариант 1
1. Какая электронная конфигурация внешнего
энергетического уровня соответствует атому
хлора?
а) 2s
22p
6; б) 2s
22p
3; в) 3s
23p
5; г) 2s
22p
5.
2. Хлор впервые получил
а) А. Авогадро; б) А.Беккерель; в) К. Шееле; г) Г.
Кавендиш.
3. Галоген, обладающий наибольшим значением
электроотрицательности - это
а) I; б) Br; в) CL; г) F.
4. Положительную степень окисления хлор
проявляет в соединении
а) HCLO; б) KCLO 3 ; в) HCL; г) Cl 2 O 7 .
5.
Объём хлороводорода (н.у.)
полученного при сжигании 10л водорода в хлоре,
равен
а) 22,4 л; б) 10 л; в) 20 л; г) 44,8 л.
Вариант 2
1. Степень окисления –1 хлор проявляет в
соединении:
а) HCL; б) CL 2 ; в) Cl 2 O 7 ; г) KCLO 3 .
2. Хлор при обычных условиях:
а) бесцветный газ с резким удушливым запахом;
б) газ жёлто-зелёного цвета с резким удушливым
запахом;
в) жидкость красно-бурого цвета;
г) кристаллы темно-фиолетового цвета.
3. На наружном энергетическом уровне атомов
галогенов находится:
а) два s-электрона и пять р-электронов;
б) один s-электрон;
в) пять р-электронов;
г) два s-электрона и шесть р-электронов.
4. Объём хлора (н.у) затраченного на получение
2л хлороводорода, равен
а) 2 л; б) 22.4 л; в) 1 л; г) 44,8 л.
5. Галоген, обладающий наименьшим значением
электроотрицательности-это
а) I; б) Br; в) CL; г) F.
6. Установите соответствие между химической формулой соединения и степенью окисления хлора в нем.
Тесты сдают на проверку учителю.
Домашнее задание.
П. 46, 47, стр. 164 задача №2 (учебник Г.Е Рудзитис и Ф.Г.Фельдман химия 8).
Подведение итогов урока. Рефлексия.
На партах лежат сигнальные карточки трех цветов: красная – “всё понятно”, зеленая – “есть затруднения”, синяя – “нужна помощь”. Выберите карточки по мере вашего усвоения материала, подпишите их и сдайте.
ХЛОР-CHLORUM (C1)Хлор - это тяжелый (почти в 2,5 раза тяжелее воздуха) зеленовато-желтый газ, обладающий острым удушающим запахом и высокой ядовитостью для всего живого - от едва различимых под микроскопом бактерий до крупнейших животных.
Ядовитость газа, названного за свой цвет хлором (от греческого слова "хлорос" - зеленовато-желтый), объясняется его большой химической активностью. Он легко вступает в соединение почти со всеми химическими элементами, в том числе со многими металлами (натрием, калием, медью, оловом и др.). При химическом взаимодействии хлора с другими элементами выделяется большое количество тепла и света. Отнимая водород от воды, входящей в состав каждой клетки растительных и животных организмов, хлор тем самым разрушает структуру их, что влечет гибель всего живого.
Активность хлора "убила" и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами.
Одно из наиболее распространенных соединений хлора - поваренная соль. Но не каждому, пожалуй, известно, каково количество имеющейся на земном шаре соли. А оно огромно! В растворенном состоянии соль содержится в воде морей и океанов. В твердом виде вся соль заняла бы 20 000 000 куб. км. Таким количеством соли можно било бы засыпать всю поверхность суши земного тара (149 000 000 км2) слоем более сотни метров толщиной.
В растворенном состоянии соль содержится в минеральных озерах, соляных ключах и соляных ручьях (несколько таких ключей вносят свои воды в озеро Баскунчак). На дне русла высохшей реки Узбой соль залегает на большом протяжении сплошным соляным пластом. Огромные куполообразные глыбы соли, целые соляные горы находятся в недрах земли и на ее поверхности, например, гора Ходжа-Мумын в Южном Таджикистане" сплошь состоящая из каменной соли, подымается на 900 м над уровнем моря.
Соль - необходимое соединение для организмов животных и человека. В организме человека содержится до 200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и правильное соотношение между солью и другими соединениями хлора, находящимися в крови наземных животных, приближающееся к тому, которое имеется в морской воде, рассматривается некоторыми учеными как доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.
Соль открывает историю искусственного получения хлористых соединений и самого хлора. Начало этой истории связывается с 1648 г., когда немецкий химик и врач Иоганн Глаубер, нагревая влажную соль на угле, получил, конденсируя выделяющийся дым, сильную кислоту, названную им "соляным спиртом".
Следует указать, что в книге "Триумфальная колесница антимония", написанной Василием Валентином, жившим в начале XV столетия, среди подробного описания свойств и медицинского применения сурьмы и некоторых соединений висмута упоминается также и "соляный спирт". Видимо, нужно допустить, что последний был известен до Глаубера, и Глаубер лишь открыл и описал способ приготовления этого вещества. Однако современные историки химии полагают, что сочинения Василия Валентина написаны врагами Парацельса с целью доказать, что все написанное им было известно уже в XV в., поэтому, может быть, и упоминающийся в этой книге "соляный спирт" внесен в нее после открытия Глаубера. В 1772 г. английской химик Пристли, изучив свойства раствора "соляного спирта" в воде, назвал его соляной кислотой. В 1774 г. шведский химик Шееле нашел, что соляная кислота, при нагревании с двуокисью марганца, дает желто-зеленый газ - хлор.
Хлор не сразу нашел применение. Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде- хлорная вода - рекомендовалась как девинфицирующее вещество врачам и студентам-медикам при работе на трупах. В 30-х годах прошлого столетия хлорную воду использовали для ингаляции при туберкулезе легких, дифтерии и некоторых других болезнях.
С развитием техники области применения хлора все более и более расширялись. Он применялся при изготовлении многочисленных химических соединений в анилиново-красочной и фармацевтической промышленностях, в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и т. д. Большие количества хлора используются для отбелки тканей и целлюлозы в бумажной и текстильной промышленностях. В цветной металлургии хлорированием получают некоторые металлы из руд. В химии высокомолекулярных соединений хлор используется при изготовлении пластических масс, синтетических волокон, каучука и т. д. Интересным свойством обладает одно из кислородных соединений хлора с магнием (хлорат магния). При действии этого вещества на хлопчатник последний теряет листья. Это используется при сборе хлопка. Веществ с подобным действием получено уже много. Они называются дефолиантами.
В первую мировую войну хлор нашел неожиданное применение как оружие массового уничтожения.
Вскоре после хлора был применен другой удушающий газ - фосген - соединение хлора с окисью углерода. Название нового, газа отражало один из способов его получения. Это соединение образуется под влиянием солнечных лучей (от греч. "фос" - свет и "генао" - произвожу, т. е. рожденный светом).
В 1917 г. массовое применение нашел иприт, который тоже содержал в себе хлор. К концу войны применялось более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора. Чтобы судить об эффективности 0В на полях войны, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимавшей среди воюющих государств 5 место по своей численности, с июля 1917 г. по ноябрь 1918 г. 0В вывели из строя более 160 000 человек.
Ключевые слова этой страницы: , .
Хлор, Cl, - это химический элемент VII группы , порядковый номер 17, атомный вес (масса) 35,453, валентность в соединениях от -1 до +7. В свободном состоянии желто-зеленый, с резким удушающим запахом, ядовитый газ; молекулы состоят из двух (Cl 2). Растворяется в воде и органических жидкостях.
В состав организма человека входит около 0,15% хлора, который поступает с пищей, в основном в виде хлористого натрия. Ионы Cl- играют большую роль в поддержании осмотического давления крови, регуляции водного обмена, кислотно-щелочного равновесия, в образовании желудочного сока и др. Из организма выводится с мочой, потом и .
Применяют для получения соляной кислоты (см.) и ряда органических соединений, хлорирования питьевых и , в производстве отбеливающих и дезинфицирующих средств (см. ), для уничтожения грызунов - вредителей (см. ).
Сильно раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей.
Хранят и транспортируют хлор под давлением 6 атм. в стальных баллонах защитного цвета, имеющих в верхней части зеленую полосу.
Острые отравления. При вдыхании высоких концентраций хлора развивается так называемая молниеносная форма поражения. Пострадавший задыхается, лицо его синеет, движения некоординированны, частый и затем нитевидный. Смерть наступает быстро в результате рефлекторной остановки дыхания. При несколько меньших концентрациях хлора развивается тяжелая форма поражения, рефлекторная остановка дыхания короче, дыхание возобновляется, но становится частым, поверхностным, судорожным; дыхание останавливается через 5-25 минут после вдыхания хлора. Смерть наступает от ожога легких.
При отравлении средними и низкими концентрациями хлора пострадавший испытывает резкие боли за грудиной, резь в глазах, слезотечение. Возникает мучительный сухой кашель. Через 2-3 часа после вдыхания хлора увеличивается одышка, развивается отек легких, характеризующийся появлением пенистой желтой или красноватой мокроты со значительным количеством слизи.
В легких случаях отравление хлором ограничивается покраснением конъюнктивы, мягкого и глотки, астмоидным бронхитом, небольшой одышкой и часто рвотой. Иногда развивается отек и воспаление легких.
Хроническое отравление хлором проявляется в виде воспаления десен, слизистой оболочки носа, хронических бронхитов; длительный контакт с Cl 2 приводит к кариесу зубов. Хлор при высокой концентрации может вызвать острый дерматит, иногда переходящий в .
Первая помощь при отравлении - чистый воздух, покой, тепло, как можно раньше ингаляция кислорода. Госпитализация. При явлениях раздражения верхних дыхательных путей вдыхание распыленного 2% раствора тиосульфата (гипосульфит) натрия, 0,5% раствора гидрокарбоната натрия (), теплое молоко с боржомом или содой, кофе.
Меры предупреждения: герметизация аппаратуры, систематический контроль содержания хлора в воздухе производственных помещений, индивидуальные .
Характер химической связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и перйодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного перйода, тип химической связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах типичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов.
Ионные хлориды – твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, ковалентные хлориды – газы, жидкости или же легкоплавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойства, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) – кислотные. Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:
SiCl 4 + 3НОН = H 2 SiО 3 + 4НСl.
Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях между собой, например:
KСl + АlСl 3 = K[АlСl 4 ].
При этом основные хлориды (за счет хлорид-ионов Сl –) являются донорами электронных пар, а кислотные – акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями.
Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, ТlСl и РbСl 2).
Хлориды получают:
– хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:
2Fe + 3Сl 2 = 2FeCl 3 ,
Fe + 2НСl (г) = FeCl 2 + Н 2 ;
– взаимодействием оксидов с хлором (либо с хлоридами, часто с ССl 4) в присутствии угля:
ТiO 2 + 2Сl 2 + С = TiCl 4 + СО 2 .
Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl – бесцветный газ (Т пл = –114,2 °С, Т кип = –84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:
Н 2(г) + Сl 2(г) = 2НСl (г) .
В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия, реакция идет при нагревании:
Н 2 SO 4(к) + 2NaСl (т) = 2НСl + Na 2 SO 4 .
Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н 2 O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl – сильная кислота (рK а ~ 7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HC1 находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.
Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей или при электролизе проявляет восстановительные свойства:
МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 О.
Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.
При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор – СuСl 2):
4НСl (г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 2Сl 2(г) .
Соединения хлора (+1)
Степень окисления хлора +1 проявляется во фториде ClF, оксиде Сl 2 О и нитриде Cl 3 N, а также в соответствующих им анионах – , [СlO] – и 2– .
ClF – ядовитый бесцветный газ. Экзотермическое соединение. Молекула имеет линейное строение.
Cl 2 O – желто-коричневый газ, ядовит. Молекула имеет угловое строение. Экзотермическое соединение.
Cl 3 N – темно-желтое летучее вещество. Структура молекулы тригонально-пирамидальная.
Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, что подтверждается, например, их отношением к воде:
Сl 2 О + НОН = 2НСlO,
ClF + НОН = НСlO + HF,
Cl 3 N + 3НОН = 3НСlO + H 3 N.
Оксид хлора (I) Сl 2 О – желто-коричневый газ. Молекула имеет угловое строение с валентным углом 170°. Это эндотермическое соединение, очень неустойчивое и даже при незначительном нагревании подвергается распаду со взрывом:
2Сl 2 О = 2Сl 2 + O 2 .
Получить оксид хлора (I) можно при взаимодействии хлора с оксидом ртути:
2Сl 2 + HgO = Cl 2 O + HgCl 2 .
Производные оксохлорат (1) аниона [С1O] – , называемые гипохлоритами, неустойчивы. Их растворы получают, пропуская хлор в охлаждаемые растворы щелочей:
2OН – + Сl 2 = Сl – + СlO – + Н 2 O,
2КOН + Cl 2 = КСl + КСlO + Н 2 O.
Оксохлорат (I) водорода НСlO известен только в разбавленных растворах. Это хлорноватистая кислота. Образуется она, наряду с соляной, при взаимодействии хлора с водой:
Cl 2 + HOH = HCl + HСlO.
Хлорноватистая кислота слабая, проявляет в растворе все общие свойства слабых кислот.
В растворе хлорноватистой кислоты происходят следующие процессы:
НСlО = НСl + O 0 ,
НСlО + О 2 = НСlO 3 ,
3НСlO = НСlO 3 + 2НСl.
Производные хлора (+1) проявляют окислительно-восстановительную двойственность с преобладанием сильных окислительных свойств:
3Сl 2 O + 6AgNO 3 + 3H 2 O = 4AgCl + 2AgClO 3 + 6HNO 3 ,
NaСlO + 2HCl = NaСl + Cl 2 + H 2 O .
Особенно агрессивен ClF, который реагирует с веществами еще более энергично, чем свободный фтор. На этом основано его применение в качестве фторирующего агента.
Соли хлорноватистой кислоты называются гипохлориты:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O,
Лаборраковая вода
Cl 2 + 2КOH = КCl + КСlO + H 2 O.
Жавелевая вода
Гипохлориты применяются в качестве отбеливающего средства.
Наибольший практический интерес (как отбеливающее средство, средство для дегазации, дешевый окислитель) представляет гипохлорит кальция Са(СlO) 2 . Получается он при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция:
2Са(ОН) 2 + 2Сl 2 = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 О.
Как видно из приведенного уравнения реакции, одновременно с Са(СlO) 2 образуется СаС1 2 . Поэтому получаемый в технике продукт – белильная или хлорная известь – можно рассматривать как смешанную соль Са(СlO)Сl, т.е. гипохлорит-хлорид кальция. На воздухе карбонизируется:
2Ca(ClO)Cl + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + CaCl 2 + 2HClO,
HClO = HCl + O 0 .
Выделение атомарного кислорода обусловливает сильные окислительные свойства. За счет Сl +1 хлорная известь также проявляет окислительные свойства:
Ca(ClO)Cl + PbO = PbO 2 + CaCl 2 .
Гипохлориты более мягкие окислители, чем раствор хлорноватистой кислоты.
Соединения хлора (+3)
Степень окисления хлора +3 проявляется в трифториде ClF 3 и тетрафторохлорат(III)-анионе – , а также в диоксохлорат(III)-анионе – .
Трифторид хлора – газ бледно-зеленого цвета, может быть получен при нагревании C1F с избытком фтора. По химической природе ClF 3 – соединение кислотное:
ClF 3 + KF = KClF 4 .
Оксид хлора (III) Cl 2 O 3 и диоксохлорат (III) водорода НСlO 2 в индивидуальном состоянии не выделены.
Производные аниона называются хлоритами. Хлориты щелочных металлов представляют собой белые кристаллические вещества. Раствор НСlO 2 – кислота средней силы называемая хлористой. При нагревании хлориты диспропорционируют:
3NaClO 2 = NaCl + 2NaClO 3
и разлагаются с выделением кислорода:
NaClO 2 = NaCl + O 2 .
Степень окисления +3 для хлора – это промежуточная степень окисления, поэтому соединения обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
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 присутствии органических веществ твердые оксо- и фторохлораты (III) взрываются от удара.
Трифторид хлора и тетрафторохлораты (III) применяются как фторирующие агенты. Из хлоритов наибольшее значение имеет NaClO 2 , применяемый при отбелке тканей и бумажной массы.
Cоединения хлора (+4)
Диоксид хлора ClO 2 – зеленовато-желтый газ с резким запахом хлора. Молекула имеет угловую форму с валентным углом 118 о, полярна, обладает парамагнитными свойствами. Диоксид хлора постепенно разлагается на свету:
2ClO 2 = Cl 2 + 2O 2 .
При небольшом нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами разлагается со взрывом.
Один из технических методов получения СlО 2 основан на реакции восстановления NaClO 3 диоксидом серы в растворе серной кислоты при нагревании:
2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2 .
Диоксид хлора является смешанным ангидридом 2-х кислот: хлоритой и хлорноватой:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 .
Аналогично диспропорционирование идет в щелочах:
2ClO 2 + 2NaОH = NaClO 2 + NaClO 3 + Н 2 О.
При окислительно-восстановительной двойственности преобладают окислительные 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.
Применяется для отбелки бумажной массы и в некоторых других технологических процессах.
Соединения хлора (+5)
Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления +5, известны пентафторид ClF 5 , оксотрифторид ClOF 3 , диоксофторид ClO 2 F и производные триоксохлорат (V)-аниона [СlOз] – , триоксофторохлорат(V)-аниона 2– , оксотетрафторохлорат (V)-аниона – .
Молекула ClF 5 имеет формулу тетрагональной пирамиды. Пентафторид хлора это малодиосоциирующая жидкость, устойчив до 200°С. Его получают фторированием ClF 3:
ClF 3 + F 2 = ClF 5 .
Оксотрифторид хлора ClOF 3 образуется при действии на смесь ClF 3 и OF 2 ультрафиолетовых лучей:
2ClF 3 + OF 2 = ClF 5 + ClOF 3 .
Это соединение легко разлагается на ClF 3 и O 2 . Является кислотным соединением.
Диоксофторид хлора ClO 2 F (хлорилфторид) – бесцветный довольно устойчивый газ. Получают его фторированием СlO 2 . Хлорилфторид – кислотное соединение; его гидролиз идет по схеме:
ClO 2 F + Н 2 O = НСlO 3 + HF.
Оксид хлора (V) неизвестен. Производные [ СlO 3 ] – называют хлоратами. Наибольшее практическое значение имеет хлорат калия КСlO 3 (бертолетова соль). Его получают пропусканием хлора через горячий раствор КОН:
6KОН + 3Сl 2 = 5KСl + KСlO 3 + 3Н 2 O
или электролизом горячего раствора KСl. Поскольку KСlO 3 мало растворим в воде, его легко отделяют от KСl охлаждением раствора.
Триоксохлорат (V) водорода НСlO 3 в свободном состоянии не выделен. В отличие от НСlO и НСlO 2 известны его концентрированные растворы (до 40 %). В водных растворах НСlO 3 – сильная кислота, называемая хлорноватой. Ее обычно получают обменной реакцией:
Ва(СlO 3) 2 (р) + H 2 SО 4 (p) = BaSО 4 (т) + 2НСlO 3 (р).
Хлорноватая кислота по свойствам напоминает азотную кислоту, в частности, ее смесь с соляной кислотой – сильный окислитель, напоминающий по свойствам «царскую водку».
При нагревании хлораты диспропорционируют:
4KСlO 3 = 3KСlO 4 + KСl,
а в присутствии катализатора (MnO 2) распадаются с выделением кислорода:
2KСlO 3 = 2КСl + 3O 2 .
При нагревании триоксохлораты (V) – сильные окислители. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO 3 применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.
Cоединения хлора (+6)
Триоксид хлора ClO 3 – неустойчивый короткоживущий радикал, который самопроизвольно димеризуется в Cl 2 O 6 .
Оксид Cl 2 O 6 в обычных условиях – темно-красная маслообразная жидкость, замерзающая при +3 °С.
При обычных условиях Сl 2 О 6 постепенно разлагается. Энергично взаимодействует с водой, образуя за счет дисропорционирования хлорноватую и хлорную кислоты:
Сl 2 О 6 + Н 2 О = НСlО 3 + HClO 4 .
Аналогично взаимодействует со щелочами:
Сl 2 О 6 + 2NaОH = NaСlО 3 + NaClO 4 + H 2 O.
При соприкосновении с органическими веществами Cl 2 O 6 взрывается.
Соединения хлора (+7)
Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах:
Cl 2 O 7 ClO 3 F ClO 2 F 3 ClOF 5 ClF 7
– – – - -
Оксид хлора (VII) C1 2 O 7 – бесцветная жидкость
Получается при нагревании смеси оксохлората (VII) водорода и оксида фосфора (V):
2НСlO 4 + Р 2 O 5 = Сl 2 O 7 + 2Н 3 РO 4 .
Молекула С1 2 O 7 полярна. В ней согласно электронографическому исследованию два тетраэдра объединены посредством атома кислорода:
Оксид Сl 2 O 7 относительно устойчив, но при нагревании (выше 120° С) разлагается со взрывом.
Тетраоксохлорат (VII)-ион имеет тетраэдрическое строение, что в рамках теории валентных связей соответствует sр 3 -гибридизации валентных орбиталей атома хлора, стабилизированной за счет π-связей.
Тетраоксохлораты (VII) (перхлораты) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (VII) водорода НСlO 4 – бесцветная жидкость, способная взрываться. Строение молекулы НСlO 4 приведено ниже:
Тетраоксохлорат (VII) водорода хорошо растворим в воде. Раствор является хлорной кислотой.
Хлорная кислота – одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H 2 SO 4 на KСlO 4.
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
— 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 (хол) = NaClO+NaCl+H 2 O
3Cl 2 +6NaOH (гор) =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 2 (нед.) + 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 НСl и NaСl).
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 — I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н I). Составная часть «царской водки».
Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg 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 КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=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 4 (конц.) + 2КМnO 4(т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 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 4 (конц.) + 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 NаСl) залежей сильвинита .
Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.
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 4 (конц.) = 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 АlСl 3 (треугольное строение,sр 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, sр 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 АlРO 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.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН 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 НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl 2 (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе 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 FеСl и Fе 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 4 (конц.) = FеSO 4 + 2НСl (кипячение)
FеСl 2(т) + 4HNO 3 (конц.) = 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 2 (воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl 3 (t )
2FеСl 2(р) + Сl 2 (изб.) = 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 Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl 3 (треугольное строение, sр 2 -гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе 2 Сl 6 (точнее, Сl 2 FеСl 2 FеСl 2 , строение — два тетраэдра с общим ребром, sр 3 -гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl . 6Н 2 O имеет строение 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=Сl + 2Н 2 O (37 °С)
2(FеСl 8 6Н 2 O)=Fе 2 O 3 + 6НСl + 9Н 2 O (выше 250 °С)
FеСl 3 (10%) + 4Н 2 O = Сl — + + (желт.)
2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (желт.) + — (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 2 (воздух) =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 NН 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 (т) ⇌ NH 3(г) + 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 НСl в газовой фазе или NН 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 2 (разб.) = СаСl 2 + 2Н 2 O + 2O 2
Получение:
2Са(ОН) 2 (суспензия) + 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 4 (конц., гор.) = 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
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 4 (КОНЦ., гор,) + 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 (р) + Сl 2(р) (нед.) =2КСl + I 2 ↓
КI + 3Н 2 O + 3Сl 2(р) (изб.) = КIO 3 + 6НСl (80°С)
КI (Р) + I 2(т) =K) (Р) (кор.) («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
