Хлор и его кислородсодержащие соединения. Кислородные соединения хлора оксиды кислоты соли все
Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.
Хлорноватистая кислота НСlO 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 Н2О + Сl2O
Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О
Соли хлорноватистой кислоты - г и п о х л о р и т ы - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.
Хлористая кислота НСlO2 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: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О
Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли -х л о р а т ы - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:
НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О
Соли хлорноватой кислоты - хлораты - 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:
КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О
Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной -кислоты - п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:
2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2
4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4
При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:
КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4
Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со 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- = Н2 (на катоде)
СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)
Биологическая роль.
он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.
Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.
Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора - необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.
Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.
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
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.
Бром
Бром находится в виде калиевых и натриевых солей в воде морей. Производство основано на реакции:
2NaBr + Cl 2 = Br 2 + 2NaCl
Для этого раствор NaBr и органический растворитель (бензол или бензин) заливают в емкость и через смесь пропускают хлор. Бром переходит в органическую фазу, откуда затем отгоняется. Бром – жидкость темно-красного цвета, тяжелая, легколетучая, вызывает тяжелые ожоги.
Бром Br 2 химически менее активен, чем Cl 2 , однако вступает в те же реакции, что и хлор. Соли HBr носят название – бромиды.
Соль AgBr, используется в кино- и фотопромышленности как светочувствительный реактив. Соединения брома используются в медицине.
В природе встречается в виде KJ, NaJ в воде и морских водорослях. Водоросли сушатся, сжигаются и из золы извлекается иод по реакции:
2NaJ + Cl 2 = 2NaCl + J 2
Иод – твердое кристаллическое вещество, темно-фиолетового цвета, способное к сублимации или возгонке (переход из твердого состояния в газообразное при нагревании, минуя жидкую фазу).
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.
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 .