Хлорът образува четири кислородсъдържащи киселини: хлорна, хлорна, хлорна и перхлорна.

Хипохлорна киселина HClOОбразува се при взаимодействието на хлора с водата, както и неговите соли със силни минерални киселини. Това е слаба киселина и е много нестабилна. Съставът на реакционните продукти на неговото разлагане зависи от условията. При силно осветяване на хипохлорната киселина, наличието на редуциращ агент в разтвора, както и при продължително стоене, той се разлага с отделяне на атомен кислород: HclO \u003d HCl + O

В присъствието на вещества за отстраняване на водата се образува хлорен оксид (I): 2 HClO \u003d 2 H2O + Cl2O

Следователно, когато хлорът взаимодейства с горещ алкален разтвор, се образуват соли не от солна и хипохлорна, а от солна и хипохлорна киселина: 6 NaOH + 3 Cl2 \u003d 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

Соли на хипохлорната киселина - g и p около хлоритиса много силни окислители. Те се образуват при взаимодействието на хлора с алкали в студа. В същото време се образуват соли на солна киселина. От тези смеси най-широко се използват белина и шистова вода.

Хлорна киселина HClO2образува се при въздействието на концентрирана сярна киселина върху хлорити на алкални метали, които се получават като междинни продукти по време на електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали при липса на диафрагма между катодното и анодното пространство. Това е слаба, нестабилна киселина, много силен окислител в кисела среда. Когато взаимодейства със солна киселина, се отделя хлор: HClO2 + 3 HC1 = Cl2 + 2 H2O

Перхлорната киселина HClO3 се образува от действието на нейните соли - хлорати- сярна киселина. Това е много нестабилна киселина, много силен окислител. Може да съществува само в разредени разтвори. Чрез изпаряване на разтвор на HClO3 при ниска температура във вакуум може да се получи вискозен разтвор, съдържащ около 40% перхлорна киселина. При по-високо съдържание на киселина разтворът се разлага с експлозия. Експлозивно разлагане се получава и при по-ниски концентрации в присъствието на редуциращи агенти. В разредени разтвори перхлорната киселина проявява окислителни свойства и реакциите протичат доста спокойно:

HClO3 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H2O

Солите на хлорната киселина - хлорати - се образуват по време на електролизата на хлоридни разтвори при липса на диафрагма между катодното и анодното пространство, както и по време на разтварянето на хлор в горещ алкален разтвор, както е показано по-горе. Калиевият хлорат, образуван по време на електролиза (Бертолетова сол), е слабо разтворим във вода и лесно се отделя от другите соли под формата на бяла утайка. Подобно на киселина, хлоратите са доста силни окислители:

KClO3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl2 + 3 H2O

Хлоратите се използват за производството на експлозиви, както и за производството на кислород в лабораторията и соли на перхлорната киселина - перхлорати. При нагряване на бертолетовата сол в присъствието на манганов диоксид MnO2, който играе ролята на катализатор, се отделя кислород. Ако калиевият хлорат се нагрява без катализатор, тогава той се разлага с образуването на калиеви соли на солна и перхлорна киселина:

2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2

4 KClO3 = KCl + 3 KClO4

Когато перхлоратите се третират с концентрирана сярна киселина, може да се получи перхлорна киселина:

KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4

Това е най-силната киселина. Тя е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини, но безводната киселина може да избухне експлозивно при нагряване, разклащане или в контакт с редуциращи агенти. Разредените разтвори на перхлорна киселина са доста стабилни и безопасни за употреба. Хлоратите на калий, рубидий, цезий, амоний и повечето органични основи са слабо разтворими във вода.

В промишлеността калиевият перхлорат се получава чрез електролитно окисление на бертолетова сол:

2 H+ + 2 e- \u003d H2 (на катода)

СlО3- - 2 e- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на анода)

биологична роля.

принадлежи към съществените съществени елементи. В човешкото тяло 100гр.

Хлорните йони играят много важна биологична роля. Влизайки заедно с K+, Mg2+, Ca2+, HCO~, H3P04 йони и протеини, те играят водеща роля в създаването на определено ниво на осмотично налягане (осмотична хомеостаза) на кръвната плазма, лимфата, цереброспиналната течност и др.

Хлорният йон участва в регулирането на водно-солевия метаболизъм и обема на течността, задържана от тъканите, поддържайки pH на вътреклетъчната течност и мембранния потенциал, създаден от работата на натриево-калиевата помпа, което е обяснено (както в случай на участието му в осмозата) чрез способността да дифундира през клетъчните мембрани, както го правят Na +, K + йони. Хлорният йон е необходим компонент (заедно с H2PO4, HSO4 йони, ензими и др.) на стомашния сок, който е част от солната киселина.

Насърчавайки храносмилането, солната киселина унищожава различни патогенни бактерии.

Cl 2 при об. T - жълто-зелен газ с остър задушлив мирис, по-тежък от въздуха - 2,5 пъти, слабо разтворим във вода (~ 6,5 g / l); Х. Р. в неполярни органични разтворители. Намира се свободен само във вулканични газове.

Как да получите

Въз основа на процеса на окисление на аниони Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Индустриален

Електролиза на водни разтвори на хлориди, по-често - NaCl:

2NaCl + 2H 2 O \u003d Cl 2 + 2NaOH + H 2

лаборатория

Окислителна конц. HCI различни окислители:

4HCI + MnO 2 \u003d Cl 2 + MpCl 2 + 2H 2 O

16HCl + 2KMnO 4 \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O

6HCl + KClO 3 \u003d ZCl 2 + KCl + 3H 2 O

14HCl + K 2 Cr 2 O 7 \u003d 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O

Химични свойства

Хлорът е много силен окислител. Окислява метали, неметали и сложни вещества, като същевременно се превръща в много стабилни аниони Cl -:

Cl 2 0 + 2e - \u003d 2Cl -

Реакции с метали

Активните метали в атмосфера на сух хлорен газ се запалват и изгарят; в този случай се образуват метални хлориди.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Неактивните метали се окисляват по-лесно от мокър хлор или неговите водни разтвори:

Cl 2 + Cu \u003d CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Реакции с неметали

Хлорът не взаимодейства директно само с O 2, N 2, C. Реакциите протичат с други неметали при различни условия.

Образуват се неметални халогениди. Най-важна е реакцията на взаимодействие с водорода.

Cl 2 + H 2 \u003d 2HC1

Cl 2 + 2S (топилка) = S 2 Cl 2

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

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 \u003d 2ICl 3

Изместване на свободни неметали (Br 2, I 2, N 2, S) от техните съединения

Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl

Cl 2 + 2KI \u003d I 2 + 2KCl

Cl 2 + 2HI \u003d I 2 + 2HCl

Cl 2 + H 2 S \u003d S + 2HCl

ZCl 2 + 2NH 3 \u003d N 2 + 6HCl

Диспропорциониране на хлор във вода и водни разтвори на основи

В резултат на самоокисление-самовъзстановяване, някои хлорни атоми се превръщат в Cl - аниони, докато други в положително състояние на окисление са част от ClO - или ClO 3 - аниони.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO хипохлорна то-та

Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O

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

3Cl 2 + 2Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + Ca (ClO) 2 + 2H 2 O

Тези реакции са важни, защото водят до производството на кислородни съединения на хлора:

KClO 3 и Ca (ClO) 2 - хипохлорити; KClO 3 - калиев хлорат (бертолетова сол).

Взаимодействие на хлор с органични вещества

а) заместване на водородни атоми в ОВ молекули

б) прикрепване на Cl 2 молекули в точката на разкъсване на множество въглерод-въглеродни връзки

H 2 C \u003d CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлороетан

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

Хлороводород и солна киселина

Газ хлороводород

Физични и химични свойства

HCl е хлороводород. При рев. T - безцветен. газ с остра миризма, доста лесно се втечнява (т.т. -114°С, т.к. -85°С). Безводният HCl, както в газообразно, така и в течно състояние, е непроводим, химически инертен по отношение на метали, метални оксиди и хидроксиди, а също и към много други вещества. Това означава, че при липса на вода хлороводородът не проявява киселинни свойства. Само при много високи температури газообразният HCl реагира с метали, дори с такива неактивни като Cu и Ag.
Редукционните свойства на хлоридния анион в HCl също се проявяват в малка степен: той се окислява от флуор при об. T, а също и при висока T (600°C) в присъствието на катализатори той обратимо реагира с кислорода:

2HCl + F2 \u003d Cl2 + 2HF

4HCl + O 2 \u003d 2Cl 2 + 2H 2 O

Газообразният HCl се използва широко в органичния синтез (реакции на хидрохлориране).

Как да получите

1. Синтез от прости вещества:

H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl

2. Образува се като страничен продукт по време на хлориране на въглеводороди:

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

3. В лабораторията те получават действието на конц. H 2 SO 4 за хлориди:

H 2 SO 4 (конц.) + NaCl \u003d 2HCl + NaHSO 4 (с ниско нагряване)

H 2 SO 4 (конц.) + 2NaCl \u003d 2HCl + Na 2 SO 4 (с много силно нагряване)

Водният разтвор на HCl е силна киселина (солна или солна)

HCl е много разтворим във вода: при об. T в 1 l H 2 O разтваря ~ 450 l газ (разтварянето е придружено от отделяне на значително количество топлина). Наситен разтвор има масова част от HCl, равна на 36-37%. Този разтвор има много остра, задушлива миризма.

Молекулите на HCl във вода почти напълно се разлагат на йони, т.е. водният разтвор на HCl е силна киселина.

Химични свойства на солната киселина

1. HCl, разтворена във вода, проявява всички общи свойства на киселините поради наличието на H + йони

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с метали (до Н):

2HCl 2 + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2

б) с основни и амфотерни оксиди:

2HCl + CuO \u003d CuCl 2 + H 2 O

6HCl + Al 2 O 3 \u003d 2AlCl 3 + ZN 2 O

в) с основи и амфотерни хидроксиди:

2HCl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + ZN2O

г) със соли на по-слаби киселини:

2HCl + CaCO 3 \u003d CaCl 2 + CO 2 + H 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa \u003d C 6 H 5 OH + NaCl

д) с амоняк:

HCl + NH3 \u003d NH4 Cl

Реакции със силни окислители F 2 , MnO 2 , KMnO 4 , KClO 3 , K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - се окислява до свободен халоген:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

За реакционни уравнения вижте "Получаване на хлор". OVR между солна и азотна киселина е от особено значение:

Реакции с органични съединения

Взаимодействие:

а) с амини (като органични основи)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокиселини (като амфотерни съединения)

Оксиди и оксокиселини на хлора

Киселинни оксиди

киселини

сол

Химични свойства

1. Всички оксокиселини на хлора и техните соли са силни окислители.

2. Почти всички съединения се разлагат при нагряване поради вътрешномолекулно окисление-редукция или диспропорциониране.

Избелващ прах

Хлорна (варова) вар - смес от хипохлорит и калциев хлорид, има избелващ и дезинфекциращ ефект. Понякога се разглежда като пример за смесена сол, която едновременно съдържа аниони на две киселини:

Javel вода

Воден разтвор на хлорид и калиев хапохлорит KCl + KClO + H 2 O

HClO е хипохлорна киселина. Съответства на киселинния оксид Cl 2 O. Солите се наричат ​​хипохлорити.

HClO 2 - хлорна киселина. Киселинен оксид Cl 2 O 3 не се получава. Солите са хлорити.

HClO 3 - хлорна киселина. Киселинен оксид Cl 2 O 5 не се получава. Солите са хлорати.

HClO 4 - перхлорна киселина. Киселинен оксид - Cl 2 O 7. Солите са перхлорати.

1) HClO е жълтеникава течност. Съществува само в разтвори. Получава се при взаимодействие на хлор с вода (без нагряване):

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Солите на тази киселина се получават чрез действието на хлор върху алкали:

2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O

използва се като белина в текстилната промишленост.

2) HClO 2, HClO 3 - нямат анхидриди (киселинни оксиди). Солите на тези киселини се използват в пиротехниката и взривните работи. Най-важният е KClO 3 – калиев хлорат (бертолетова сол), получен чрез насищане на гореща основа с хлор:

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

Хлоратите са най-силните окислители. Те експлодират при удар или топлина.

3) Известен е ClO 2 оксид, който може да се получи чрез реакцията:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 \u003d K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

ClO 2 е зелено-жълт газ, когато се разтвори във вода, той дава смес от киселини:

2ClO 2 + H 2 O \u003d HClO 2 + HClO 3

4) Чрез леко нагряване хлоратите могат да се превърнат в перхлорати, от които може да се получи перхлорна киселина:

KClO 4 + H 2 SO 4 \u003d HClO 4 + KHSO 4

Перхлорна киселина HClO 4 – подвижна течност, силно експлозивна, най-силната от всички известни киселини. Почти всички негови соли са силно разтворими във вода.

5) В серията HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 силата на киселините се увеличава и окислителната способност намалява.

Хлорът се използва широко в химическата промишленост за производството на хлороводород и солна киселина, синтеза на хлорорганични вещества, дезинфекцията на питейна вода, в текстилната промишленост за избелване на тъкани и в производството на пестициди.

Бром

Бромът се намира под формата на калиеви и натриеви соли във водите на моретата. Производството се основава на реакцията:

2NaBr + Cl 2 \u003d Br 2 + 2NaCl

За да направите това, разтвор на NaBr и органичен разтворител (бензен или бензин) се изсипват в контейнер и хлорът преминава през сместа. Бромът преминава в органичната фаза, откъдето след това се дестилира. Бромът е тъмночервена течност, тежка, летлива и причинява тежки изгаряния.

Бромът Br 2 е химически по-малко активен от Cl 2, но влиза в същите реакции като хлора. Солите на HBr се наричат ​​бромиди.

Солта AgBr се използва във филмовата и фото индустрията като светлочувствителен реагент. Бромните съединения се използват в медицината.

Среща се естествено като KJ, NaJ във вода и морски водорасли. Водораслите се изсушават, изгарят и йодът се извлича от пепелта според реакцията:

2NaJ + Cl 2 = 2NaCl + J 2

йод – твърдо кристално вещество, тъмно лилаво на цвят, способно на сублимация или сублимация (преход от твърдо състояние към газообразно състояние при нагряване, заобикаляйки течната фаза).

Хлорът образува 4 кислородсъдържащи киселини: хлорна, хлоридна, хлорна и перхлорна.

Хипохлорната киселина (HClO) се образува при взаимодействието на хлор с вода, както и неговите соли със силни минерални киселини. Това е слаба киселина и е много нестабилна. Съставът на реакционните продукти на неговото разлагане зависи от условията. При силно осветяване на хипохлорната киселина, наличието на редуциращ агент в разтвора, както и при продължително стоене, тя се разлага с отделяне на атомен кислород:

HClO = HCl + O.

В присъствието на вещества, премахващи водата, се образува хлорен оксид (I):

2 HclO \u003d 2 H 2 O + Cl 2 O.

3 HClO \u003d 2 HCl + HClO 3.

Следователно, когато хлорът взаимодейства с горещ разтвор на основа, се образуват соли не от солна и хипохлорна киселина, а от солна и хипохлорна киселина:

6 NaOH + 3 Cl 2 \u003d 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O.

Солите на хипохлорната киселина - хипохлоритите - са много силни окислители. Те се образуват при взаимодействието на хлора с алкали в студа. В същото време се образуват соли на солна киселина. От тези смеси най-широко се използват белина и шистова вода.

Перхлорната киселина (HclO 3) се образува от действието на нейните соли - хлорати - сярна киселина. Това е много нестабилна киселина, много силен окислител. Може да съществува само в разредени разтвори.

Чрез изпаряване на разтвор на HClO 3 при ниска температура във вакуум може да се получи вискозен разтвор, съдържащ около 40% перхлорна киселина. При по-високо съдържание на киселина разтворът се разлага с експлозия.

Експлозивно разлагане се получава и при по-ниски концентрации в присъствието на редуциращи агенти. В разредени разтвори перхлорната киселина проявява окислителни свойства и реакциите протичат доста спокойно:

HclO 3 + 6 HBr = Hcl + 3 Br 2 + 3 H 2 O.

Солите на хлорната киселина се образуват по време на електролизата на хлоридни разтвори при липса на диафрагма между катодното и анодното пространство, както и по време на разтварянето на хлор в горещ алкален разтвор, както е показано по-горе. Калиевият хлорат, образуван по време на електролиза (Бертолетова сол), е слабо разтворим във вода и лесно се отделя от другите соли под формата на бяла утайка. Подобно на киселина, хлоратите са доста силни окислители:

KClO 3 + 6 HCl \u003d KCl + 3 Cl 2 + 3 H 2 O.

Хлоратите се използват за производството на експлозиви, както и за производството на кислород в лабораторията и соли на перхлорната киселина - перхлорати. При нагряване на бертолетовата сол в присъствието на манганов диоксид (MnO 2), който играе ролята на катализатор, се отделя кислород. Ако калиевият хлорат се нагрява без катализатор, тогава той се разлага с образуването на калиеви соли на солна и перхлорна киселина:

2 KClO 3 \u003d 2 KCl + 3 O 2;

4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4.

Когато перхлоратите се третират с концентрирана сярна киселина, може да се получи перхлорна киселина:

KClO 4 + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + HclO 4.

Това е най-силната киселина. Тя е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини, но безводната киселина, при нагряване, разклащане или в контакт с редуциращи агенти, може да се разложи експлозивно. Разредените разтвори на перхлорна киселина са доста стабилни и безопасни за употреба. Хлоратите на калий, рубидий, цезий, амоний и повечето органични основи са слабо разтворими във вода.

В промишлеността калиевият перхлорат се получава чрез електролитно окисление на бертолетова сол:

2 H + + 2 e - \u003d H 2 (на катода);

ClO 3 - - 2 e - + H 2 O \u003d ClO4 - + 2 H + (на анода).

Хлорната киселина (HClO 2) се образува при действието на концентрирана сярна киселина върху хлорити на алкални метали, които се получават като междинни продукти по време на електролизата на разтвори на хлориди на алкални метали при липса на диафрагма между катодното и анодното пространство. Това е слаба, нестабилна киселина, много силен окислител в кисела среда. При взаимодействие със солна киселина се отделя хлор:

HClO 2 + 3 HCl \u003d Cl 2 + 2 H 2 O.

Натриевите хлорити се използват за производство на хлорен диоксид, при дезинфекция на вода и като избелващ агент.

Хлор, или белина, вар (CaOCl 2) или CaCl (ClO), се образува при взаимодействието на хлор с прахообразен калциев хидроксид - пух:

Ca (OH) 2 + Cl 2 \u003d Cl-O-Ca-Cl + H 2 O,

2 Ca (OH) 2 + 2 Cl 2 \u003d CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2 H 2 O.

Качеството на белината се определя от съдържанието на хипохлорит в нея. Има много силни окислителни свойства и дори може да окисли мангановите соли до перманганат:

5 CaOCl 2 + 2 Mn (NO 3) 2 + 3 Ca (OH) 2 \u003d Ca (MnO 4) 2 + 5 CaCl 2 + 2 Ca (NO 3) 2 + 3 H 2 O.

Под действието на въглеродния диоксид, съдържащ се във въздуха, той се разлага с отделяне на хлор:

CaOCl 2 + CO 2 \u003d CaCO 3 + Cl 2,

CaCl 2 + Ca (OCl) 2 + 2 CO 2 \u003d 2 CaCO 3 + 2 Cl 2.

Хлорът се използва като избелващ и дезинфектант.

Халогените образуват редица съединения с кислорода. Всички тези съединения обаче са нестабилни, не се получават чрез директно взаимодействие на халогени с кислород и могат да бъдат получени само индиректно. Такива характеристики на кислородните съединения на халогените са в съответствие с факта, че почти всички от тях се характеризират с положителни стойности на стандартната енергия на образуване на Гибс (вижте например таблица 7 на страница 194 за стойности за).

От кислородсъдържащите съединения на халогените най-стабилни са солите на кислородните киселини, най-малко стабилни са оксидите и киселините. Във всички кислородсъдържащи съединения халогените, с изключение на флуора, показват положителна степен на окисление, достигаща седем.

Кислороден флуорид може да се получи чрез преминаване на флуор в охладен разтвор. Реакцията протича по уравнението:

Освен това винаги се образуват кислород, озон и водороден прекис. При нормални условия това е безцветен газ с остра миризма на озон. Кислородният флуорид е силно токсичен, проявява силни окислителни свойства и може да служи като един от ефективните окислители за ракетни горива.

Най-многобройни и важни в практическо отношение са кислородните съединения на хлора, които ще разгледаме малко по-подробно.

Както вече беше споменато, кислородните съединения на хлора могат да бъдат получени само чрез индиректни методи. Разглеждайки начините на тяхното образуване, започваме с процеса на хидролиза на хлора, т.е. с обратима реакция между хлор и вода

който произвежда солна киселина и хипохлориста киселина.

Хидролизата на хлор е реакция на самоокисление-самовъзстановяване, при която един от хлорните атоми, чрез свързване на електрон от друг атом, се редуцира, а другият хлорен атом се окислява.

В резултат на хидролизата на хлора и могат да взаимодействат помежду си, като отново образуват хлор и вода, така че реакцията не отива до края; равновесието се установява, когато приблизително разтвореният хлор реагира. По този начин хлорната вода винаги съдържа, заедно с молекулите, значително количество солна и хипохлориста киселина.

Хипохлорната киселина е много слаба киселина (), по-слаба от въглеродната; неговите соли се наричат ​​хипохлорити. Тъй като е много нестабилно съединение, хипохлорната киселина постепенно се разлага дори в разреден разтвор (вижте по-долу).

Хипохлорната киселина е много силен окислител; образуването му при взаимодействието на хлора с водата обяснява избелващите свойства на хлора. Напълно сухият хлор не избелва, но при наличие на влага багрилата бързо се разрушават от хипохлорната киселина, образувана при хидролизата на хлора.

Ако алкалите се добавят към хлорната вода, тогава поради неутрализирането на хипохлорната и солната киселина, равновесието в системата

измества надясно; реакцията почти приключва и се получава разтвор, съдържащ соли на хипохлорна и солна киселина:

Същият резултат ще се получи, ако хлорът се прекара директно в студен алкален разтвор.

или в йонно-молекулна форма:

Полученият по този начин разтвор на соли на хипохлорна и солна киселина се използва за избелване; неговите избелващи свойства се дължат на факта, че калиевият хипохлорит лесно се разлага вече под действието на въглероден диоксид във въздуха и се образува хипохлорна киселина:

Последният също така избелва оцветителя, като ги окислява.

Подобен разтвор, съдържащ натриев хипохлорит, се получава чрез преминаване на хлор в разтвор на натриев хидроксид. И двата разтвора могат да бъдат получени чрез електролиза на разтвори на калиеви или натриеви хлориди, ако освободеният хлор се остави да реагира с алкалите, образувани по време на електролизата (виж стр. 549).

Под действието на хлор върху суха гасена вар се получава така наречената варова или белилна вар. Основният му компонент се образува от сол съгласно уравнението:

Тази сол отговаря на структурната формула, според която трябва да се разглежда като смесена сол на солна и хипохлорна киселина.

Хлорът е бял прах с остра миризма и силни окислителни свойства. Във влажен въздух, под действието на въглероден диоксид, той постепенно се разлага, отделяйки хипохлорна киселина:

Когато солната киселина действа върху белина, се освобождава хлор:

Хлорната вар се използва за избелване на растителни влакна (тъкани, хартия) и за дезинфекция.

В разтвор хипохлорната киселина претърпява три различни вида трансформации, които протичат независимо една от друга:

Чрез промяна на условията е възможно да се гарантира, че реакцията протича почти изцяло във всяка една посока.

Под въздействието на пряка слънчева светлина и в присъствието на някои катализатори или редуциращи агенти, разлагането на хипохлорната киселина протича съгласно уравнение (1).

Реакция (2) протича например в присъствието на средства за отстраняване на водата. В резултат на реакцията се получава оксид (хипохлорен анхидрид), който е изключително нестабилен жълто-кафяв газ с мирис подобен на този на хлор.

Разлагането по реакция (3) протича особено лесно при нагряване. Следователно, ако прехвърлите хлор в горещ разтвор на калиев хидроксид, тогава вместо веднага се оказва:

Продуктите на реакцията са калиев хлорид и калиев хлорит, сол на хлорната киселина. Тъй като калиевият хлорат (или Бертолетовата сол) е слабо разтворим в студена вода, когато разтворът се охлади, той се утаява.

Хлорната киселина, съответстваща на хлоратите, е известна само под формата на воден разтвор с концентрация, която не надвишава . Той проявява свойствата на силна киселина (приблизително еднаква по сила и) и силен окислител. И така, неговите концентрирани разтвори запалват дървото.

За разлика от свободните, в хлоратите окислителните свойства в разтвора са слабо изразени. Повечето от тях са силно разтворими във вода; всички те са отровни. Най-голямо приложение намират хлоратите, които лесно се разлагат при нагряване. В присъствие (като катализатор) разлагането протича главно съгласно уравнението:

С различни горими вещества (сяра, въглища, фосфор) образува смеси, които експлодират при удар. Това е основата за използването му в артилерията за предпазители. Калиевият хлорат се използва в пиротехниката за направата на бенгалски огън и други запалими смеси. Основният потребител на калиев хлорат е производството на кибрит. Главата на обикновен кибрит съдържа около.

Анхидридът на хипохлорната киселина е неизвестен. Под действието на концентрирана сярна киселина вместо нея се отделя жълто-кафяв газ с характерна миризма - хлорен диоксид (или диоксид). Това е много нестабилно съединение, което при нагряване, удар или контакт с други вещества лесно се разлага с експлозия на хлор и кислород.

Хлорният диоксид се използва за избелване или стерилизиране на различни материали (хартиена маса, брашно и др.).

При взаимодействие с алкален разтвор реакцията протича бавно

с образуването на соли на две киселини - хлорна и хлоридна.

Хлорната киселина не е много стабилна. По сила и окислителна активност той заема междинна позиция между и. Хлоритните соли се използват за избелване на тъкани.

При внимателно нагряване на калиев хлорат без катализатор, неговото разлагане протича главно по схемата:

Полученият калиев перхлорат е много слабо разтворим във вода и следователно може лесно да бъде изолиран.

Действието на концентрирана сярна киселина върху може да се получи свободна перхлорна киселина, която е безцветна течност, димяща във въздуха.

Безводният е нестабилен и понякога експлодира по време на съхранение, но неговите водни разтвори са доста стабилни. Оксидиращите свойства са по-слабо изразени от y, а киселинните свойства са по-силни. Перхлорната киселина е най-силната от всички известни киселини.

Солите, с няколко изключения, които включват и, са силно разтворими и не проявяват окислителни свойства в разтвор.

Ако загреете перхлорна киселина, отнемайки вода от нея, тогава се образува оксид или перхлорен анхидрид,

Оксидът е мазна течност, кипяща с разлагане при . Експлодира при удар или при нагряване.

Промяната в свойствата в серията оксикиселини на хлора може да се изрази със следната схема:

С увеличаване на степента на окисление на хлора, стабилността на неговите кислородни киселини се увеличава и тяхната окислителна способност намалява. Най-силният окислител е хипохлорната киселина, най-малко силният е перхлорната киселина.

Напротив, силата на оксикиселините на хлора се увеличава с увеличаване на степента му на окисление. От всички хидроксиди на хлора най-слабата киселина е хипохлорната, най-силната е перхлорната. Такъв модел - засилване на киселинните свойства на хидроксида, съответно отслабване на основните му свойства) с увеличаване на степента на окисление на елемента е характерен не само за хлора, но и за други елементи. В първото приближение този модел може да се обясни, като се разглеждат всички химични връзки в хидроксидните молекули като чисто йонни.

На фиг. 108 е схематично представяне на част от хидроксидната молекула, съставена от зареден йон, кислороден йон и водороден йон (протон). Дисоциацията на тази част от молекулата на йони може да се случи или с разкъсване на връзката (което води до разцепване), или с разкъсване на връзката (което води до разцепване на йона); в първия случай хидроксидът ще прояви свойствата на основа, във втория - свойствата на киселина.

Всеки от възможните начини за дисоциация на хидроксид ще се извърши толкова по-лесно, колкото по-слаба е връзката между съответните йони. С увеличаване на степента на окисление на елемента, зарядът на йона ще се увеличи, което ще увеличи привличането му към йона и по този начин ще затрудни дисоциацията на хидроксида като основа.

Ориз. 108. Йонна диаграма на фрагмент от хидроксидна молекула

В същото време взаимното отблъскване на еднакво заредените йони и ще се увеличи, което ще улесни дисоциацията от киселинен тип. По този начин, с увеличаване на степента на окисление на даден елемент, киселинните свойства се увеличават и основните свойства на хидроксида, образуван от този елемент, отслабват.

Увеличаването на радиуса на йон с непроменен заряд ще доведе до увеличаване на разстоянията между центъра на този йон и центровете на йоните и . В резултат на това взаимното електростатично привличане на йони и ще стане по-слабо, което ще улесни дисоциацията според основния тип; в същото време взаимното отблъскване на йони и ще намалее, така че дисоциацията от киселинен тип ще стане по-трудна. Следователно, с увеличаване на радиуса на йона на даден елемент (при непроменен заряд), основните свойства се подобряват и киселинните свойства на хидроксида, образуван от този елемент, се отслабват. Пример за проявлението на тази закономерност е промяната на константите на киселинна дисоциация в серията.