Физические свойства оксидов хлора

№17 Хлор

Хлор в сферической ампуле

(фото сайта )

Оксиды хлора

Свойства оксидов

Оксиды -это сложные химические вещества,представляющие собой химическиесоединения простых элементов с кислородом.Они бываютсолеобразующими и необразующие соли. При этом солеобразующиебывают 3-х типов: основными (отслова «основание»), кислотными иамфотерными.

Примеромокислов, не образующих соли, могут быть:NO (окись азота) — представляет собойбесцветный газ, без запаха. Он образуетсяво время грозы в атмосфере. CO (окисьуглерода) — газ без запаха, образуетсяпри сгорании угля. Его обычно называютугарным газом. Существуют и другиеокислы, не образующие соли.

Теперьразберём подробнее каждый видсолеобразующих окислов.

Основныеоксиды -это сложные химические вещества,относящиеся к окислам, которые образуютсоли при химической реакции с кислотамиили кислотными оксидами и не реагируютс основаниями или основными оксидами.Например, к основным относятсяследующие:K2O(окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окисьжелеза 2-валентного).

Рассмотрим химическиесвойства оксидов напримерах

1.Взаимодействие с водой:- взаимодействиес водой с образованием основания (илищёлочи)CaO+H2O= Ca(OH)2 (известнаяреакция гашения извести, при этомвыделяется большое количества тепла!)

2.Взаимодействие с кислотами:-взаимодействие с кислотой с образованиемсоли и воды (раствор соли в воде)CaO+H2SO4 =CaSO4+H2O(Кристаллы этого вещества CaSO4 известнывсем под названием «гипс»).

3.Взаимодействие с кислотными оксидами:образование солиCaO+CO2=CaCO3 (Этовещество известно всем — обычный мел!)

Кислотныеоксиды -это сложные химические вещества,относящиеся к окислам, которые образуютсоли при химическом взаимодействии соснованиями или основными оксидами ине взаимодействуют с кислотнымиоксидами.

Примерами кислотных окисловмогут быть:CO2 (всемизвестный углекислый газ), P2O5 — оксидфосфора (образуетсяпри сгорании на воздухе белогофосфора),SO3 -триокись серы — это вещество используютдля получения сернойкислоты.

-химическая реакция с водойCO2+H2O=H2CO3 -это вещество — угольная кислота — однаиз слабых кислот, её добавляют вгазированную воду для «пузырьков»газа. С повышением температурырастворимость газа в воде уменьшается,а его излишек выходит в виде пузырьков.

-реакция с щелочами (основаниями):CO2+NaOH=Na2CO3 -образовавшееся вещество (соль) широкоиспользуется в хозяйстве. Её название- кальцинированная сода или стиральнаясода, — отличное моющее средство дляподгоревших кастрюль, жира, пригара.

Голыми руками работать не рекомендую!-реакция с основными оксидами:CO2+MgO=MgCO3 -получившая соль — карбонат магния — ещёназывается «горькая соль».

Амфотерныеоксиды -это сложные химические вещества, такжеотносящиеся к окислам, которые образуютсоли при химическом взаимодействии ис кислотами (или кислотнымиоксидами)и основаниями (или основнымиоксидами).

Наиболее частое применение слово»амфотерный» в нашем случае относитсяк оксидамметаллов.

 Примером амфотерныхоксидов могутбыть:ZnO — окись цинка (белый порошок,часто применяемый в медицине дляизготовления масок и кремов), Al2O3 -окись алюминия (называют еще «глинозёмом»).

Химическиесвойства амфотерных оксидов уникальнытем, что они могут вступать в химическиереакции, соответствующие как основаниямитак и с кислотами. Например:- реакцияс кислотным оксидом:ZnO+H2CO3 =ZnCO3 +H2O- Образовавшееся вещество — раствор соли»карбоната цинка» в воде.- реакцияс основаниями:ZnO+2NaOH=Na2ZnO2+H2O- полученное вещество — двойная сольнатрия и цинка.

Получениеоксидов производятразличными способами. Это можетпроисходить физическим и химическимспособами. Самым простым способомявляется химическое взаимодействиепростых элементов с кислородом. Например,результатом процесса горения или однимиз продуктов этой химической реакцииявляются оксиды.

Например, если раскалённое железныйпрутик, да и не только железный (можновзять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu,- вообщем то, что имеется под рукой)поместить в колбу с кислородом, топроизойдёт химическая реакция окисленияжелеза, которая сопровождается яркойвспышкой и искрами.

Продуктом реакциибудет чёрный порошок оксида железаFeO:2Fe+O2=2FeOПолностьюаналогичны химические реакции с другимиметаллами и неметаллами, Например: Цинксгорает в кислороде с образованиемокисла цинка2Zn+O2=2ZnOГорениеугля сопровождается образованием сразудвух окислов: угарного газа и углекислогогаза2C+O2=2CO- образование угарного газа.

C+O2=CO2 -образование углекислого газа. Этот газобразуется если кислорода имеется вболее, чем достаточном количестве, тоесть в любом случае сначала протекаетреакция с образованием угарного газа,а потом угарный газ окисляется, превращаясьв углекислый газ.Получениеоксидов можноосуществить другим способом -путём химическойреакции разложения.

Например, для получения окисла железаили окисла алюминия необходимо прокалитьна огне соответствующие основанияэтих металлов:Fe(OH)2=FeO+H2O2Al(OH)3=Al2O3+3H2O,атакже при разложении отдельныхкислот:H2CO3=H2O+CO2 -разложение угольной кислотыH2SO3=H2O+SO2 -разложение сернистой кислотыПолучениеоксидов можноосуществить из солей металлов присильном нагревании, например:CaCO3=CaO+CO2 -прокаливанием мела получают окиськальция (или негашенную известь) иуглекислый газ.Cu(NO3)2 =2CuO + 4NO2 +O2 -в этой реакции разложения получаетсясразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета)и азота NO2 (егоещё называют бурым газом из-за егодействительно бурого цвета).Ещё однимспособом, которым можно осуществитьполучение окислов -это окислительно-восстановительныереакции,напримерCu + 4HNO3(конц.)=Cu(NO3)2 +2NO2 +2H2O S+ H2SO4(конц.)= 3SO2 +2H2O

Известныследующие оксидыхлора:Cl2O,ClO2,Cl2O6,Cl2O7.Все они, за исключением Cl2O7,имеют желтую или оранжевую окраску ине устойчивы, особенно ClO2,Cl2O6.Все оксидыхлора взрывоопасныи являются очень сильнымиокислителями.Реагируя с водой, ониобразуютсоответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:Так,Cl2O- кислотныйоксид хлора хлорноватистойкислоты.

Cl2O+ H2O= 2HClO — ХлорноватистаякислотаClO2 — кислотныйоксид хлора хлорноватистойи хлорноватой кислоты, так как прихимической реакции с водой образуетсразу две этих кислоты:ClO2 +H2O= HClO2 +HClO3Cl2O6 -тоже кислотныйоксид хлора хлорноватойи хлорной кислот:Cl2O6 +H2O= HClO3 +HClO4И,наконец, Cl2O7 -бесцветная жидкость — кислотныйоксид хлора хлорнойкислоты:Cl2O7 +H2O= HClO4

Оксиды азота

Азот- газ, который образует 5 различныхсоединений с кислородом — 5 оксидовазота.А именно:- N2O- гемиоксидазота.Другое его название известно в медицинепод названием веселящийгаз или закисьазота -это бесцветный сладковатый и приятныйна вкус на газ.

• NO — моноксидазота -бесцветный, не имеющий ни запаха нивкуса газ.- N2O3 — азотистыйангидрид -бесцветное кристаллическое вещество-NO2 — диоксидазота.

Другое его название — бурыйгаз -газ действительно имеет буро-коричневыйцвет- N2O5 — азотныйангидрид -синяя жидкость, кипящая при температуре3,5 0C

Извсех этих перечисленных соединенийазота наибольший интерес в промышленностипредставляют NO — моноксид азота и NO2 -диоксид азота. Моноксидазота (NO)и закисьазота N2Oне реагируют ни с водой, ни сщелочами.

 Азотистыйангидрид (N2O3)при реакции с водой образует слабую инеустойчивую азотистую кислоту HNO2,которая на воздухе постепенно переходитв более стойкое химическое веществоазотнуюкислоту.

 Рассмотримнекоторые химическиесвойства оксидов азота:Реакцияс водой:2NO2 +H2O= HNO3 +HNO2 -образуется сразу 2 кислоты: азотнаякислота HNO3 иазотистая кислота.

Реакция сщелочью:2NO2 +2NaOH = NaNO3 +NaNO2 +H2O- образуются две соли: нитрат натрияNaNO3 (илинатриевая селитра) и нитрит натрия (сольазотистой кислоты).Реакция ссолями:2NO2 +Na2CO3 =NaNO3 +NaNO2 +CO2 -образуются образуются две соли: нитратнатрия и нитрит натрия, и выделяетсяуглекислый газ.

Получаютдиоксид азота (NO2)из моноксида азота (NO) с помощью химическойреакции соединения c кислородом:2NO+ O2 =2NO2

Оксиды железа

Железо образуетдва оксида:FeO — оксиджелеза (2-валентный)- порошок чёрного цвета, который получаютвосстановлением оксидажелеза(3-валентного)угарным газом по следующей химическойреакции:Fe2O3+CO—> 2FeO+CO2 Этотосновной оксид, легко вступающий вреакции с кислотами.

Он обладаетвосстановительными свойствами и быстроокисляется в оксиджелеза (3-валентный).FeO+O2 —>2Fe2O3 Оксиджелеза (3-валентный)- красно-бурый порошок (гематит), обладающийамфотерными свойствами (можетвзаимодействовать и с кислотами и сощелочами).

Но кислотные свойства этогооксида выражены настолько слабо, чтонаиболее часто он его используют,как основнойоксид.Естьещё так называемы смешанныйоксид железа Fe3O4.Он образуется при горении железа, хорошопроводит электрический ток и обладаетмагнитными свойствами (его называютмагнитным железняком или магнетитом).

Еслижелезо сгорает,то в результате реакциигорения образуется окалина, состоящаясразу из двух оксидов: оксидажелеза (III)и (II) валентные.

Физические и химические характеристики хлора и его кислородные соединения

[Deposit Photos]

Хлор (Cl) — химический элемент, атомный номер которого «17». Его атомная масса составляет 35,453. В свободном виде это тяжелый газ желто-зеленого цвета с удушливым резким запахом.

Нахождение в природе и история открытия

Хлор содержится в земной коре и составляет 0,013% ее массы. В заметной концентрации хлор (примерно 18,8 г/л) присутствует в морской воде в виде иона Cl.

Химически хлор обладает высокой активностью и не встречается в природе в свободном виде.

Хлор входит в состав минералов: каменной соли (NaCl), карналлита (KCl·MgCl₂·6H₂O), сильвина (КСl), сильвинита (Na, K, Cl), каинита (КСl·MgSO₄·3Н₂О), бишофита (MgCl₂·6H₂O). Хлор присутствует в почве и других породах.

Кристаллы карналлита [Wikimedia]

Хлор был впервые получен и описан в 1774 году шведским химиком К. Шееле. Ученый нагревал соляную кислоту с минералом пиролюзитом. При этом выделялся желто-зеленый газ с неприятным запахом. Изначально новый газ Шееле принимал за оксид соляной кислоты и называл «дефлогистонированной соляной кислотой».

Другой ученый — Лавуазье — также полагал, что хлор — это оксид «мурия» (соляной кислоты). Только английскому ученому Г. Дэви, много раз пытавшемуся разложить «окись мурия» на простые вещества, удалось установить в 1811 году, что ядовито-зеленый газ — это простое вещество, отвечающее химическому элементу.

Химические и физические свойства хлора

В обычных условиях это желто-зеленый газ, который в 2,5 раза плотнее воздуха. Температура плавления хлора в твердом состоянии равна 100,98 °С, температура кипения равна 33,97 °С.

В свободном состоянии хлор существует в виде двухатомных молекул Сl₂. Он слабо растворим в воде и хорошо растворим во многих неполярных жидкостях.

Хлор взаимодействует с большинством металлов и многими неметаллами. К примеру, без нагревания хлор вступает в реакцию с щелочными и щелочноземельными металлами, с сурьмой. Уравнение реакции:

2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

Хлорид сурьмы [Wikimedia]

При нагревании хлор реагирует с алюминием:

3Сl₂ + 2Аl = 2А1Сl₃

и железом:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

С водородом хлор взаимодействует или при поджигании, или при облучении смеси хлора и водорода ультрафиолетовым светом. В результате реакции возникает хлороводород:

Н₂ + Сl₂ = 2НСl.

Раствор хлороводорода в воде называют соляной кислотой. При комнатной температуре хлор взаимодействует с серой и фтором.

При нагревании хлор взаимодействует с фосфором, мышьяком, бором и другими неметаллами. Непосредственно хлор не реагирует с углеродом и инертными газами, кислородом и азотом.

С другими галогенами хлор образует межгалогенные соединения, например сильные окислители: фториды ClF, ClF₃, ClF₅.

Реакция хлора с кислородом, кислородные соединения хлора

Непосредственно с кислородом хлор не взаимодействует. Однако косвенным путем удается получить ряд соединений с этим элементом.

Хлорноватистая кислота HClO

Хлорноватистая кислота [Deposit Photos]

Очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления «+1». Существует исключительно в растворах. В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион. Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах.

Хлорноватистая кислота и ее соли (гипохлориты) являются сильными окислителями. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор. Хлорноватистая кислота образуется при растворении хлора или оксида хлора(I) в воде (реакция диспропорционирования).

В промышленном масштабе производятся гипохлориты кальция, натрия, калия, лития хлорированием известкового молока и соответствующих щелочей.

Хлорноватистая кислота и гипохлориты легко разлагаются с выделением атомарного кислорода и поэтому широко используются для отбеливания целлюлозы и тканей, а также в медицинских целях.

Хлорноватая кислота HClO₃

Хлорноватая кислота [Wikimedia]

Сильная одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления «+5». В свободном виде ее не существует. В водных растворах при концентрации ниже 30% на холоде хлорноватая кислота довольно устойчива, а в более концентрированных растворах — распадается. Ангидрид хлорноватой кислоты неизвестен.

При действии концентрированной серной кислоты на КСlО₃ вместо него выделяется желто-бурый газ с характерным запахом — диоксид хлора ClO₂. Это очень неустойчивое соединение, которое при нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами со взрывом разлагается на хлор и кислород.

Хлорноватая кислота по свойствам напоминает HNO₃. В смеси с соляной кислотой она дает сильный окислитель (такого типа, как царская водка). Хлораты — соли хлорноватой кислоты (НСlО₃) — сильные окислители. Наибольшее значение из хлоратов имеют бертолетова соль (КСЮ₃) и хлорат натрия (NaClO₃).

Их используют при производстве красящих веществ и спичек, в медицине и пиротехнике, в производстве взрывчатых веществ и гербицидов.

Основной сферой применения NaClO₃ является целлюлозно-бумажная и текстильная промышленность, где соль используется в производстве двуокиси хлора — эффективного отбеливающего вещества.

Хлорная кислота — HClO₄

Хлорная кислота [Deposit Photos]

Тяжелая густая жидкость, одноосновная кислота. Содержит атом хлора (Cl) в высшей степени окисления, является сильнейшим окислителем, взрывоопасна. Это бесцветная летучая жидкость, сильно дымит на воздухе, мономерна в парах. Неустойчива и реакционноспособна.

Для хлорной кислоты характерна автодегидратация, она хорошо смешивается с водой в любых соотношениях. Образует несколько гидратов. Концентрированные растворы хлорной кислоты обладают слегка маслянистой консистенцией. Водные растворы хлорной кислоты устойчивы и имеют низкую окислительную способность.

С водой хлорная кислота образует азеотропную 72%-ную смесь, которая кипит при температуре 203 °С.

Хлор и его соединения. Свободный хлор Cl

Cl2 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.

Основаны на процессе окисления анионов Cl-

2Cl— 2e- = Cl20

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще — NaCl:

2NaCl + 2Н2O = Cl2↑ + 2NaOH + H2↑

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

4HCI + MnO2 = Cl2↑ + МпCl2 + 2Н2O

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

6HCl + КСlO3 = ЗCl2↑ + KCl + 3Н2O

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

Химические свойства

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

Cl20+ 2e- = 2Cl-

Реакции с металлами

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

Примеры:

Cl2+ 2Na = 2NaCl

3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Примеры:

Cl2 + Сu = CuCl2

3Cl2 + 2Аu = 2AuCl3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

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

Примеры:

Cl2 + Н2 =2НС1

Cl2 + 2S (расплав) = S2Cl2

ЗCl2 + 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

2Cl2 + Si = SiCl4

3Cl2 + I2 = 2ICl3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr2, I2, N2, S) из их соединений

Примеры:

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl

Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl

Cl2 + H2S = S + 2HCl

ЗСl2 + 2NH3 = N2 + 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 ClO3-.

Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та

Cl2 + 2КОН =KCl + KClO + Н2O

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2O

3Cl2 + 2Са(ОН)2 = CaCl2 + Са(ClO)2+ 2Н2O

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

КClO3 и Са(ClO)2 — гипохлориты; КClO3 — хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H2C=CH2 + Cl2 → ClH2C-CH2Cl 1,2-дихлорэтан

HC≡CH + 2Cl2 → Cl2HC-CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Газообразный хлороводород

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 + F2 = Сl2 + 2HF

4HCl + O2 = 2Сl2 + 2Н2O

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

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н2 + Cl2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:

H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)

H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)

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

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O 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):

2HCl2 + Zn = ZnCl2 + H2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl2 + Н2O

6HCl + Аl2O3 = 2АlCl3 + ЗН2O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2Н2О

3HCl + Аl(ОН)3 = АlСl3 + ЗН2O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО3 = CaCl2 + СO2 + Н3O

HCl + C6H5ONa = С6Н5ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH3 = NH4Cl

Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl-окисляется до свободного галогена:

2Cl— 2e- = Cl20

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-NH2 + HCl → [RNH3]+Cl-

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислородсодержащие соединения хлора — чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.

Кислотные оксиды

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

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

Примеры:

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 + H2O