Klor tvori četiri kiseline koje sadrže kisik: klornu, klornu, klornu i perklornu.

Hipoklorna kiselina HClO Nastaje interakcijom klora s vodom, kao i njegovih soli s jakim mineralnim kiselinama. To je slaba kiselina i vrlo je nestabilna. Sastav produkata reakcije njegove razgradnje ovisi o uvjetima. S jakim osvjetljenjem hipokloričaste kiseline, prisutnošću redukcijskog sredstva u otopini, kao i dugotrajnim stajanjem, razgrađuje se uz oslobađanje atomskog kisika: HclO \u003d HCl + O

U prisutnosti tvari koje uklanjaju vodu nastaje klor oksid (I): 2 HClO \u003d 2 H2O + Cl2O

Stoga, kada klor stupa u interakciju s vrućom alkalnom otopinom, ne nastaju soli klorovodične i hipoklorične, već klorovodične i hipoklorične kiseline: 6 NaOH + 3 Cl2 \u003d 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

Soli hipokloričaste kiseline - g i p o kloritima su vrlo jaki oksidansi. Nastaju međudjelovanjem klora s alkalijama na hladnoći. Istodobno nastaju soli klorovodične kiseline. Od ovih mješavina najčešće se koriste izbjeljivač i voda iz škriljca.

Klorna kiselina HClO2 nastaje djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na klorite alkalnih metala, koji se dobivaju kao međuproizvodi tijekom elektrolize otopina klorida alkalnih metala u nedostatku dijafragme između katodnog i anodnog prostora. To je slaba, nestabilna kiselina, vrlo jak oksidans u kiseloj sredini. Kada stupa u interakciju s klorovodičnom kiselinom, oslobađa se klor: HClO2 + 3 HC1 = Cl2 + 2 H2O

Perklorna kiselina HClO3 nastaje djelovanjem svojih soli – klorata- sumporne kiseline. To je vrlo nestabilna kiselina, vrlo jak oksidans. Može postojati samo u razrijeđenim otopinama. Isparavanjem otopine HClO3 na niskoj temperaturi u vakuumu može se dobiti viskozna otopina koja sadrži oko 40% perklorne kiseline. Pri većem udjelu kiseline otopina se raspada uz eksploziju. Eksplozivno raspadanje također se događa pri nižim koncentracijama u prisutnosti redukcijskih sredstava. U razrijeđenim otopinama perklorna kiselina pokazuje oksidacijska svojstva, a reakcije se odvijaju prilično mirno:

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

Soli kloridne kiseline - klorati - nastaju tijekom elektrolize otopina klorida u odsutnosti dijafragme između prostora katode i anode, kao i tijekom otapanja klora u vrućoj otopini alkalije, kao što je prikazano gore. Kalijev klorat nastao elektrolizom (Bertoletova sol) slabo je topljiv u vodi i lako se odvaja od ostalih soli u obliku bijelog taloga. Poput kiseline, klorati su prilično jaki oksidanti:

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

Klorati se koriste za proizvodnju eksploziva, kao i za proizvodnju kisika u laboratoriju i soli perklorne kiseline - perklorati. Kada se Bertoletova sol zagrijava u prisutnosti mangan dioksida MnO2, koji ima ulogu katalizatora, oslobađa se kisik. Ako se kalijev klorat zagrijava bez katalizatora, tada se raspada uz stvaranje kalijevih soli klorovodične i perklorne kiseline:

2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2

4 KClO3 = KCl + 3 KClO4

Kada se perklorati tretiraju koncentriranom sumpornom kiselinom, može se dobiti perklorna kiselina:

KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HclO4

Ovo je najjača kiselina. Najstabilnija je od svih klornih kiselina koje sadrže kisik, ali bezvodna kiselina može eksplodirati kada se zagrije, potrese ili u dodiru s redukcijskim sredstvima. Razrijeđene otopine perklorne kiseline prilično su stabilne i sigurne za upotrebu. Klorati kalija, rubidija, cezija, amonija i većina organskih baza slabo su topljivi u vodi.

U industriji se kalijev perklorat dobiva elektrolitičkom oksidacijom bertholletove soli:

2 H+ + 2 e- \u003d H2 (na katodi)

SlO3- - 2 e- + N2O = SlO4- + 2 N+ (na anodi)

biološku ulogu.

spada u bitne bitne elemente. U ljudskom tijelu 100 g.

Ioni klora imaju vrlo važnu biološku ulogu. Ulazeći zajedno s ionima K+, Mg2+, Ca2+, HCO~, H3P04 i proteinima, imaju vodeću ulogu u stvaranju određene razine osmotskog tlaka (osmotske homeostaze) krvne plazme, limfe, cerebrospinalne tekućine itd.

Ion klora uključen je u regulaciju metabolizma vode i soli i volumena tekućine koju zadržavaju tkiva, održavajući pH unutarstanične tekućine i membranski potencijal stvoren radom natrij-kalijeve pumpe, što je objašnjeno (kao u slučaj njegovog sudjelovanja u osmozi) sposobnošću difundiranja kroz stanične membrane kao što to čine ioni Na +, K +. Ion klora je neophodna komponenta (zajedno s ionima H2PO4, HSO4, enzimima itd.) želučanog soka, koji je dio klorovodične kiseline.

Pospješujući probavu, klorovodična kiselina uništava razne patogene bakterije.

Cl 2 u vol. T - žuto-zeleni plin s oštrim zagušljivim mirisom, teži od zraka - 2,5 puta, slabo topljiv u vodi (~ 6,5 g / l); X. R. u nepolarnim organskim otapalima. Nalazi se slobodan samo u vulkanskim plinovima.

Kako doći

Na temelju procesa oksidacije aniona Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Industrijski

Elektroliza vodenih otopina klorida, češće - NaCl:

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

Laboratorija

Oksidacija konc. HCl različiti oksidanti:

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

16HCl + 2KMnO4 \u003d 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

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

Kemijska svojstva

Klor je vrlo jak oksidans. Oksidira metale, nemetale i složene tvari, dok se pretvara u vrlo stabilne anione Cl -:

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

Reakcije s metalima

Aktivni metali u atmosferi suhog plinovitog klora zapale se i gore; u tom slučaju nastaju metalni kloridi.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Neaktivni metali se lakše oksidiraju mokrim klorom ili njegovim vodenim otopinama:

Cl 2 + Cu \u003d CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Reakcije s nemetalima

Klor ne stupa u izravnu interakciju samo s O 2, N 2, C. Reakcije se odvijaju s drugim nemetalima pod različitim uvjetima.

Nastaju halogenidi nemetala. Najvažnija je reakcija interakcije s vodikom.

Cl2 + H2 \u003d 2HC1

Cl 2 + 2S (talina) = S 2 Cl 2

ZCl 2 + 2R = 2RCl 3 (ili RCl 5 - u višku od Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 \u003d 2ICl 3

Istiskivanje slobodnih nemetala (Br 2, I 2, N 2, S) iz njihovih spojeva

Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl

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

Cl2 + 2HI \u003d I2 + 2HCl

Cl2 + H2S \u003d S + 2HCl

ZCl2 + 2NH3 \u003d N2 + 6HCl

Disproporcioniranje klora u vodi i vodenim otopinama lužina

Kao rezultat samooksidacije-samoozdravljenja, neki atomi klora se pretvaraju u Cl - anione, dok drugi u pozitivnom oksidacijskom stanju ulaze u sastav ClO - ili ClO 3 - aniona.

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO hipoklorna to-ta

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

Ove su reakcije važne jer dovode do proizvodnje kisikovih spojeva klora:

KClO 3 i Ca (ClO) 2 - hipokloriti; KClO 3 - kalijev klorat (bertoletova sol).

Interakcija klora s organskim tvarima

a) supstitucija atoma vodika u molekulama OB

b) pripajanje molekula Cl 2 na mjestu kidanja višestrukih veza ugljik-ugljik

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

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

Klorovodik i klorovodična kiselina

Plin klorovodik

Fizička i kemijska svojstva

HCl je klorovodik. Na rev. T - bezbojan. plin oštrog mirisa, prilično se lako ukapljuje (t.t. -114°S, t.k. -85°S). Bezvodni HCl, kako u plinovitom tako iu tekućem stanju, nije vodljiv, kemijski je inertan u odnosu na metale, metalne okside i hidrokside, kao i na mnoge druge tvari. To znači da u nedostatku vode klorovodik ne pokazuje kisela svojstva. Samo pri vrlo visokim temperaturama plinoviti HCl reagira s metalima, čak i s neaktivnim kao što su Cu i Ag.
Reducirajuća svojstva kloridnog aniona u HCl također se manifestiraju u maloj mjeri: oksidira se fluorom pri vol. T, a također pri visokoj T (600°C) u prisutnosti katalizatora reverzibilno reagira s kisikom:

2HCl + F2 \u003d Cl2 + 2HF

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

Plinoviti HCl naširoko se koristi u organskoj sintezi (reakcije hidrokloriranja).

Kako doći

1. Sinteza iz jednostavnih tvari:

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

2. Nastaje kao nusprodukt tijekom kloriranja ugljikovodika:

R-H + Cl2 = R-Cl + HCl

3. U laboratoriju primaju djelovanje konc. H 2 SO 4 za kloride:

H 2 SO 4 (konc.) + NaCl \u003d 2HCl + NaHSO 4 (s niskim zagrijavanjem)

H 2 SO 4 (konc.) + 2NaCl \u003d 2HCl + Na 2 SO 4 (s vrlo jakim zagrijavanjem)

Vodena otopina HCl je jaka kiselina (klorovodična ili solna)

HCl je vrlo topljiv u vodi: pri vol. T u 1 l H 2 O otopi se ~ 450 l plina (otapanje je praćeno oslobađanjem značajne količine topline). Zasićena otopina ima maseni udio HCl jednak 36-37%. Ova otopina ima vrlo oštar, zagušljiv miris.

Molekule HCl u vodi se gotovo potpuno razlažu na ione, tj. vodena otopina HCl je jaka kiselina.

Kemijska svojstva klorovodične kiseline

1. HCl otopljen u vodi pokazuje sva opća svojstva kiselina zbog prisutnosti H + iona

HCl → H + + Cl -

Interakcija:

a) s metalima (do H):

2HCl2 + Zn \u003d ZnCl2 + H2

b) s bazičnim i amfoternim oksidima:

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

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

c) s bazama i amfoternim hidroksidima:

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

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

d) sa solima slabijih kiselina:

2HCl + CaCO3 \u003d CaCl2 + CO2 + H3O

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

e) s amonijakom:

HCl + NH3 \u003d NH4Cl

Reakcije s jakim oksidansima F 2 , MnO 2 , KMnO 4 , KClO 3 , K 2 Cr 2 O 7 . Anion Cl - oksidira se u slobodni halogen:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Za jednadžbe reakcija pogledajte "Dobivanje klora". OVR između klorovodične i dušične kiseline je od posebne važnosti:

Reakcije s organskim spojevima

Interakcija:

a) s aminima (kao organske baze)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

b) s aminokiselinama (kao amfoterni spojevi)

Oksidi i oksokiseline klora

Kiselinski oksidi

kiseline

sol

Kemijska svojstva

1. Sve oksokiseline klora i njihove soli su jaki oksidansi.

2. Gotovo svi spojevi se zagrijavanjem razgrađuju zbog intramolekularne oksidacije-redukcije ili disproporcioniranja.

Prašak za izbjeljivanje

Klor (bijelo) vapno - mješavina hipoklorita i kalcijevog klorida, ima izbjeljivanje i dezinfekciju. Ponekad se smatra primjerom miješane soli, koja istovremeno sadrži anione dviju kiselina:

Javel voda

Vodena otopina klorida i kalijevog hapoklorita KCl + KClO + H 2 O

HClO je hipohlorična kiselina. Odgovara kiselinskom oksidu Cl 2 O. Soli se nazivaju hipokloritima.

HClO 2 - klornata kiselina. Kiselinski oksid Cl 2 O 3 nije dobiven. Soli su kloriti.

HClO 3 - klorna kiselina. Kiselinski oksid Cl 2 O 5 nije dobiven. Soli su klorati.

HClO 4 - perklorna kiselina. Kiselinski oksid - Cl 2 O 7. Soli su perklorati.

1) HClO je žućkasta tekućina. Postoji samo u rješenjima. Dobiva se interakcijom klora s vodom (bez zagrijavanja):

Cl2 + H2O \u003d HCl + HClO

Soli ove kiseline dobivaju se djelovanjem klora na lužinu:

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

koristi se kao izbjeljivač u tekstilnoj industriji.

2) HClO 2, HClO 3 - nemaju anhidride (kiselinski oksidi). Soli ovih kiselina koriste se u pirotehnici i miniranju. Najvažniji je KClO 3 – kalijev klorat (bertoletova sol), dobiven zasićenjem vruće lužine klorom:

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

Klorati su najjači oksidansi. Eksplodiraju pri udaru ili toplini.

3) Poznat je ClO 2 oksid koji se može dobiti reakcijom:

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

ClO 2 je zeleno-žuti plin, kada se otopi u vodi daje smjesu kiselina:

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

4) Laganim zagrijavanjem klorati se mogu pretvoriti u perklorate iz kojih se može dobiti perklorna kiselina:

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

Perklorna kiselina HClO 4 – mobilna tekućina, visoko eksplozivna, najjača od svih poznatih kiselina. Gotovo sve njegove soli vrlo su topive u vodi.

5) U nizu HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 jakost kiselina raste, a oksidacijska sposobnost opada.

Klor se široko koristi u kemijskoj industriji za proizvodnju klorovodika i klorovodične kiseline, sintezu organoklornih tvari, dezinfekciju vode za piće, u tekstilnoj industriji za izbjeljivanje tkanina, te u proizvodnji pesticida.

Brom

Brom se nalazi u obliku kalijevih i natrijevih soli u vodi mora. Proizvodnja se temelji na reakciji:

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

Da biste to učinili, otopina NaBr i organsko otapalo (benzen ili benzin) uliju se u posudu i kroz smjesu se propusti klor. Brom prelazi u organsku fazu, odakle se potom destilira. Brom je tamnocrvena tekućina, teška, hlapljiva i uzrokuje teške opekline.

Brom Br 2 je kemijski manje aktivan od Cl 2, ali ulazi u iste reakcije kao i klor. Soli HBr nazivaju se bromidi.

Sol AgBr koristi se u filmskoj i foto industriji kao reagens osjetljiv na svjetlost. Spojevi broma koriste se u medicini.

U prirodi se javlja kao KJ, NaJ u vodi i morskim algama. Alge se suše, spaljuju, a iz pepela se ekstrahira jod prema reakciji:

2NaJ + Cl 2 = 2NaCl + J 2

jod – čvrsta kristalna tvar, tamnoljubičaste boje, sposobna za sublimaciju ili sublimaciju (prijelaz iz krutog stanja u plinovito stanje pri zagrijavanju, zaobilazeći tekuću fazu).

Klor tvori 4 kiseline koje sadrže kisik: klornu, kloridnu, klornu i perklornu.

Hipoklorna kiselina (HClO) nastaje interakcijom klora s vodom, kao i njegovih soli s jakim mineralnim kiselinama. To je slaba kiselina i vrlo je nestabilna. Sastav produkata reakcije njegove razgradnje ovisi o uvjetima. Pri jakom osvjetljavanju hipokloričaste kiseline, prisutnosti redukcijskog sredstva u otopini, kao i pri dugotrajnom stajanju, razgrađuje se uz oslobađanje atomskog kisika:

HClO = HCl + O.

U prisutnosti tvari koje uklanjaju vodu nastaje klor oksid (I):

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

3 HClO \u003d 2 HCl + HClO 3.

Stoga, kada klor stupa u interakciju s vrućom otopinom lužine, ne nastaju soli klorovodične i hipokloričaste, već klorovodične i hipokloričaste kiseline:

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

Soli hipokloričaste kiseline - hipokloriti - vrlo su jaki oksidansi. Nastaju međudjelovanjem klora s alkalijama na hladnoći. Istodobno nastaju soli klorovodične kiseline. Od ovih mješavina najčešće se koriste izbjeljivač i voda iz škriljca.

Perklorna kiselina (HclO 3) nastaje djelovanjem svojih soli – klorata – sumporne kiseline. To je vrlo nestabilna kiselina, vrlo jak oksidans. Može postojati samo u razrijeđenim otopinama.

Isparavanjem otopine HClO 3 na niskoj temperaturi u vakuumu može se dobiti viskozna otopina koja sadrži oko 40% perklorne kiseline. Pri većem udjelu kiseline otopina se raspada uz eksploziju.

Eksplozivno raspadanje također se događa pri nižim koncentracijama u prisutnosti redukcijskih sredstava. U razrijeđenim otopinama perklorna kiselina pokazuje oksidacijska svojstva, a reakcije se odvijaju prilično mirno:

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

Soli kloridne kiseline nastaju tijekom elektrolize otopina klorida u odsutnosti dijafragme između prostora katode i anode, kao i tijekom otapanja klora u vrućoj otopini alkalije, kao što je prikazano gore. Kalijev klorat nastao elektrolizom (Bertoletova sol) slabo je topljiv u vodi i lako se odvaja od ostalih soli u obliku bijelog taloga. Poput kiseline, klorati su prilično jaki oksidanti:

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

Klorati se koriste za proizvodnju eksploziva, kao i za proizvodnju kisika u laboratoriju i soli perklorne kiseline - perklorati. Kada se Bertoletova sol zagrijava uz prisustvo mangan dioksida (MnO 2), koji ima ulogu katalizatora, oslobađa se kisik. Ako se kalijev klorat zagrijava bez katalizatora, tada se raspada uz stvaranje kalijevih soli klorovodične i perklorne kiseline:

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

4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4.

Kada se perklorati tretiraju koncentriranom sumpornom kiselinom, može se dobiti perklorna kiselina:

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

Ovo je najjača kiselina. Najstabilnija je od svih klornih kiselina koje sadrže kisik, međutim, bezvodna kiselina, kada se zagrijava, mućka ili je u kontaktu s redukcijskim sredstvima, može se eksplozivno raspasti. Razrijeđene otopine perklorne kiseline prilično su stabilne i sigurne za upotrebu. Klorati kalija, rubidija, cezija, amonija i većina organskih baza slabo su topljivi u vodi.

U industriji se kalijev perklorat dobiva elektrolitičkom oksidacijom bertholletove soli:

2 H + + 2 e - \u003d H 2 (na katodi);

ClO 3 - - 2 e - + H 2 O \u003d ClO4 - + 2 H + (na anodi).

Klorna kiselina (HClO 2) nastaje djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na klorite alkalijskih metala, koji nastaju kao međuproizvodi tijekom elektrolize otopina klorida alkalijskih metala u nedostatku dijafragme između katodnog i anodnog prostora. To je slaba, nestabilna kiselina, vrlo jak oksidans u kiseloj sredini. U interakciji s klorovodičnom kiselinom oslobađa se klor:

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

Natrijev klorit se koristi za proizvodnju klor dioksida, za dezinfekciju vode i kao sredstvo za izbjeljivanje.

Klor, ili izbjeljivač, vapno (CaOCl 2), ili CaCl (ClO), nastaje interakcijom klora s praškastim kalcijevim hidroksidom - paperjem:

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.

Kvaliteta izbjeljivača određena je sadržajem hipoklorita u njemu. Ima vrlo jaka oksidirajuća svojstva i može čak oksidirati manganove soli u permanganat:

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.

Pod djelovanjem ugljičnog dioksida sadržanog u zraku, razgrađuje se uz oslobađanje klora:

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

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

Klor se koristi kao sredstvo za izbjeljivanje i dezinfekciju.

Halogeni tvore brojne spojeve s kisikom. Međutim, svi ti spojevi su nestabilni, ne dobivaju se izravnom interakcijom halogena s kisikom, već se mogu dobiti samo neizravno. Takve značajke kisikovih spojeva halogena u skladu su s činjenicom da ih gotovo sve karakteriziraju pozitivne vrijednosti standardne Gibbsove energije stvaranja (vidi, na primjer, tablicu 7 na stranici 194 za vrijednosti za ).

Od spojeva halogena koji sadrže kisik, najstabilnije su soli kisikovih kiselina, najmanje stabilni su oksidi i kiseline. U svim spojevima koji sadrže kisik, halogeni, osim fluora, pokazuju pozitivan stupanj oksidacije, dosežući sedam.

Kisik fluorid se može dobiti propuštanjem fluora u ohlađenu otopinu. Reakcija se odvija prema jednadžbi:

Osim toga, uvijek nastaju kisik, ozon i vodikov peroksid. U normalnim uvjetima, to je bezbojni plin s oštrim mirisom ozona. Kisik fluorid je vrlo toksičan, pokazuje snažna oksidacijska svojstva i može poslužiti kao jedno od učinkovitih oksidacijskih sredstava za raketna goriva.

Najbrojniji i u praktičnom smislu najvažniji su kisikovi spojevi klora, koje ćemo razmotriti nešto detaljnije.

Kao što je već spomenuto, spojevi kisika klora mogu se dobiti samo neizravnim metodama. Razmatrajući načine njihova nastanka, polazimo od procesa hidrolize klora, odnosno reverzibilne reakcije između klora i vode.

koja proizvodi klorovodičnu i hipokloričnu kiselinu.

Hidroliza klora je reakcija samooksidacije-samooporavka, u kojoj se jedan od atoma klora, vezanjem elektrona s drugog atoma, reducira, a drugi atom klora oksidira.

Nastaju hidrolizom klora i mogu međusobno djelovati, ponovno stvarajući klor i vodu, tako da reakcija ne ide do kraja; ravnoteža se uspostavlja kada reagira otprilike otopljeni klor. Dakle, klorirana voda uvijek sadrži, uz molekule, značajnu količinu klorovodične i hipokloričaste kiseline.

Hipoklorna kiselina je vrlo slaba kiselina (), slabija od ugljične; njegove se soli nazivaju hipokloritima. Budući da je vrlo nestabilan spoj, hipoklorična kiselina postupno se raspada čak iu razrijeđenoj otopini (vidi dolje).

Hipoklorna kiselina je vrlo jak oksidans; njegovo stvaranje tijekom interakcije klora s vodom objašnjava svojstva izbjeljivanja klora. Potpuno suhi klor ne izbjeljuje, ali u prisutnosti vlage boje se brzo uništavaju hipokloričastom kiselinom koja nastaje tijekom hidrolize klora.

Ako se kloriranoj vodi doda lužina, tada se zbog neutralizacije hipokloridne i klorovodične kiseline ravnoteža u sustavu

pomaci udesno; reakcija se gotovo bliži kraju i dobiva se otopina koja sadrži soli klorovodične i klorovodične kiseline:

Isti će se rezultat dobiti ako se klor izravno pusti u hladnu otopinu lužine.

ili u ionsko-molekularnom obliku:

Ovako dobivena otopina soli klorovodične i klorovodične kiseline služi za bijeljenje; Njegova svojstva izbjeljivanja su zbog činjenice da se kalijev hipoklorit lako razgrađuje već pod djelovanjem ugljičnog dioksida u zraku i nastaje hipoklorična kiselina:

Potonji također izbjeljuje boju, oksidirajući ih.

Slična otopina koja sadrži natrijev hipoklorit dobiva se propuštanjem klora u otopinu natrijevog hidroksida. Obje se otopine mogu dobiti elektrolizom otopina kalijevih ili natrijevih klorida, ako se pusti da oslobođeni klor reagira s alkalijama nastalim tijekom elektrolize (vidi str. 549).

Djelovanjem klora na suho gašeno vapno dobiva se takozvano bjelilo, ili bjelilo, vapno. Njegova glavna komponenta nastaje sol prema jednadžbi:

Ova sol odgovara strukturnoj formuli, prema kojoj je treba smatrati miješanom soli klorovodične i hipokloričaste kiseline.

Klor je bijeli prah oštrog mirisa i jakih oksidacijskih svojstava. U vlažnom zraku, pod djelovanjem ugljičnog dioksida, postupno se razgrađuje, oslobađajući hipokloričnu kiselinu:

Kada klorovodična kiselina djeluje na izbjeljivač, oslobađa se klor:

Klorno vapno koristi se za izbjeljivanje biljnih vlakana (tkanina, papir) i za dezinfekciju.

U otopini hipoklorična kiselina prolazi kroz tri različite vrste transformacija koje se odvijaju neovisno jedna o drugoj:

Promjenom uvjeta moguće je osigurati da se reakcija gotovo potpuno odvija u bilo kojem smjeru.

Pod utjecajem izravne sunčeve svjetlosti i uz prisutnost nekih katalizatora ili redukcijskih sredstava, razgradnja hipoklorične kiseline odvija se prema jednadžbi (1).

Reakcija (2) se odvija u prisutnosti, na primjer, sredstava za uklanjanje vode. Kao rezultat reakcije nastaje oksid (hipoklorni anhidrid), koji je izrazito nestabilan žuto-smeđi plin mirisa sličnog mirisu klora.

Razgradnja prema reakciji (3) odvija se posebno lako kada se zagrijava. Stoga, ako klor prenesete u vruću otopinu kalijevog hidroksida, tada se umjesto odmah ispostavlja:

Produkti reakcije su kalijev klorid i kalijev klorit, sol kloridne kiseline. Budući da je kalijev klorat (ili Bertoletova sol) slabo topljiv u hladnoj vodi, kad se otopina ohladi, ona se taloži.

Klorna kiselina koja odgovara kloratima poznata je samo u obliku vodene otopine s koncentracijom koja ne prelazi . Pokazuje svojstva jake kiseline (približno jednake jačine i) i jakog oksidansa. Dakle, njegove koncentrirane otopine zapale stablo.

Za razliku od slobodnih, kod klorata su oksidacijska svojstva u otopini slabo izražena. Većina ih je visoko topljiva u vodi; svi su otrovni. Najveću primjenu nalaze klorati, koji se zagrijavanjem lako raspadaju. U prisutnosti (kao katalizatora) razgradnja se odvija uglavnom prema jednadžbi:

S raznim zapaljivim tvarima (sumpor, ugljen, fosfor) stvara smjese koje pri udaru eksplodiraju. To je osnova za njegovu upotrebu u topništvu za upaljače. Kalijev klorat koristi se u pirotehnici za izradu prskalica i drugih zapaljivih smjesa. Glavni potrošač kalijevog klorata je industrija šibica. Glava obične šibice sadrži oko.

Anhidrid hipoklorne kiseline nije poznat. Pod djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline umjesto nje oslobađa se žutosmeđi plin karakterističnog mirisa - klor dioksid (ili dioksid). Ovo je vrlo nestabilan spoj, koji se pri zagrijavanju, udaru ili u dodiru s drugim tvarima lako raspada uz eksploziju na klor i kisik.

Klor dioksid se koristi za izbjeljivanje ili sterilizaciju raznih materijala (papirna masa, brašno, itd.).

U interakciji s otopinom lužine, reakcija se odvija sporo

uz stvaranje soli dviju kiselina - klorovodične i kloridne.

Klorna kiselina nije jako stabilna. Po snazi ​​i oksidativnoj aktivnosti zauzima srednji položaj između i. Kloritne soli se koriste za izbjeljivanje tkanina.

Uz pažljivo zagrijavanje kalijevog klorata bez katalizatora, njegova se razgradnja odvija uglavnom prema shemi:

Dobiveni kalijev perklorat vrlo je slabo topljiv u vodi i stoga se može lako izolirati.

Djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na može se dobiti slobodna perklorna kiselina, koja je bezbojna tekućina koja dimi na zraku.

Bezvodni je nestabilan i ponekad eksplodira tijekom skladištenja, ali njegove vodene otopine prilično su stabilne. Oksidirajuća svojstva su manje izražena od y, a kisela su jača. Perklorna kiselina je najjača od svih poznatih kiselina.

Soli, uz nekoliko izuzetaka, koji uključuju i, vrlo su topljive i ne pokazuju oksidacijska svojstva u otopini.

Zagrijete li perklornu kiselinu i oduzimate joj vodu, tada nastaje oksid ili perklorni anhidrid,

Oksid je uljasta tekućina, vrije uz raspad na . Eksplodira pri udaru ili kada se zagrije.

Promjena svojstava u nizu oksikiselina klora može se izraziti sljedećom shemom:

S povećanjem stupnja oksidacije klora povećava se stabilnost njegovih kisikovih kiselina, a smanjuje se njihova oksidacijska sposobnost. Najjače oksidacijsko sredstvo je hipoklorna kiselina, a najmanje perklorna kiselina.

Naprotiv, snaga oksikiselina klora raste s povećanjem stupnja oksidacije. Od svih klorovih hidroksida najslabija je hipoklorna kiselina, a najjača je perklorna. Takav obrazac - jačanje kiselih svojstava hidroksida, odnosno slabljenje njegovih osnovnih svojstava) s povećanjem stupnja oksidacije elementa karakterističan je ne samo za klor, već i za druge elemente. U prvoj aproksimaciji, ovaj se uzorak može objasniti uzimajući u obzir sve kemijske veze u molekulama hidroksida kao čisto ionske.

Na sl. 108 je shematski prikaz dijela molekule hidroksida, koji se sastoji od iona naboja, iona kisika i iona vodika (protona). Disocijacija ovog dijela molekule na ione može se dogoditi ili s kidanjem veze (što rezultira odvajanjem), ili s kidanjem veze (što rezultira odvajanjem iona); u prvom slučaju, hidroksid će pokazivati ​​svojstva baze, u drugom, svojstva kiseline.

Svaki od mogućih načina disocijacije hidroksida provest će se to lakše što je veza između odgovarajućih iona slabija. S povećanjem stupnja oksidacije elementa, naboj iona će se povećati, što će povećati njegovu privlačnost prema ionu i time otežati disocijaciju hidroksida kao baze.

Riža. 108. Ionski dijagram fragmenta molekule hidroksida

Istovremeno će se povećati međusobno odbijanje jednako nabijenih iona i , što će olakšati kiselinsku disocijaciju. Dakle, s povećanjem stupnja oksidacije elementa, povećavaju se kiselinska svojstva, a slabe osnovna svojstva hidroksida nastalog ovim elementom.

Povećanje polumjera iona s nepromijenjenim nabojem dovest će do povećanja udaljenosti između središta ovog iona i središta iona i . Kao rezultat toga, međusobno elektrostatsko privlačenje iona i postat će slabije, što će olakšati disocijaciju prema glavnom tipu; istodobno će se smanjiti međusobno odbijanje iona i pa će se otežati kiselinska disocijacija. Posljedično, s povećanjem polumjera iona elementa (s nepromijenjenim nabojem), bazična svojstva se pojačavaju, a kisela svojstva hidroksida formiranog ovim elementom se slabe. Primjer manifestacije ove pravilnosti je promjena konstanti kisele disocijacije u seriji.