Хлорная вода формула егэ

Задания

Версия для печати и копирования в MS Word

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

С помощью этого элемента повсеместно очищают питье, что позволяет решить многочисленные проблемы с ее качеством. Он помогает избавиться практически ото всех известных вирусов и бактерий, оказывающих пагубное влияние на человеческий организм. На сегодняшний день не существует другого средства, способствующего столь эффективной дезинфекции. Поэтому в нашей статье мы поговорим о хлорной воде: что это такое, состав, химическая формула, применение.

Что собой представляет

По сути, это растворенный в H2O хлор. В растворе, помимо молекул Cl, содержатся также хлорноватистая и хлороводородная кислоты.

Почти во всех водопроводных системах жидкость, предназначенная для питья, подлежит хлорированию. Объясняется это присутствием большого количества вредоносных микроорганизмов, способных спровоцировать возникновение тяжелейших заболеваний. Уничтожить опасные для человека примеси можно еще тремя способами: облучением, окислением или кипячением. Однако кипятить и облучать довольно нерационально, а окислять — опасно.

Существует и четвертая методика очистки — озонирование, но и в этом случае возникающие проблемы не позволяют эффективно применять ее на практике. Озон почти мгновенно улетучивается. Поэтому в момент, когда чистое питье достигнет водопроводных кранов в квартирах и домах, результат обработки окажется ничтожным.

Характеристики хлоридсодержащих жидкостей

В природной среде элемент находится в связанной форме (хлорид). Его присутствие зафиксировано в ряде минералов, к ним относятся: галит, карналлит и сильвит. Соединение вода плюс хлор возникает там, где подземные потоки проходят через пласты хлорсодержащих отложений. Также образование возможно в морях и некоторых озерах.

Большая часть веществ без проблем растворяется при контакте с H2O. Так образуются свободные подвижные ионы, благодаря которым солевые растворы обладают гораздо большей электропроводностью по сравнению с продуктом дистилляции.

Проводя анализ качественного состава в каком-либо водоеме, в первую очередь учитывают концентрацию хлоридных объединений. Так, в регионах с холодными климатическими условиями количество хлоридов в наземных и подземных потоках может равняться 10 мг/л. В южных зонах показатель способен достигать 100 мг/л. Большую угрозу экологии и здоровью человека представляют несанкционированно организованные или оборудованные ненадлежащим образом свалки. При сгорании хлорсоединения выделяют не меньше вредных соединений, чем при растворении.

Использование хлора для очистки воды сейчас повсеместное явление. Его избыток не лучшим образом сказывается на вкусовых качествах питья. Но использовать для бытовых и хозяйственных нужд такую жидкость можно. А вот задействовать ее в сельском хозяйстве — неверное решение.

Формулы

Являясь сильнейшим окислителем, она способна растворять даже золото. Представить ее наглядно можно по-разному.

Химическая

Вариант формулы требует указания всех составляющих.

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

Структурная

Графическая вариация упрощает понимание, каким образом происходит слияние. Связь атомов в теле молекулы становится более наглядной. Так как хлорная вода содержит несколько соединений, следует рассмотреть их все.

Cl — Cl

H — O — Cl

H — Cl

Ионная

Хлорная и хлороводородная кислоты представляют собой электролиты. Поэтому они способны распадаться на ионы в жидкостном растворе. Течение реакций можно проследить по формулам:

• HCl ↔ H+ + Cl—
• HClO ↔ H+ + ClO—.

Электронная

Эта версия демонстрирует размещение электронов в атоме, расположенных на энергетических подуровнях:

17Cl 1s22s22p63s23p5

Это подтверждает то, что Cl причисляется к р-семейству элементов и показывает количество валентных электронов.

На рисунке ниже укажем формулу хлороводородной кислоты:

Нормы примесей

При растворении хлора в воде она обогащается ионами кальция и магния, что объясняет ее чрезмерную жесткость. Хлоридионы появляются в процессе образования раствора жидкость + вещество, являющегося сильнейшим электролитом MgCl2. В природе на их возникновение влияют естественные факторы, такие как вымывание хлорсодержащих пород. В водопроводной жидкости, которую мы используем для повседневных нужд, наполнения бассейнов, в качестве питья ионы возникают благодаря хлорированию. Этот процесс осуществляется с целью дезинфекции.

При этом очень важно, чтобы концентрация элемента не превышала установленную норму. Так, для употребления подходит H2O, в которой содержится не более 350 мг/л хлора. Для технического использования показатель может быть и 700 мг/л. Избавиться от лишней хлорки в воде чаще всего удается с помощью простого метода — отстаивания.

Обеззараживание

Как мы уже выяснили — очень важно соблюдать нужную дозировку. Если вещества в определенном объеме жидкости будет мало, она в короткие сроки обзаведется множеством опасных для здоровья микроорганизмов, при его переизбытке может превратиться в яд для человека. Кроме того, большая концентрация Cl наделяет питье неприятным вкусом и придает жесткость.

Оптимальное количество окислителя приблизительно 0,5 мг/л. Смешивание с реагентом производится с особой тщательностью. Употреблять питьевой раствор после реакции можно не ранее, чем через 30 минут.

Гипохлорид натрия выступает самым надежным средством для дезинфекции. Благодаря своим свойствам он эффективно устраняет вредоносные бактерии, а также является вполне безопасным по части взрывоопасности. Этот элемент более активный и не отличается токсичностью.

Вред повышенного содержания хлора в воде для здоровья человека

Мы уже разобрались, что это соединение используют для обеззараживания. В отношении человеческого организма это, конечно, не самая полезная добавка. Здесь важно осознавать степень его вреда и полезности.

В виде газа он без труда растворяется, в том числе и в дыхательных органах человека, а также на слизистых его носа и глаз. В процессе растворения элемента происходит образование соляной кислоты. Именно оказывает столь пагубное воздействие на телесную оболочку. Хлорные пары поражают сердце и легкие, заставляют задыхаться. Нарушается функционирование абсолютно всех тканей в организме.

Растворимость хлора (хлорки) в воде позволяет ему беспрепятственно проникать в тело живых существ. Организм ощущает его присутствие как сильный болевой синдром. Дополнительную опасность представляет атомарный кислород. Высокая активность дает ему возможность оказывать разрушительное воздействие не только на слизистые, но и на БЖУ систему. При контакте с кожей такая «живительная влага» высушивает ее, повреждая жировую подкожную прослойку. Особо тяжких последствий при этом не будет, но масса неприятных ощущений — гарантирована.

Глаза отличаются особой чувствительностью. При попадании паров Cl появляется непрекращающееся жжение и раздражение, словно при глазной болезни. Оказавшись в такой ситуации, нужно помнить, что влияние атомарного кислорода на них невозможно предвидеть. Ухудшение самочувствия может наступить внезапно. К сожалению, слишком часто происходят такие неприятные и небезопасные для человека случаи.

Воды без хлора в системе водоснабжения практически не бывает. Набирая ванну, вы даже не замечаете, что она вместе с ним испаряется и попадает в легкие, на слизистые. Впоследствии вещество оседает на внутренних органах и выводит их из строя, также, как при употреблении такого питья.

Поэтому несмотря на выраженные обеззараживающие свойства, элемент имеет перечень противопоказаний для:

• беременных и кормящих женщин;
• маленьких детей в возрасте до 3 лет;
• людей, страдающих астмой;
• аллергиков.

Избыточное количество Cl способно спровоцировать:

• раздражение слизистой и повреждение кожного покрова;
• распад эмали зубов;
• различные экземы и высыпания;
• расстройство функционирования почек и печени;
• переход простудных заболеваний в хроническую форму;
• не проходящее чувство усталости.

Чем избыток хлорной воды вреден для бытового оборудования

Это вещество в больших количествах оказывает разрушительное воздействие не только на человеческий организм. Немалый вред оно наносит и технике. Слишком жесткая жидкость провоцирует выпадение характерного осадка, который скапливается на нагревательных элементах. Из-за этого в несколько раз возрастает вероятность поломки стиральных машин, посудомоечных аппаратов, котлов для подогрева H2O.

Воздействие на коммуникации

Коррозии вследствие избытка хлора, к сожалению, подвержены многие металлы. В системах водоснабжении хлорка выступает одной из ведущих причин возникновения разрывов и трещин в трубах, что зачастую приводит к масштабным протечкам.

Способы получения хлорной воды

Выбор методики во многом зависит от предназначения процесса и качества очищаемой среды. Большое значение имеет количество вредоносных примесей и их активность.

Известь с Cl

Довольно распространенный метод обеззараживания систем водоснабжения. Это вещество перевозят и хранят в емкостях из дерева или железобетона. Изнутри их в обязательном порядке отделывают кислотоупорным материалом (специальной плиткой) или цементом. Хлорирование известью производится с задействованием 2% раствора из расчета 5 кг/100 л. Существенным минусом такого способа выступают производственные затраты на изготовление очищающего средства и его большой расход.

Диоксид хлора

Он отличается рядом серьезных преимуществ:

• обладает выраженными бактерицидными и дезодорирующими свойствами;
• позволяет добиться высокого качества пить
• необходимость перевозить Cl в жидком виде отпадает;
• в очищенной составе отсутствуют продукты распада;

При этом хлорная вода, ее цвет, вкус и запах соответствуют всем нормам. Однако, есть у представленного способа и свои недостатки. Он отличается дороговизной и довольно взрывоопасен, что немаловажно.

Дехлорирование

Когда концентрация превышает установленные нормы, проводят очищение от избытка элемента. Делают это посредством добавления в уже хлорсодержащую жидкость веществ, связывающих излишки и удаляющих их из состава. К таковым помощникам относятся: сульфит, гипосульфит натрия, сернистый газ.

Оптимальный вариант решения проблемы — использование угольного фильтра. Приобрести подходящее очистное средство сейчас совсем несложно. Рынок наводнен многочисленными экземплярами, с помощью которых можно эффективно избавиться от всех нежелательных примесей. Так, компания «Вода Отчества» уже много лет осуществляет успешную разработку и производство водоочистного оборудования для бытовых и промышленных нужд потребителей. Остановить свой выбор на их продукции — по-настоящему правильное решение. Ведь забота о здоровье наших родных и близких — первостепенная задача каждого.

Угольные элементы в приборе фильтрации устраняют неприятный запах, вкус, избавляют от излишков Cl, а также нежелательной органики. В процессе дехлорирования углем происходит реакция окисления. Продолжительность очистки варьируется от 2 до 8 минут. Наибольшей эффективности удастся достичь путем обратной промывки.

Вышеперечисленные методы удаления излишков хлорида можно применять как в домах, так и для очистки колодцев. Проводя обработку, следует строго соблюдать необходимые меры предосторожности.

Использование хлорной жидкости и хлорноватистой кислоты

Использовать вещества, содержащие активный Cl, начали очень давно, еще несколько столетий назад. Элемент был обозначен в далеком 1774 году химиком Бертолле. Он обнаружил, что вода, в состав которой входит хлор, способна отбеливать хлопковые и льняные ткани, удаляя с них въевшиеся желтоватые пятна. Тогда же этот выдающийся человек открыл собственное предприятие по отбеливанию материи и бумаги. Первым и единственным работником на фабрике в тот момент был только его сын.

При растворении хлора в воде появляется хлорноватистая кислота, которая не отличается высокой устойчивостью. В растворе ее обычно не больше 30%. Медленное течение реакции обеспечивает, как правило, кислая среда и температурный режим, приближенный к комнатному. Наличие соляной кислоты позволяет установиться равновесию. А при повышенных температурах в слабокислой основе процесс значительно ускоряется.

В XIX веке по результатам многочисленных исследований подтвердили дезинфицирующие свойства хлорки. В то время уже стало ясно, что аналогов, способных сравниться с данным веществом по части устранения различного рода загрязнений, не существует. Очередное же полезное качество сделало хлор еще более популярным.

Впервые с целью дезинфекции его стали задействовать в венской больнице в 1846 году. Доктора омывали им ладони перед контактом с пациентами и после. Проходивший в то время в Вене конгресс подтвердил, что подавляющее большинство болезней, характеризующихся как эпидемии, активно распространяются в водоемах. Cl в одночасье был признан одним из лучших средств для устранения заражающих бактерий из водной среды. Оказался он как нельзя кстати и при сооружении первых систем водоснабжения. На сегодняшний день продолжает занимать ведущее место среди современных средств дезинфекции.

Пожалуй, ни у кого теперь не осталось вопросов: растворим ли хлор в воде, чем опасен его избыток и как избежать связанных с ним проблем. Надеемся, что наша статья оказалась для вас действительно полезной.

Галогены (греч. hals — соль + genes — рождающий) — химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством
других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

Общая характеристика элементов VIIa группы

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns²np⁵:

• F — 2s²2p⁵
• Cl — 3s²3p⁵
• Br — 4s²4p⁵
• I — 5s²5p⁵
• At — 6s²6p⁵

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов
в возбужденном состоянии.

Природные соединения

• NaCl — галит (каменная соль)
• CaF₂ — флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl — сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ — фторапатит
• MgCl₂*6H₂O — бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O — карналлит

Простые вещества — F₂, Cl₂, Br₂, I₂

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают
электролизом водного раствора хлорида натрия.

NaCl + H₂O → (электролиз) NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте — HF — был впервые получен фтор.

HF → F₂ + H₂

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

Cl₂ + KBr → Br₂ + KCl

Cl₂ + KI → I₂ + KCl

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

HCl + KMnO₄ → MnCl₂ + Cl₂ + KCl + H₂O

Химические свойства

• Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере
фтора самовоспламеняются.

Al + F₂ → AlF₃

Cu + Cl₂ → CuCl₂

Na + Br₂ → NaBr

• Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

Cl₂ + Si → SiCl₄

Cl₂ + H₂ → HCl (на свету)



F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром — F^—)

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод — Br^—)

• Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

H₂O + F₂ → HF + O₂

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду — смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

H₂O + Br₂ → HBr + HBrO



Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами — только при
нагревании.

• Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Cl₂ + NaOH → (t) NaCl + NaClO₃ + H₂O

• Окислительные способности

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KCl + F₂ → KF + Cl₂

KBr + Cl₂ → KCl + Br₂

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Галогеноводороды

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF — фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl — хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr — бромоводород, бромоводородная кислота
• HI — йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt — астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI — газы, хорошо растворимые в воде.

Получение

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

H₂ + Cl₂ → HCl

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

NaCl + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HCl↑

CaF₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + HF

PBr₃ + H₂O → HBr↑ + H₃PO₃

H₂S + I₂ → S + HI

Химические свойства

• Кислотные свойства

HF — является слабой кислотой, HCl, HBr, HI — сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить
водород из кислоты.

Mg + HBr → MgBr₂ + H₂↑

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑



Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

Na₂O + HCl → NaCl + H₂O

ZnO + HI → ZnI₂ + H₂O

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)



Cr(OH)₃ + HCl → CrCl₃ + H₂O

• С солями

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

Li₂CO₃ + HBr → LiBr + H₂CO₃

• Восстановительные свойства

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

HI + MnO₂ → I₂ + MnI₂ + H₂O

HI + H₂SO₄ → I₂ + H₂S + H₂O

HI + O₂ → H₂O + I₂

HI + Br₂ → HBr + I₂

HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + H₂O



• Реакция с оксидом кремния

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с
плавиковой кислотой.

SiO₂ + HF → SiF₄ + H₂O

2. ЩЕЛОЧЬ + КИСЛОТА = СОЛЬ + ВОДА  (реакция нейтрализации) (исключение H₂SiO₃). 

Избыток кислоты → кислая соль, избыток щелочи → средняя)

КОН + H₂SO₄ → KНSO₄ + 2H₂O

2КОН + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2H₂O

3) С КИСЛОТНЫМИ ОКСИДАМИ = КИСЛЫЕ ИЛИ СРЕДНИЕ СОЛИ
избыток щелочи → средняя, избыток оксида → кислая)

SiO2(тв.)+ 2NaOH = Na2SiO3 + +H2O 

2NaOH (избыток) + CO2 = Na2CO3 + H2O(средняя соль)

NaOH+ CO2(избыток)  = NaНCO3 (кислая соль)

4)С РАСТВОРАМИ СРЕДНИХ СОЛЕЙ = СОЛЬ + ОСНОВАНИЕ 

Исходные вещества должны быть  растворимы, в продуктах — газ или осадок.

2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓+ Na2SO4

2KOH + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O

5)СОЛЬ АМФОТЕРНОГО МЕТАЛЛА С ЩЕЛОЧЬЮ + ГИДРОКСИД или ГИДРОКСОКОМПЛЕКС

AlCl3 + 3KOH(недостаток) = Al(OH)3↓ + 3KCl

AlCl3 + 4KOH(избыток) = 3KCl + K[Al(OH)4] 

6) С КИСЛЫМИ СОЛЯМИ + СРЕДНЯЯ СОЛЬ

NaOH + NaHCO3 = H2O + Na2CO3; 

7) С АМФОТЕРНЫМИ ОКСИДАМИ И ГИДРОКСИДАМИ (сплавление) = СРЕДНЯЯ СОЛЬ + ВОДА

2NaOH + Cr2O3 =2NaCrO2 (хромат натрия) + H2O

2NaOH +Zn(OH)2= Na2ZnO2 (цинкат натрия) + 2H2O

В РАСТВОРАХ = ГИДРОКСОКОМПЛЕКС.

2KOH + ZnO +H2O= K2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат калия)

2NaOH +Zn(OH)2= Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

С АМФОТЕРНЫМИ МЕТАЛЛАМИ (кроме Fe и Cr) → СРЕДНЯЯ СОЛЬ + H2↑ (сплавление)

2KOH + Zn(сплавление) =  K2ZnO2 + H2↑ 

2NaOH + Zn +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑

9) С НЕМЕТАЛЛАМИ = СОЛЬ + H2↑, 

с   серой  и галогенами – 2 соли (кислородсодержащая +  бескислородная + H2O

(Не реагируют  N2, C, O2, инертные  газы) 

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2↑

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Исключение:

2F2 + 4NaOH = O2  или (OF2) + 4NaF + 2H2O

11) В РАСПЛАВАХ ПОДВЕРГАЮТСЯ ГИДРОЛИЗУ

NaOH(расплав)    →    Na⁰ + O2⁰ + H2O 

                               Катод   Анод 

ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА    HCl⁺¹O. 

Существует только в виде разбавленных водных растворов. HClO — слабая кислота и сильный окислитель. Соли – гипохлориты 

Разлагается:  на свету до хлороводорода и кислорода: 

HClO (свет) = HCl+ O2↑ 

Без света – до хлороводорода и хлорноватой кислоты

3HClO = 2HCl + НСlO3 

2) Реагирует со щелочами – образуются соли и вода: 

HClO + KOH =KClO + H2O 

HClO + Са(OH)2 = СаOСl2 + H2O 

                     хлорная известь 

3) Окислитель:

 2HI + HClO = I2↑ + HCl + H2O 

ХЛОРИСТАЯ КИСЛОТА   HCl⁺³O2 

Существует только в водных растворах. Соли – хлориты

Получение: 

2ClO2+H2O2=2HClO2 + O2↑  
Неустойчива, при хранении разлагается 

4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2↑ + H2O

ХЛОРНОВАТАЯ КИСЛОТА     HCl⁺⁵O3. 

Устойчива только в водных растворах.  Соли – хлораты 

Концентрированная кислота разлагается 

8HClO3 = 4HClO4 + 2Cl2 + 3O2 + 2H2O

Получение: 

Ba(ClO3)2+H2SO4=2HClO3 + BaSO4 

Cильный окислитель. 

1) 6P+5HClO3 =3P2O5↑ + 5HCl 

ХЛОРНАЯ КИСЛОТА HCl⁺⁷O4 

очень сильная кислота и очень сильный окислитель. 

1) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются: 

4HClO4 =   4ClO2↑ + 3O2↑ + 2H2O 

KClO4 =  KCl + 2O2↑ 

2) Сильный окислитель: 

HClO4 + C → CO2↑ + Cl2↑ + H2O

ХЛОРОВОДОРОД   HCl¯¹ 

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде. Раствор в воде – сильная хлороводородная  кислота.

HCl – сильный восстановитель: 

Взаимодействие с нитратом серебра (нитрат серебра является реактивом на соляную кислоту и ее соли); 

выпадет осадок белого цвета, который не растворяется в воде, ни в кислотах: 

HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO3 

2) Взаимодействие с окислителями (MnO2, KMnO, KCLO3 и др.): 

6HCl + KClO3 → KCl +3H2O + 3Cl2↑

ФТОРОВОДОРОД   HF¯¹ 

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде. 

Раствор в воде – фтороводородная (плавиковая) кислота – средней силы.

Хлор

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

₁₀

Ne ]3s

²

Зр

⁵

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

^-1

. Шкала степеней окисления хлора:

+7 – Cl

₂

O

₇

, ClO

₄


^—

,HClO

₄

, KClO

₄

+5  —  ClO

₃


^—

, HClO

₃

,KClO

₃

+ 1 – Cl

₂

O , ClO

^—

, HClO , NaClO , Ca(ClO)

₂

0 –  Cl

₂

— 1 – Cl

^—

, HCl, KCl , PCl

₅

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

В природе —

двенадцатый

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

Хлор С1

₂


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

₂

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

Cl

₂

+H

₂

⇌HCl

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

Cl

₂


⁰

+H

₂

O ⇌HCl

^I

O+HCl

^-I

Cl

₂

+2NaOH

<sub>(


хол


)</sub>

= NaClO+NaCl+H

₂

O

3Cl

₂

+6NaOH

<sub>(


гор


)</sub>

=NaClO

₃

+5NaCl+H

₂

O

Раствор хлора в воде называют

хлорной водой

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

⁰

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

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl

₂

+ 2Nа = 2NаСl

₂

ЗСl

₂

+ 2Fе→2FеСl

₃


(200 °С)

Сl

₂

+Se=SeCl

₄

Сl

₂

+ РЬ→PbCl

₂


(300 °


С


)

5Cl

₂

+2P→2PCl

₅


(90 °С)

2Cl

₂

+Si→SiCl

₄


(340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl

₂

+ 2КВг

_(Р)

= 2КСl + Вr

₂

↑

(кипячение)

б) Сl

<sub>2


(нед.)</sub>

+ 2КI

_(р)

= 2КСl + I

₂

↓

ЗСl

_(изб.)

+ 3Н

₂

O+ КI = 6НСl + КIO

₃


(80 °С)

Качественная реакция

— взаимодействие недостатка СL

₂

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

Получение

хлора в

промышленности

:

2NаСl

_{(расплав)}

→ 2Nа + Сl

₂


(электролиз)

2NaCl+ 2Н

₂

O→Н

₂

↑ +

Сl

₂

↑

+ 2NаОН

(электролиз)

и в

лаборатории

:

4НСl

_(конц.)

+ МnO

₂

= Сl

₂

↑ + МnСl

₂

+ 2Н

₂

O

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

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

Хлороводород НС




l


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

хлороводородной кислотой

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

соляной кислотой

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

<sup>—


I</sup>

), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н

^I

). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl

^—

— образование белых осадков АгСи и Нг

₂

Сl

₂

, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

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

НСl

_(разб.)

+ NаОН

_(разб.)

= NaСl + Н

₂

O

НСl

_(разб.)

+ NН

₃

Н

₂

O = NH

₄

Сl + Н

₂

O

4НСl

_{(конц., гор.)}

+ МO

₂

= МСl

₂

+ Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

(М = Мп, РЬ)

16НСl

_{(конц., гор.)}

+ 2КМnO

_4(т)

= 2МnСl

₂

+ 5Сl

₂

↑+ 8Н

₂

O + 2КСl

14НСl

_(конц.)

+ К

₂

Сr

₂

O

_7(т)

= 2СrСl

₃

+ ЗСl

₂

↑ + 7Н

₂

O + 2КСl

6НСl

_(конц.)

+ КСlO

_3(Т)

= КСl + ЗСl

₂

↑ + 3Н

₂

O

(50-80 °С)

4НСl

_(конц.)

+ Са(СlO)

_2(т)

= СаСl

₂

+ 2Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

2НСl

_(разб.)

+ М = МСl

₂

+ H

₂

↑

(М = Ре, 2п)

2НСl

_(разб.)

+ МСO

₃

= МСl

₂

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O

(М = Са, Ва)

НСl

_(разб.)

+ АgNO

₃

= НNO

₃

+ АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н

₂

в Сl

₂

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

NаСl

_(т)

+ Н

₂

SO4

_(конц.)

= NаНSO

₄

+

НС


l


↑


(50 °С)

2NaСl

_(т)

+ Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

= Nа

₂

SO

₄

+

2НСl↑


(120 °С)

Хлориды

Хлорид натрия




Na




Сl


. Бескислородная соль. Бытовое название

поваренная соль

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

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

В природе — основная часть залежей каменной соли, или

галита

, и

сильвинита

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

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl

_(т)

+ 2Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

+ МnO

_2(т)

= Сl

₂

↑ + МnSO

₄

+ 2Н

₂

O + Na

₂

SO

₄


(100 °С)

10NаСl

_(т)

+ 8Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

+ 2КМnO

_4(т)

= 5Сl

₂

↑ + 2МnSO

₄

+ 8Н

₂

О + 5На

₂

SO

₄

+ К

₂

SO

₄


(100°С)

6NaСl

_(Т)

+ 7Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

+ К

₂

Сr

₂

O

_7(т)

= 3Сl

₂

+ Сr

₂

(SO

₄

)

₃

+ 7Н

₂

O+ ЗNа

₂

SO

₄

+ К

₂

SO

₄


(100 °С)

2NаСl

_(т)

+ 4Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

+ РЬO

_2(т)

= Сl

₂

↑ + Рb(НSO

₄

)

₂

+ 2Н

₂

O + 2NaНSO

₄


(50 °С)

NaСl

_(разб.)

+ АgNO

₃

= NaNО

₃

+ АgСl↓

NaCl

_(ж)

→2Na+Cl

₂

↑

(850°С,


электролиз )

2NаСl + 2Н

₂

O→Н

₂

↑ + Сl

₂

↑ + 2NаОН

(


электролиз )

2NаСl

_(р,20%)

→ Сl

₂

↑+

2


N


а(Н


g


)


“амальгама”


(электролиз ,на


Hg


-катоде)

Хлорид калия КСl


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

₂

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

сильвинита

.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для НаСи.

Хлорид кальция СаСl

₂



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

₂

6Н

₂

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

Уравнения важнейших реакций:

СаСl

_2(Т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

= Са(НSO

₄

)

₂

+ 2НСl↑

(50 °С)

СаСl

_2(Т)

+ Н

₂

SO

_{4 (конц.)}

= СаSO

₄

↓+ 2НСl↑

(100 °С)

СаСl

₂

+ 2NaОН

_(конц.)

= Са(ОН)

₂

↓+ 2NaCl↑

ЗСаСl

₂

+ 2Nа

₃

РO

₄

= Са

₃

(РO

₄

)

₂

↓ + 6NaCl

СаСl

₂

+ К

₂

СO

₃

= СаСО

₃

↓ + 2КСl

СаСl

₂

+ 2NaF = СаF

₂

↓+ 2NаСl

СаСl

_2(ж)

→ Са + Сl

₂

↑

(электролиз ,800°С)

Получение:

СаСО

₃

+ 2НСl = СаСl

₂

+ СO

₃

↑ + Н

₂

O

Хлорид алюминия АlСl

₃



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

₃

(треугольное строение,ср

²

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

₂

Сl

₆

(точнее, Сl

₂

АlСl

₂

АlСl

₂

, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср

³

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

Качественная реакция

на ион Аl

³⁺

— образование осадка АиРО

₄

, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

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

АlСl

₃


^.

6Н

₂

O →АlСl(ОН)

₂


(100-200°С, —


HCl


,


H



₂



O


)

→Аl

₂

O

₃


(250-450°С,


-HCl,H2O)

АlСl

_3(т)

+ 2Н

₂

O

_(влага)

= АlСl(ОН)

_2(т)

+ 2НСl

(белый «дым»)

АlCl

₃

+ ЗNаОН

_(разб.)

= Аl(OН)

_{3 (аморф. )}

↓ + ЗNаСl

АlСl

₃

+ 4NаОН

_(конц.)

= Nа[Аl(ОН)

₄

] + ЗNаСl

АlСl

₃

+ 3(NН

₃


^.

Н

₂

O)

_(конц.)

= Аl(ОН)

_{3(аморф.)}

+ ЗNН

₄

Сl

АlCl

₃

+ 3(NН

₃

• Н

₂

O)

_(конц.)

=Аи(ОН)↓ + ЗНН

₄

Сl + Н

₂

O

(100°С)

2Аl

³⁺

+ 3Н

₂

O + ЗСО

^2-


₃

= 2Аl(ОН)

₃

↓ + ЗСO

₂

↑

(80°С)

2Аl

³⁺

=6Н

₂

O+ 3S

^2-

= 2Аl(ОН)

₃

↓+ 3Н

₂

S↑

Аl

³⁺

+ 2НРО

₄


^2-

— АlРO

₄

↓ + Н

₂

РO

₄


^—

2АlСl

₃

→2Аl + 3Сl

₂

↑

(электролиз,800 °С

,

в расплаве


N


аС


l


)

Получение

АlСl в

промышленност

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

Аl

₂

O

₃

+ 3С

_(кокс)

+ 3Сl

₂

= 2АlСl

₃

+ 3СО

(900 °С)

Хлорид железа(




II




)




F




еС




l

₂



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

₂

(линейное строение, ср-гибридизация) и димеров Фе

₂

Сl

₄

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

Применяется для синтеза ФеСи и Фе

₂

О

₃

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

Уравнения важнейших реакций:

FеСl

₂

• 4Н

₂

O = FеСl

₂

+ 4Н

₂

O

(220 °С, в атм.


N



₂



)

FеСl

_{2 (конц.)}

+ Н

₂

O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑

(кипячение)

FеСl

_2(т)

+ Н

₂

SO

<sub>4


(конц.)</sub>

= FеSO

₄

+ 2НСl↑

(кипячение)

FеСl

<sub>2(


т


)</sub>

+ 4HNO

<sub>3


(


конц


.)</sub>

= Fе(NO

₃

)

₃

+ NO

₂

↑ + 2НСl + Н

₂

O

FеСl

₂

+ 2NаОН

_(разб.)

= Fе(ОН)

₂

↓+ 2NaСl

(в атм.


N



₂



)

FеСl

₂

+ 2(NН

₃


^.

Н

₂

O)

_(конц.)

= Fе(ОН)

₂

↓ + 2NН

₄

Cl

(80 °С)

FеСl

₂

+ Н

₂

= 2НСl + Fе

(особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl

₂

+ O

<sub>2


(воздух)</sub>

→ 2Fе(Сl)O + 2FеСl

₃


(


t


)

2FеСl

_2(р)

+ Сl

<sub>2


(изб.)</sub>

= 2FеСl

_3(р)

5Fе

²⁺

+ 8Н

⁺

+ МnО

^—


₄

= 5Fе

³⁺

+ Мn

²⁺

+ 4Н

₂

O

6Fе

²⁺

+ 14Н

⁺

+ Сr

₂

O

₇


^2-

= 6Fе

³⁺

+ 2Сr

³⁺

+7Н

₂

O

Fе

²⁺

+ S

^2-


_(разб.)

= FеS↓

2Fе

²⁺

+ Н

₂

O + 2СО

₃


^2-


_(разб.)

= Fе

₂

СO

₃

(OН)

₂

↓+ СO

₂

↑

FеСl

₂

→Fе↓ + Сl

₂

↑

(90°С, в разб.    НСl,




электролиз)

Получени

е: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl =

FеСl

₂


+ Н

₂

↑

(в

промышленности

используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Хлорид железа(




III




)




F




еС




l





₃



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

₃

(треугольное строение, ср

²

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

₂

Сl

₆

(точнее, Сl

₂

FеСl

₂

FеСl

₂

, строение — два тетраэдра с общим ребром, ср

³

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

^.

6Н

₂

O имеет строение [Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]Сl • 2Н

₂

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

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

Уравнения важнейших реакций:

FеСl

₃

• 6Н

₂

O=[Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]Сl + 2Н

₂

O

(37 °С)

2(FеСl

₈

• 6Н

₂

O)=Fе

₂

O

₃

+ 6НСl + 9Н

₂

O

(выше 250 °С)

FеСl

<sub>3


(10%)</sub>

+ 4Н

₂

O = Сl

^—

+ [Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]

⁺


_(желт.)

2FеСl3

_(конц.)

+ 4Н

₂

O =[Fе(Н

₂

O)

₄

Сl

₂

]

⁺


_(желт.)

+ [FеСl

₄

]

^—


_(бц.)

FеСl

_{3 (разб., конц.)}

+ 2Н

₂

O →FеСl(ОН)

₂

↓ + 2НСl

(100 °С)

FеСl

₃

+ 3NaОН

_(разб.)

= FеО(ОН)↓ + Н

₂

O + 3NаСl

(50 °С)

FеСl

₃

+ 3(NН

₃

• Н

₂

O)

_{(конц,, гор.)}

=FeO(OH)↓+H

₂

O+3NH

₄

Cl

4FеСl

₃

+ 3O

<sub>2


(воздух)</sub>

=2Fе

₂

O

₃

+ 3Сl

₂


(350—500 °С)

2FеСl

_3(р)

+ Сu→ 2FеСl

₂

+ СuСl

₂

Хлорид аммония




N




Н

₄

Сl


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

Качественная реакция

на ион NН

₄


⁺

— выделение НН

₃

при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

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

Уравнения важнейших реакций:

NH

₄

Cl

<sub>(т)


⇌</sub>

NH

<sub>3(


г)


+</sub>

HCl

_(г)


(выше337,8 °С)

NН

₄

Сl + NаОН

_{(насыщ.)}

= NаСl + NН

₃

↑+ Н

₂

O

(100 °С)

2NН

₄

Сl

_(Т)

+ Са(ОН)

_2(т)

= 2NН

₃

+ СаСl

₂

+ 2Н

₂

O

(200°С)

2NН

₄

Сl

_(конц.)

+Mg= Н

₂

↑ + МgСl

₂

+ 2NН

₃

↑

(80°С)

2NН

₄

Сl

_{(конц., гор.)}

+ Мg(ОН)

₂

= MgСl

₂

+ 2NН

₃

↑ + 2Н

₂

O

NH

⁺


_{(насыщ.)}

+ NO

^—


_{2 (насыщ.)}

=N

₂

↑ + 2Н

₂

O

(100°С)

NН

₄

Сl + КNO

₃

= N

₂

O + 2Н

₂

O + КСl

(230-300 °С)

Получение

: взаимодействие NH

₃

с НСи в газовой фазе или НН

₃

Н

₂

О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(С




l




О)

₂



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

хлорной (белильной)


извести —

смеси неопределенного состава с СаСl

₂

и Са(ОН)

₂

. Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO)

₂

= СаСl

₂

+ O

₂


(180 °С)

Са(СlO)

_2(т)

+ 4НСl

_(конц.)

= СаСl + 2Сl

₂

↑ + 2Н

₂

O

(80 °С)

Са(СlO)

₂

+ Н

₂

O + СO

₂

= СаСО

₃

↓ + 2НСlO

(на холоду)

Са(СlO)

₂

+ 2Н

₂

O

<sub>2


(разб.)</sub>

= СаСl

₂

+ 2Н

₂

O + 2O

₂

↑

Получение:

2Са(ОН)


<sub>2



(суспензия)</sub>

+ 2Сl

_2(г)

= Са(СlO)

₂

+ СаСl

₂

+ 2Н

₂

O

Хлорат калия КС




lO





₃



. Соль хлорноватой кислоты НСlO

₃

, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название

— бертоллетова соль

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

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

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO

₃

= ЗКСlO

₄

+ КСl

(400 °С)

2КСlO

₃

= 2КСl + 3O

₂


(150-300 °С, кат. Мп


O



₂



)

КСlO

_3(Т)

+ 6НСl

_(конц.)

= КСl + 3Сl

₂

↑ + ЗН

₂

O

(50-80 °С)

3КСlO

_3(Т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(конц., гор.)</sub>

= 2СlO

₂

+ КСlO

₄

+ Н

₂

O + 2КНSO

₄

(диоксид хлора на свету взрывается: 2С


lO



_2(Г)



= Сl

₂

+ 2


O



₂



)

2КСlO

₃

+ Е

_2(изб.)

= 2КЕO

₃

+ Сl

₂

↑

(в разб. Н


NO



₃



, Е = В


r


,


I


)

KClO

₃

+H

₂

O→H

₂

+KClO

₄


(Электролиз)

Получение

КСlO

₃

в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO

₃

выделяется на аноде):

КСl + 3Н

₂

O →Н

₂

↑+ КСlO

₃


(40—60 °С,Электролиз)

Бромид калия КВ




r


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

КI).

Качественная реакция

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

₄

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

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

Уравнения важнейших реакций:

2КВr

_(т)

+ 2Н

₂

SO

<sub>4


(КОНЦ., гор,)</sub>

+ МnO

_2(т)

=Вr

₂

↑ + МnSO

₄

+ 2Н

₂

O + К

₂

SO

₄

5Вr

^—

+ 6Н

⁺

+ ВrО

₃


^—

= 3Вr

²

+ 3Н

₂

O

Вr

^—

+ Аg

⁺

=АgВr↓

2КВr

_(р)

+Сl

_2(Г)

=2КСl + Вг

_2(р)

КВr + 3Н

₂

O→3Н

₂

↑ + КВrО

₃


(60-80           °С,




электролиз)

Получение:

К

₂

СO

₃

+ 2НВr =

2КВ


r

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O

Иодид калия К




I


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

₂

за счет комплексообразования.

Качественная

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

₄

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

Уравнения важнейших реакций:

10I

^—

+ 16Н

⁺

+ 2МnO

₄


^—

= 5I

₂

↓ + 2Мn

²⁺

+ 8Н

₂

O

6I

^—

+ 14Н

⁺

+ Сr

₂

O

₇


^2-

=3I

₂

↓ + 2Сr

³⁺

+ 7Н

₂

O

2I

^—

+ 2Н

⁺

+ Н

₂

O

_{2 (3%)}

= I

₂

↓+ 2Н

₂

O

2I

^—

+ 4Н

⁺

+ 2NO

₂


^—

= I

₂

↓ + 2NO↑ + 2Н

₂

O

5I

^—

+ 6Н

⁺

+ IO

₃


^—

= 3I

₂

+ 3Н

₂

O

I

^—

+ Аg

⁺

= АgI

(


желт


.)

↓

2КI

<sub>(


р


)</sub>

+ Сl

<sub>2(


р


) (


нед


.)</sub>

=2КСl + I

₂

↓

КI + 3Н

₂

O + 3Сl

_{2(р) (изб.)}

= КIO

₃

+ 6НСl

(80°С)

КI

<sub>(


Р


)</sub>

+ I

<sub>2(


т


)</sub>

=K[I(I)

₂

])

<sub>(


Р


) (


кор


.)</sub>


(«йодная вода»)

КI + 3Н

₂

O→ 3Н

₂

↑ + КIO

₃


(электролиз,50—60  °С)

Получение:

К

₂

СO

₃

+ 2НI =

2 К


I

+ СO

₂

↑+ Н

₂

O