Степени окисления. Все галогены в галогенидных соединениях имеют степень окисления - 1. Такое состояние окисления для фтора в соединениях вообще является единственно возможным. Другие галогены могут существовать еще в состояниях с положительными степенями окисления. Эти состояния возникают в результате промотирования электронов с -орбиталей атомов галогенов на их вакантные (незанятые электронами) d-орбитали (рис. 16.2). В атомах галогенов d-орбитали имеют сравнительно низкую энергию и поэтому оказываются легко доступными для заселения промотированными электронами.

У хлора и брома возможны устойчивые состояния со следующими степенями окисления: Иод обнаруживает степени окисления .

Рис. 16.2. Промотирование -электронов хлора в состояниях с высокими степенями окисления.

Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) хлора

В табл. 16.12 приведены систематические и традиционные названия кислородсодержащих кислот хлора и их солей. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

Сильные кислоты, причем одна из самых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в воде и

Таблица 16.12. Кислородсодержащие кислоты хлора и их анионы

существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается с возрастанием его степени окисления:

Особенно хорошие окислители. Например, кислый раствор :

1) окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

2) на солнечном свету разлагается с образованием кислорода:

3) при нагревании приблизительно до 75 °С он диспропорционирует на хлорид-ионы и хлорат -ионы:

Соли кислородсодержащих кислот хлора

Эти соли обычно более устойчивы, чем сами кислоты. Исключением являются твердые соли хлораты (III), которые детонируют при нагревании и при соприкосновении с горючими материалами. В растворах окислительная способность кислородсодержащих солей хлора тем больше, чем больше в этих солях степень окисления хлора. Однако они не являются столь хорошими окислителями, как соответствующие кислоты.

Натриевые и калиевые соли имеют важное промышленное значение. Их производство и применения описаны в следующем разделе. Хлорат (V) калия обычно используют для лабораторного получения кислорода, в присутствии оксида в качестве катализатора:

При нагревании этой соли до более низкой температуры в отсутствие катализатора происходит образование калия:

Иодат (V) калия калия сильные окислители, и в качестве окислителей они используются в количественном анализе.

Итак, повторим еще раз

1. Свойства галогенидов различных элементов при перемещении слева направо в пределах одного периода изменяются следующим образом:

а) характер химической связи становится все более ковалентным и все менее ионным;

б) водные растворы галогенидов становятся все более кислыми из-за гидролиза.

2. Свойства различных галогенидов одного и того же элемента при перемещении к нижней части VII группы изменяются следующим образом:

а) характер химической связи галогенидов становится все более ковалентным:

б) прочность связи в молекулах галогеноводородов уменьшается;

в) кислотность галогеноводородных кислот уменьшается;

г) легкость окисления галогеноводородов возрастает.

3. По мере возрастания степени окисления галогена происходят следующие изменения:

а) термическая устойчивость его кислородсодержащих кислот возрастает;

б) кислотность его кислородсодержащих кислот возрастает;

в) окислительная способность его кислородсодержащих кислот уменьшается;

г) окислительная способность солей его кислородсодержащих кислот возрастает.

4. Галогениды можно получать прямым синтезом из образующих их элементов.

5. Для получении галогеноводородов может использоваться реакция вытеснения из галогенидной соли менее летучей кислотой.

6. Аномальные свойства соединений фтора:

а) фторид серебра растворим в воде, а фторид кальция нерастворим;

б) фтороводород имеет аномально высокие температуры плавления и кипения;

в) водный раствор фтороводорода имеет низкую кислотность;

г) фтор обнаруживает только одно устойчивое состояние окисления. Другие галогены обнаруживают множество состояний окисления, что объясняется промотированием их -электронов на легко доступные -орбитали, обладающие низков энергией.

Галогены образуют ряд соединений с кислородом. Однако все эти соединения неустойчивы, не получаются при непосредственном взаимодействии галогенов с кислородом и могут быть получены только косвенным путем. Такие особенности кислородных соединений галогенов согласуются с тем, что почти все они характеризуются положительными значениями стандартной энергии Гиббса образования (см., например, в табл. 7 на стр. 194 значения для ).

Из кислородсодержащих соединений галогенов наиболее устойчивы соли кислородных кислот, наименее- оксиды и кислоты. Во всех кислородсодержащих соединениях галогены, кроме фтора, проявляют положительную степень окисленности, достигающую семи.

Фторид кислорода можно получить пропусканием фтора в охлажденный раствор . Реакция идет согласно уравнению:

Помимо при этом всегда образуются кислород, озон и пероксид водорода. При обычных условиях - бесцветный газ с резким запахом озона. Фторид кислорода очень ядовит, проявляет сильные окислительные свойства и может служить одним из эффективных окислителей ракетных топлив.

Наиболее многочисленны и важны в практическом отношении кислородные соединения хлора, которые мы и рассмотрим несколько подробнее.

Как уже указывалось, кислородные соединения хлора могут быть получены только косвенными методами. Рассмотрение путей их образования начнем с процесса гидролиза хлора, т. е. с обратимой реакции между хлором и водой

в результате которой образуются соляная кислота и хлорноватстая кислота .

Гидролиз хлора является реакцией самоокисления-самовосстановления, при которой один из атомов хлора, присоединяя к себе электрон от другого атома, восстанавливается, а другой атом хлора окисляется.

Получающиеся при гидролизе хлора и могут взаимодействовать друг с другом, снова образуя хлор и воду, поэтому реакция не идет до конца; равновесие устанавливается, когда прореагирует приблизительно растворенного хлора. Таким образом, хлорная вода всегда содержит наряду с молекулами значительное количество соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорноватистая кислота - очень слабая кислота (), более слабая, чем угольная; соли ее называются гипохлоритами. Будучи весьма нестойким соединением, хлорноватистая кислота даже в разбавленном растворе постепенно распадается (см. ниже).

Хлорноватистая кислота - очень сильный окислитель; ее образованием при взаимодействии хлора с водой объясняются белящие свойства хлора. Совершенно сухой хлор не белит, но в присутствии влаги происходит быстрое разрушение красящих веществ образующейся при гидролизе хлора хлорноватистой кислотой.

Если к хлорной воде прибавлять щелочь, то вследствие нейтрализации хлорноватистой и соляной кислот равновесие в системе

сдвигается вправо; реакция практически доходит до конца и получается раствор, содержащий соли хлорноватистой и соляной кислот:

Тот же результат получится, если непосредственно пропускать хлор в холодный раствор щелочи

или в ионно-молекулярной форме:

Полученный таким путем раствор солей хлорноватистой и соляной кислот применяется для беления; его белящие свойства обусловливаются тем, что гипохлорит калия легко разлагается уже при действии диоксида углерода, находящегося в воздухе, причем образуется хлорноватистая кислота:

Последняя и обесцвечивает красящие вещества, окисляя их.

Аналогичный раствор, содержащий гипохлорит натрия, получается при пропускании хлора в раствор гидроксида натрия. Оба раствора можно получить электролизом растворов хлоридов калия или натрия, если дать возможность выделяющемуся хлору реагировать с образующимися при электролизе щелочами (см, стр. 549).

При действии хлора на сухую гашеную известь получается так называемая белильная, или хлорная, известь. Главной ее составной частью является соль , образующаяся согласно уравнению:

Этой соли отвечает структурная формула , согласно которой следует рассматривать как смешанную соль соляной и хлорноватистой кислот.

Хлорная известь представляет собой белый порошок с резким запахом и обладает сильными окислительными свойствами. Во влажном воздухе под действием диоксида углерода она постепенно разлагается, выделяя хлорноватистую кислоту:

При действии на хлорную известь соляной кислоты выделяется хлор:

Хлорная известь применяется для отбелки растительного волокна (тканей, бумаги) и для дезинфекции.

В растворе хлорноватистая кислота испытывает три различных типа превращений, которые протекают независимо друг от друга:

Изменяя условия, можно добиться того, что реакция пройдет практически нацело по какому-нибудь одному направлению.

Под действием прямого солнечного света и в присутствии некоторых катализаторов или восстановителей разложение хлорноватистой кислоты протекает согласно уравнению (1).

Реакция (2) идет в присутствии водоотнимающнх средств, например . В результате реакции получается оксид (хлорноватистый ангидрид) , представляющий собой крайне неустойчивый желто-бурый газ с запахом, похожим на запах хлора.

Распад согласно реакции (3) особенно легко идет при нагревании. Поэтому, если пропускать хлор в горячий раствор гидроксида калия, то вместо сразу получается :

Продуктами реакции являются хлорид калия и хлорит калия - соль хлорноватой кислоты . Поскольку хлорат калия (или бертолетова соль) мало растворим в холодной воде, то при охлаждении раствора он выпадает в осадок.

Соответствующая хлоратам хлорноватая кислота известна только в виде водного раствора с концентрацией не выше . Она проявляет свойства сильной кислоты (приблизительно равной по силе и ) и сильного окислителя. Так, концентрированные ее растворы воспламеняют дерево.

В противоположность свободной , у хлоратов окислительные свойства в растворе выражены слабо. Большинство из них хорошо растворимы в воде; все они ядовиты. Наибольшее применение из хлоратов находит , который при нагревании легко разлагается. В присутствии (в качестве катализатора) разложение в основном протекает согласно уравнению:

С различными горючими веществами (серой, углем, фосфором) образует смеси, взрывающиеся при ударе. На этом основано его применение в артиллерийском деле для устройства запалов. Хлорат калия употребляется в пиротехнике для приготовления бенгальских огней и других легко воспламеняющихся смесей. Главный же потребитель хлората калия - спичечная промышленность. В головке обычной спички содержится около .

Ангидрид хлорноватой кислоты неизвестен. При действии концентрированной серной кислоты вместо него выделяется желто-бурый газ с характерным запахом - диоксид (или двуокись) хлора . Это очень неустойчивое соединение, которое при нагревании, ударе или соприкосновении с прочими веществами легко разлагается со взрывом на хлор и кислород.

Диоксид хлора применяют для отбелки или стерилизации различных материалов (бумажной массы, муки и ).

При взаимодействии с раствором щелочи медленно протекает реакция

с образованием солен двух кислот - хлорноватой и хлористой .

Хлористая кислота мало устойчива. По силе и окислительной активности она занимает промежуточное положение между и . Соли хлориты используются при отбелке тканей.

При осторожном нагревании хлората калия без катализатора его разложение протекает в основном согласно схеме:

Образующийся перхлорат калия очень мало растворим в воде и поэтому может быть легко выделен.

Действием концентрированной серной кислоты на может быть получена свободная хлорная кислота , представляющая собой бесцветную, дымящую на воздухе жидкость.

Безводная малоустойчива и иногда взрывается при хранении, но ее водные растворы вполне устойчивы. Окислительные свойства выражены слабее, чем у , а кислотные свойства- сильнее. Хлорная кислота - самая сильная из всех известных кислот.

Соли , за немногими исключениями, к которым относится и , хорошо растворимы и в растворе окислительных свойств не проявляют.

Если нагревать хлорную кислоту с , отнимающим от нее воду, то образуется оксид , или хлорный ангидрид,

Оксид - маслянистая жидкость, кипящая с разложением при . При ударе или при сильном нагревании взрывается.

Изменение свойств в ряду кислородных кислот хлора можно выразить следующей схемой:

С увеличением степени окисленности хлора устойчивость его кислородных кислот растет, а их окислительная способность уменьшается. Наиболее сильный окислитель - хлорноватистая кислота, наименее сильный - хлорная кислота.

Напротив, сила кислородных кислот хлора возрастает с увеличением его степени окисленности. Из всех гидроксидов хлора самая слабая кислота - хлорноватистая, самая сильная - хлорная. Такая закономерность - усиление кислотных свойств гидроксида , соответственно, ослабление его основных свойств) с ростом степени окисленности элемента характерна не только для хлора, но и для других элементов. В первом приближении эту закономерность можно объяснить, рассматривая все химические связи в молекулах гидроксидов как чисто ионные.

На рис. 108 схематически изображена часть молекулы гидроксида , составленная из -зарядного иона , иона кислорода и иона водорода (протона) . Диссоциация этой части молекулы на ионы может происходить либо с разрывом связи (в результате чего отщепляется ), либо с разрывом связи (что приводит к отщеплению иона ); в первом случае гидроксид будет проявлять свойства основания, во втором - свойства кислоты.

Каждый из возможных путей диссоциации гидроксида будет осуществляться тем легче, чем слабее связь между соответствующими ионами. При возрастании степени окисленности элемента увеличится заряд иона , что усилит его притяжение к иону и тем самым затруднит диссоциацию гидроксида по типу основания.

Рис. 108. Ионная схема фрагмента молекулы гидроксида

Вместе с тем усилится взаимное отталкивание одноименно заряженных ионов и , что облегчит диссоциацию по кислотному типу. Таким образом, с увеличением степени окисленности элемента усиливаются кислотные свойства и ослабевают основные свойства образуемого этим элементом гидроксида.

Увеличение радиуса иона при неизменном его заряде приведет к возрастанию расстояний между центром этого иона и центрами ионов и . В результате взаимное электростатическое притяжение ионов и станет более слабым, что облегчит диссоциацию по основному типу; одновременно уменьшится взаимное отталкивание ионов и , так что диссоциация по кислотному типу затруднится. Следовательно, с возрастанием радиуса иона элемента (при неизменном его заряде) усиливаются основные свойства и ослабляются кислотные свойства образуемого этим элементом гидроксида. Примером проявления этой закономерности может служить изменение констант кислотной диссоциации в ряду .

Хлор образует 4 кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорнотистая кислота (HClO) образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода:

НСlO = HСl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I):

2 НСlO = 2 Н 2 О + Сl 2 O.

3 НСlO = 2 НСl + НСlO 3 .

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот:

6 NаОН + 3 Сl 2 = 5 NаСl + NаСlО 3 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватистой кислоты - гипохлориты - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоде. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлорноватая кислота (НСlO 3) образуется при действии на ее соли - хлораты - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах.

При упаривании раствора НСlO 3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается с взрывом.

Разложение с взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO 3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr 2 + 3 Н 2 О.

Соли хлорноватой кислоты образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты - довольно сильные окислители:

КСlO 3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl 2 + 3 Н 2 О.

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также для получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной кислоты - перхлоратов. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца (МnО 2), играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО 3 = 2 КСl + 3 O 2 ;

4 КСlO 3 = КСl + 3 КСlO 4 .

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO 4 + Н 2 SO 4 = КНSO 4 + НСlO 4 .

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородсодержащих кислот хлора, однако, безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться с взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н + + 2 е - = Н 2 (на катоде);

СlО 3 - - 2 е - + Н 2 О = СlO4 - + 2 Н + (на аноде).

Хлористая кислота (НСlO 2) образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор:

НСlO 2 + 3 НСl = Сl 2 + 2 Н 2 О.

Хлориты натрия используются для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорная, или белильная, известь (СаОСl 2), или СаСl(СlO), образуется при взаимодействии хлора с порошкообразным гидроксидом кальция - пушенкой:

Са(ОН) 2 + Сl 2 = Cl-O-Ca-Cl + H 2 O,

2 Са(ОН) 2 + 2 Сl 2 = СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 Н 2 О.

Качество хлорной извести определяется содержанием в ней гипохлорита. Она обладает очень сильными окислительными свойствами и может окислять даже соли марганца до перманганата:

5 СаОСl 2 + 2 Mn(NО 3) 2 + 3 Са(ОН) 2 = Са(МпO 4) 2 + 5 СаСl 2 + 2 Са(NО 3) 2 + 3 H 2 O.

Под действием углекислого газа, содержащегося в воздухе, она разлагается с выделением хлора:

СаОСl 2 + СО 2 = СаСО 3 + Сl 2 ,

СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 СО 2 = 2 СаСО 3 + 2 Сl 2 .

Хлорная известь применяется как отбеливающее и дезинфицирующее вещество.

Cl 2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO 2 = Cl 2 + МпCl 2 + 2Н 2 O

16НСl + 2КМпО 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8Н 2 O

6HCl + КСlO 3 = ЗCl 2 + KCl + 3Н 2 O

14HCl + К 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Химические свойства

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI = I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S = S + 2HCl

ЗСl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl 2 + 2КОН =KCl + KClO + Н 2 O

3Cl 2 + 6КОН = 5KCl + KClO 3 + 3Н 2 O

3Cl 2 + 2Са(ОН) 2 = CaCl 2 + Са(ClO) 2 + 2Н 2 O

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl - сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H 2 O

Хлор

Фтор

Главная подгруппа VII группы

У элементов главной подгруппы, которые называются "галогены", на внешнем электронном уровне, имеющем общее строение...ns 2 p 5 , не достает одного электрона до устойчивого восьмиэлектронного уровня. Энергия сродства к электрону достаточно велика и галогены очень активны по отношению к металлам и неметаллам. Бурно идут реакции с водородом, образующиеся галогеноводороды растворяясь в воде дают кислоты сила которых растет сверху вниз по группе. Фтор, не имеющий d-подуровня, проявляет в своих соединениях только степень окисления -1, остальные галогены могут проявлять степени окисления -1, +1, +3, +5, +7.

В природе встречается в виде CaF 2 – флюорит, KHF 2 – бифторид. Простое вещество F 2 в промышленности получают электролизом расплава бифторида. F 2 - газ желтоватого цвета с удушающим запахом, крайне ядовит, химически чрезвычайно активен.

Химические свойства

1. Фтор взаимодействует со всеми простыми веществами, кроме гелия, неона и аргона:

3F 2 + Cl 2 = 2ClF 3 ;

3F 2 + S = SF 6 ;

5F 2 + 2P = 2PF 5 ;

2. При взаимодействии F 2 со щелочами образуется фторид кислорода (OF 2):

2F 2 + 2NaOH = 2NaF + OF 2 + H 2 O

OF 2 - бесцветный газ, по запаху напоминает озон, сильно ядовит. Это единственное соединение, где кислород имеет степень окисления +2.

3. Так как взаимодействие F 2 + H 2 = 2HF происходит со взрывом, фтористый водород получают не прямым синтезом, а по реакции:

CaF 2 + H 2 SO 4(конц) = CaSO 4 + 2HF

HF - легко кипящая жидкость (Т кип. = +20 о С), с водой смешивается в любых соотношениях. 40%-ный раствор HF в воде называется плавиковой кислотой. Плавиковая кислота – кислота средней силы. Это вещество одно из самых опасных по физиологическому воздействию: ядовита, при попадании на кожу вызывает долго не заживающие язвы, разрушает зубы. Органику обугливает эффективней серной кислоты.

В растворе молекулы плавиковой кислоты сильно ассоциированы за счет водородных связей. Наиболее прочны димеры, поэтому правильнее записывать формулу плавиковой кислоты следует в виде H 2 F 2 . Известны многочисленные соли этого димера (KHF 2 и др).

4. Практическое значение имеет реакция взаимодействия плавиковой кислоты с оксидом кремния (он входит в состав стекла):

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

Эта реакция лежит в основе нанесения узоров и рисунков на стекло.

Применение . F 2 используется при производстве фторорганических соединений, например фторопласта (тефлона). Тефлон - белый плотный полимер, устойчивый во всех агрессивных средах вплоть до +350 o С. Фтор придает высокую эластичность резине в интервале температур от -80 о С до +200 о С.

В природе встречается в виде различных соединений, основным из которых является NaCl – поваренная соль, электролизом водного раствора которой на аноде получают хлор. Простое вещество Cl 2 - газ желто-зеленого цвета. При -34 о С легко сжижается. Ядовит. Плохо растворим в воде.

Химические свойства

1. Хлор обладает несколько меньшим сродством к электрону, чем фтор, однако остается очень активным неметаллом. Многие реакции с участием Cl 2 идут со взрывом. Cl 2 является сильным окислителем. Не реагирует с кислородом, углеродом, азотом. Вступает в реакции со сложными молекулами:

2NO + Cl 2 = 2NOCl – хлористый нитрозил;

CO + Cl 2 = COCl 2 – фосген;

Хлорированием метана в промышленности получают следующие соединения:

CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl – хлористый метил

CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 Cl 2 – хлористый метилен

СH 2 Cl 2 + Cl 2 = CHCl 3 – хлороформ

CHCl 3 + Cl 2 = CCl 4 – четыреххлористый углерод

2. Хлористый водород можно получить прямым синтезом из простых веществ:

Cl 2 + H 2 = 2HCl

эта реакция относится к фотохимическим, т. е. идущая под действием света.

В лабораторных условиях хлористый водород обычно получают из NaCl при нагревании с концентрированной серной кислотой:

NaCl + H 2 SO 4(конц) = NaHSO 4 + HCl

Хлористый водород – газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде с образованием соляной кислоты (предел растворимости 38%). Соляная кислота сильнее, чем плавиковая, не ядовита. В концентрированном состоянии является восстановителем:

K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl (конц) = 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O

HClO – хлорноватистая кислота. Ей соответствует кислотный оксид Cl 2 O. Соли называются гипохлоритами.

HClO 2 – хлористая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 3 не получен. Соли – хлориты.

HClO 3 – хлорноватая кислота. Кислотный оксид Cl 2 O 5 не получен. Соли – хлораты.

HClO 4 – хлорная кислота. Кислотный оксид - Cl 2 O 7 . Соли – перхлораты.

1) HClO – желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Соли этой кислоты получаются при действии на щелочь хлора:

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

используется как отбеливатель в текстильной промышленности.

2) HClO 2 , HClO 3 – не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO 3 – хлорат калия (бертолетовая соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:

3Cl 2 + 6KOH = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

Хлораты - сильнейшие окислители. При ударе или нагревании взрываются.

3) Известен оксид ClO 2 , который можно получить по реакции:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 ­ + H 2 O + 2ClO 2 ­

ClO 2 – зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:

2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3

4) Осторожным нагреванием хлораты можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:

KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4

Хлорная кислота HClO 4 – подвижная жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти все ее соли хорошо растворимы в воде.

5) В ряду HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 сила кислот растет, а окислительная способность падает.

Хлор находит широкое применение в химической промышленности для получения хлористого водорода и соляной кислоты, синтеза хлорорганических веществ, обеззараживания питьевой воды, в текстильной промышленности для отбеливания тканей, в производстве ядохимикатов.