Cl2 o2 cl2o7 химическое уравнение

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

• Синтез из простых веществ:

• Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

• при слабом нагревании

• при очень сильном нагревании

Физические свойства хлороводорода

HCl при обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (Тпл = -114°С, Ткип = -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях не проводит электрический ток.

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

• он может окисляться фтором при обычной температуре:

• при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• Вступает в реакцию с аммиаком:

• взаимодействует с солями более слабых кислот:

• Реагирует с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. При этом анион Cl — окисляется до свободного хлора:

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

• Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:

• С органическими соединениями

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

• Диспропорционирование хлора в холодной воде:

• Реакция гипохлоритов с диоксидом углерода и водой :

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

• Несмотря на то, что хлорноватистая кислота HClO –слабая кислота, она является сильным окислителем, особенно в кислой среде. При этом хлор хлорноватистой кислоты восстанавливается до степени окисления -1.

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

• на свету хлорноватистая кислота разлагается:

• Как кислота реагирует с сильными основаниями:

HClO + KOH → KClO + H₂O

• Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

• Разложениегипохлоритов при нагревании:

• Кислоты, более сильные, чем хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

• Взаимодействуют с другимисолями, если продуктом является слабый электролит:

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

• Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

• Вступает в реакциис щелочами с образованием хлоритов:

• При длительном хранении разлагается:

Соли хлористой кислоты – хлориты

• разлагаются при нагревании:

• реагируют с сильными кислотами:

• являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде:

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

• Взаимодействует с щелочами с образованием хлоратов:

• Окисляет некоторые вещества:

• Разлагается при слабом нагревании:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

• Хлораты сильные окислители.

• хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается диспропорционируя на хлорид и перхлорат калия:

• В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

• Как сильная кислота вступает в реакции с щелочами с образованием перхлоратов:

• Как сильный окислитель окисляет многие вещества:

• Хлорная кислота является неустойчивой и разлагается при умеренном нагревании:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

• Перхлораты также являются сильнымиокислителями

• Взаимодействуют с сильными кислотами:

• При нагревании более 550ºС разлагаются:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

• Имеет кислотные свойства. Реагирует с водой, щелочами:

• Является сильным окислителем:

• При температуре выше 20ºС или на свету разлагается:

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

• ClO₂ сильный окислитель, проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой (медленно), со щелочью (быстро):

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

• Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте:

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

• В обычных условиях постепенно разлагается на ClO₂ и О₂:

• ClO₂ – сильный окислитель. Вступает в реакции диспропорционирования с водой, со щелочью:

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

• При взаимодействии Cl₂О₇ с водой образуется хлорная кислота HClO₄:

• При взаимодействии Cl₂О₇ с щелочами образуются перхлораты:

• При нагревании разлагается:

Оксид хлорной кислоты (Cl2O7): формула, свойства, риски

Оксид хлорной кислоты (Cl2O7): формула, свойства, риски — Наука

Содержание:

В оксид хлорной кислоты, также называемый оксидом хлора (VII), хлорным ангидридом или дихлоргептоксидом, представляет собой неорганическое химическое соединение с формулой Cl₂O7. Его структура представлена ​​на рисунке 1.

Это один из самых стабильных оксидов хлора, который реагирует с водой с образованием хлорной кислоты: Cl₂ИЛИ₇ + H₂O D 2HClO_4.

Соединение получают путем осторожной дегидратации хлорной кислоты пентоксидом фосфора при -10 ° C.

Соединение перегоняют, чтобы отделить его от метафосфорной кислоты с большой осторожностью, учитывая его взрывоопасный характер. Он также может быть образован при освещении в смесях хлора и озона.

Физико-химические свойства оксида хлорной кислоты

Оксид хлора (VII) — бесцветная, летучая и маслянистая жидкость. Его молекулярный вес составляет 182,9 г / моль, его плотность составляет 1900 кг / м3, а его температуры плавления и кипения составляют -91,57 ºC и 82 ºC соответственно.

Он самопроизвольно взрывоопасен при ударе или контакте с пламенем, особенно в присутствии продуктов его разложения.

Гептоксид хлора растворяется в четыреххлористом углероде при комнатной температуре и реагирует с водой с образованием хлорной кислоты. Взрывается при контакте с йодом.

В нормальных условиях он более стабилен, хотя и обладает меньшей окислительной способностью, чем другие оксиды хлора. Например, он не повреждает серу, фосфор или бумагу в холодном состоянии.

Дихлоргептоксид — это сильнокислый оксид, который в растворе находится в равновесии с хлорной кислотой. Образует перхлораты в присутствии гидроксидов щелочных металлов.

Его термическое разложение происходит за счет мономолекулярной диссоциации триоксида хлора и радикала.

Реакционная способность и опасности

Оксид хлорной кислоты — нестабильное соединение. Он медленно разлагается при хранении с образованием цветных продуктов разложения, которые представляют собой низшие оксиды хлора.

Он самопроизвольно взрывоопасен, особенно в присутствии продуктов его разложения, несовместим с восстановителями, сильными кислотами и основаниями.

Хотя это самый стабильный оксид хлора, Cl₂ИЛИ₇ Это сильный окислитель, а также взрывчатое вещество, которое можно потушить пламенем, механическим ударом или контактом с йодом.

Однако он менее окисляет, чем другие оксиды хлора, и не разрушает серу, фосфор или бумагу в холодном состоянии. Имеет такое же действие на организм человека, как элементарный хлор, и требует тех же мер предосторожности.

Проглатывание вызывает сильные ожоги рта, пищевода и желудка. Пар очень токсичен при вдыхании.

В случае попадания в глаза проверьте, носите ли вы контактные линзы, и немедленно снимите их. Глаза следует промывать проточной водой в течение не менее 15 минут, держа веки открытыми. Можно использовать холодную воду. Глазную мазь использовать нельзя.

Если химическое вещество попало на одежду, удалите его как можно быстрее, защищая свои руки и тело. Поместите пострадавшего под защитный душ.

Если химическое вещество накапливается на открытой коже жертвы, например, на руках, загрязненную кожу осторожно и осторожно промывают проточной водой с неабразивным мылом.

Можно использовать холодную воду. Если раздражение не проходит, обратитесь за медицинской помощью. Перед повторным использованием вымойте загрязненную одежду.

В случае вдыхания пострадавшему следует дать отдохнуть в хорошо проветриваемом помещении. В случае тяжелого вдыхания пострадавшего следует как можно скорее эвакуировать в безопасное место.

Ослабьте тесную одежду, такую ​​как воротник, пояс или галстук. Если пострадавшему трудно дышать, следует ввести кислород.

Если пострадавший не дышит, проводится реанимация «рот в рот». Всегда помните, что для человека, оказывающего помощь, может быть опасно реанимация «рот в рот», если вдыхаемый материал токсичен, заразен или вызывает коррозию.

В любом случае немедленно обратитесь за медицинской помощью.

Приложения

Оксид хлорной кислоты не имеет практического применения. Его можно использовать в качестве окислителя или для производства хлорной кислоты, но его взрывоопасная природа затрудняет обращение с ним.

Дихлоргептоксид можно использовать как реагент для производства перхлоратов или для исследования с различными реакциями.

В работе Курта Баума реакции перхлорной окиси с олефинами (Baum, 1976), спиртами (Kurt Baum, Reactions of dichlorine heptoxide with alcohols, 1974), алкилйодидов и ацилперхлората со сложным эфиром (Kurt Baum, 1975) с получением галогенирований и окислений.

В случае спиртов он производит алкилперхлораты путем реакции с простыми спиртами, такими как этиленгликоль, 1,4-бутадиенол, 2, 2, 2-трифторэтанол, 2, 2-динитропропанол. Реагирует с 2-пропанолом с образованием изопропилперхлората. 2-гексанол и 3-гексанол дают неупорядоченные перхлораты и их соответствующие кетоны.

Пропен реагирует с дихлоргептозидом в четыреххлористом углероде с образованием изопропилперхлората (32%) и 1-хлор, 2-пропилперхлората (17%). Соединение реагирует с СНГ-бутен с образованием 3-хлорбутилперхлората (30%) и 3-кето, 2-бутилперхлората (7%).

Дихлоргептоксид реагирует с первичными и вторичными аминами в растворе четыреххлористого углерода с образованием N-перхлоратов:

2 RNH2 + Cl2O7 → 2 RNHClO3 + H2O

2 R2NH + Cl2O7 → 2 R2NClO3 + H2O

Он также реагирует с алкенами с образованием алкилперхлоратов. Например, он реагирует с пропеном в растворе четыреххлористого углерода с образованием изопропилперхлората и 1-хлор-2-пропилперхлората (Beard & Baum, 1974).

Оксид хлора

Оксидами или окислами называют соединения различных элементов с кислородом. Почти все элементы образуют такие соединения. Хлор, как и другие галогены, характеризуется в таких соединениях положительной степенью окисления. Все оксиды хлора являются чрезвычайно неустойчивыми веществами, что характерно для окислов всех галогенов. Известно четыре вещества, в молекулах которых содержатся хлор и кислород.

1. Газообразное соединение от желтого до красноватого цвета с характерным запахом (напоминает запах газа Cl2) — оксид хлора (I). Формула химическая Cl2O. Температура плавления минус 116 °C, температура кипения плюс 2 °C. При нормальных условиях его плотность равняется 3,22 кг/м³.
2. Желтый или желто-оранжевый газ с характерным запахом — оксид хлора (IV). Формула химическая ClO2. Температура плавления минус 59 °C, температура кипения плюс 11 °C.
3. Красно-коричневая жидкость — оксид хлора (VI). Формула химическая Cl2O6. Температура плавления плюс 3,5 °C, температура кипения плюс 203 °C.
4. Бесцветная маслянистая жидкость — оксид хлора (VII). Формула химическая Cl2O7. Температура плавления минус 91,5 °C, температура кипения плюс 80 °C.

Оксид хлора со степенью окисления +1 является ангидридом слабой одноосновной хлорноватистой кислоты (HClO). Получают его по методу Пелуза взаимодействием оксида ртути с газообразным хлором по одному из уравнений реакций: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 или 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Условия протекания этих реакций разные. Оксид хлора (I) конденсируют при температуре минус 60 оС, потому что при более высокой температуре он разлагается, взрываясь, и в концентрированном виде является взрывоопасным. Водный раствор Cl2O получают при хлорировании в воде карбонатов щелочноземельных или щелочных металлов. Оксид хорошо растворяется в воде, при этом образуется хлорноватистая кислота: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Кроме того, он также растворяется в углероде четыреххлористом.

Оксид хлора со степенью окисления +4 иначе называется диоксид. Это вещество растворяется в воде, серной и уксусной кислотах, ацетонитриле, углероде четыреххлористом, а также в других органических растворителях, с увеличением полярности которых растворимость его возрастает. В лабораторных условиях его получают взаимодействием хлората калия со щавелевой кислотой: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Так как оксид хлора (IV) является взрывоопасным веществом, то его в растворе хранить нельзя. Для этих целей используется силикагель, на поверхности которого в адсорбированном виде ClO2 может храниться долго, одновременно удается избавиться от загрязняющих его примесей хлора, так как он силикагелем не поглощается. В промышленных условиях ClO2 получают восстановлением диоксидом серы, в присутствии серной кислоты, хлората натрия: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Применяется в качестве отбеливателя, например, бумаги или целлюлозы и прочее, а также для стерилизации и дезинфекции различных материалов.

Оксид хлора со степенью окисления +6, при плавлении распадается по уравнению реакции: Cl2O6 → 2ClO3. Получают оксид хлора (VI) окисляя озоном диоксид: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Этот окисел способен взаимодействовать растворами щелочей и с водой. При этом протекают реакции диспропорционирования. Например, при взаимодействии с гидроокисью калия: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, в результате получаются хлорат и перхлорат калия.

Высший оксид хлора называют еще хлорный ангидрид или дихлорогептаоксид является сильным окислителем. Он способен от удара или при нагревании взрываться. Однако это вещество более устойчиво, чем окислы со степенью окисления +1 и +4. Распад его до хлора и кислорода ускоряется из-за присутствия низших окислов и с повышением температуры от 60 до 70 оС. Оксид хлора (VII) способен медленно растворяться в холодной воде, в результате реакции образуется хлорная кислота: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Получают дихлорогептаоксид, осторожно нагревая хлорную кислоту с фосфорным ангидридом: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Также Cl2O7 можно получить, используя вместо фосфорного ангидрида олеум.

Раздел неорганической химии, который изучает оксиды галогенов, включая оксиды хлора, в последние годы стал развиваться активно, так как эти соединения являются энергоемкими. Они способны в камерах сгорания реактивных двигателей отдавать энергию мгновенно, а в химических источниках тока скорость ее отдачи может регулироваться. Другая причина интереса — это возможность синтеза новых групп неорганических соединений, например, оксид хлора (VII) является родоначальником перхлоратов.