Хлор утворює чотири кисневмісні кислоти: хлорнотисту, хлористу, хлорну і хлорну.

Хлорновата кислота НСlOутворюється при взаємодії хлору з водою, а також її солей із сильними мінеральними кислотами. Вона відноситься до слабких кислот, дуже нестійка. Склад продуктів реакції її розкладання залежить та умовами. При сильному освітленні хлорнуватистої кислоти, наявності в розчині відновника, а також тривалому стоянні вона розкладається з виділенням атомарного кисню: НСlO = HСl + O

У присутності водовіднімних речовин утворюється оксид хлору (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Тому при взаємодії хлору з гарячим розчином лугу утворюється солі не соляної та хлорноватистої, а соляної та хлорнуватий кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Солі хлорноватистої кислоти - г і по х л о р і т- Дуже сильні окислювачі. Вони утворюються при взаємодії хлору із лугами на холоді. Одночасно утворюються солі соляної кислоти. З таких сумішей найбільшого поширення набули хлорне вапно та жалівова вода.

Хлориста кислота НСlO2утворюється при дії концентрованої сірчаної кислоти на хлорити лужних металів, які виходять як проміжні продукти при електролізі розчинів хлоридів лужних металів без діафрагми між катодним і анодним просторами. Це слабка, нестійка кислота, дуже сильний окислювач у кислому середовищі. При взаємодії її із соляною кислотою виділяється хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорнувата кислота НСlO3 утворюється при дії на її солі -хлороти- сірчаної кислоти. Це дуже нестійка кислота, дуже сильний окисник. Може існувати лише у розведених розчинах. При упарюванні розчину НСlO3 за низької температури у вакуумі можна отримати в'язкий розчин, що містить близько 40 % хлорної кислоти. При вищому вмісті кислоти розчин розкладається з вибухом. Розкладання з вибухом відбувається і за меншої концентрації у присутності відновників. У розведених розчинах хлорна кислота виявляє окисні властивості, причому реакції протікають спокійно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Солі хлорної кислоти - хлорати - утворюються при електролізі розчинів хлоридів без діафрагми між катодним і анодним просторами, а також при розчиненні хлору в гарячому розчині лугів, як показано вище. Хлорат калію (бертолетова сіль), що утворюється при електролізі, слабо розчиняється у воді і у вигляді білого осаду легко відокремлюється від інших солей. Як і кислота, хлорати – досить сильні окислювачі:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлорати застосовуються для виробництва вибухових речовин, а також отримання кисню в лабораторних умовах і солей хлорної -кислоти - пер х л о р а т о в. При нагріванні бертолетової солі у присутності діоксиду марганцю МпО2, що грає роль каталізатора, виділяється кисень. Якщо ж нагрівати хлорат калію без каталізатора, то він розкладається з утворенням калієвих солей хлороводневої та хлорної кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обробці перхлоратів концентрованою сірчаною кислотою можна отримати хлорну кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Це найсильніша кислота. Вона найбільш стійка з усіх кисень, що містять кислот хлору, проте безводна кислота при нагріванні, струшуванні або контакті з відновниками може розкладатися з вибухом. Розведені розчини хлорної кислоти цілком стійкі та безпечні в роботі. Хлорати калію, рубідія, цезію, амонію та більшості органічних основ погано розчиняються у воді.

У промисловості перхлорат калію одержують електролітичним окисненням бертолетової солі:

2 Н+ + 2 е- = Н2 (на катоді)

СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н + (на аноді)

Біологічна роль.

він належить до життєво необхідних незамінних елементів. В організмі людини 100 г.

Іони хлору відіграють дуже важливу біологічну роль. Входячи разом з іонами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 та білками відіграють чільну роль у створенні певного рівня осмотичного тиску (осмотичний гомеостаз) плазми крові, лімфи, спиномозкової рідини тощо.

Хлор-іон бере участь у регуляції водно-сольового обміну та об'єму рідини, що утримується тканинами, триманні рН внутрішньоклітинної рідини та мембранного потенціалу, створюваного роботою натрій-калієвого насоса, що пояснюється (як і у разі його участі в осмосі) здатністю дифундувати через клітинні мембрани тому, як це роблять іони Na+, К+. Іон хлору - необхідний компонент (разом з іонами Н2Р04, HSO4, ферментами та ін) шлункового соку, що входить до складу соляної кислоти.

Сприяючи травленню, соляна кислота знищує різноманітні хвороботворні бактерії.

Cl 2 при про. Т - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, що задушує, важче повітря - в 2,5 рази, малорозчинний у воді (~ 6,5 г/л); х. нар. у неполярних органічних розчинниках. У вільному вигляді зустрічається лише у вулканічних газах.

Способи отримання

Засновані на процесі окислення аніонів Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промисловий

Електроліз водних розчинів хлоридів, частіше - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторні

Окислення конц. HCI різними окислювачами:

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 + До 2 Сr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7Н 2 O

Хімічні властивості

Хлор – дуже сильний окислювач. Окислює метали, неметали та складні речовини, перетворюючись при цьому на дуже стійкі аніони Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакції із металами

Активні метали в атмосфері сухого газоподібного хлору спалахують і згоряють; при цьому утворюються хлориди металів.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивні метали легко окислюються вологим хлором або його водними розчинами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3

Реакції з неметалами

Хлор безпосередньо не взаємодіє тільки з O 2 , N 2 , С. З рештою неметалів реакції протікають за різних умов.

Утворюються галогеніди неметалів. Найважливішою є реакція взаємодії з воднем.

Cl 2 + Н 2 = 2НС1

Cl 2 + 2S (розплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (або РCl 5 - у надлишку Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Витіснення вільних неметалів (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) з їх сполук

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

Диспропорціонування хлору у воді та водних розчинах лугів

Через війну самоокисления-самовосстановления одні атоми хлору перетворюються на аніони Cl - , інші в позитивної міри окислення входять до складу аніонів ClO - чи ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорнуватиста 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

Ці реакції мають важливе значення, оскільки призводять до одержання кисневих сполук хлору:

КClO 3 та Са(ClO) 2 - гіпохлорити; КClO 3 - хлорат калію (бертолетова сіль).

Взаємодія хлору з органічними речовинами

а) заміщення атомів водню у молекулах ВВ

б) приєднання молекул Cl 2 за місцем розриву кратних вуглець-вуглецевих зв'язків

H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-дихлоретан

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

Хлороводень та соляна кислота

Газоподібний хлороводень

Фізичні та хімічні властивості

HCl – хлорид водню. При про. Т - бесцв. газ з різким запахом, досить легко скраплюється (т. пл. -114 ° С, т. Кіп. -85 ° С). Безводний НСl і в газоподібному, і в рідкому станах неелектропровідний, хімічно інертний по відношенню до металів, оксидів і гідроксидів металів, а також до багатьох інших речовин. Це означає, що відсутність води хлороводень не виявляє кислотних властивостей. Тільки при дуже високій Т газоподібний HCl реагує з металами, причому навіть такими малоактивними як Сu і Аg.
Відновлювальні властивості хпорид-аніону в HCl також виявляються незначною мірою: він окислюється фтором при про. Т, а також при високій Т (600°С) у присутності каталізаторів оборотно реагує з киснем:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газоподібний HCl широко використовується в органічному синтезі (реакції гідрохлорування).

Способи отримання

1. Синтез із простих речовин:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Утворюється як побічний продукт при хлоруванні ПВ:

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

3. У лабораторії одержують дією конц. H 2 SO 4 на хлориди:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабкому нагріванні)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при дуже сильному нагріванні)

Водний розчин HCl - сильна кислота (хлороводнева, або соляна)

HCl дуже добре розчиняється у воді: при об. Т 1 л Н 2 O розчиняється ~ 450 л газу (розчин супроводжується виділенням значної кількості тепла). Насичений розчин має масову частку HCl, що дорівнює 36-37%. Такий розчин має дуже різкий запах, що задушує.

Молекули HCl у воді практично повністю розпадаються на іони, тобто водний розчин HCl є сильною кислотою.

Хімічні властивості соляної кислоти

1. Розчинений у воді HCl виявляє всі загальні властивості кислот, зумовлені присутністю іонів Н+

HCl → H + + Cl -

Взаємодія:

а) з металами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) з основними та амфотерними оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ДТ 2 O

в) з основами та амфотерними гідроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ДТ 2 O

г) із солями слабших кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СО 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ВІН + NaCl

д) з аміаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакції із сильними окислювачами F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Аніон Cl - окислюється до вільного галогену:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Рішення рівняння див. "Отримання хлору". Особливе значення має ОВР між соляною та азотною кислотами:

Реакції з органічними сполуками

Взаємодія:

а) з амінами (як органічними основами)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) з амінокислотами (як амфотерними сполуками)

Оксиди та оксокислоти хлору

Кислотні оксиди

Кислоти

Солі

Хімічні властивості

1. Усі оксокислоти хлору та його солі є сильними окислювачами.

2. Майже всі сполуки під час нагрівання розкладаються за рахунок внутрішньомолекулярного окислення-відновлення або диспропорціонування.

Хлорне вапно

Хлорне (білильне) вапно - суміш гіпохлориту і хлориду кальцію, має відбілюючу і дезінфікуючу дію. Іноді розглядається як приклад змішаної солі, що має у своєму складі одночасно аніони двох кислот:

Жавельна вода

Водний розчин хлориду та гапохлориту калію KCl + KClO + H 2 O

HClO – хлорнуватиста кислота. Їй відповідає кислотний оксид Cl2O. Солі називаються гіпохлоритами.

HClO 2 – хлориста кислота. Кислотний оксид Cl2O3 не отриманий. Солі – хлорити.

HClO 3 - хлорувата кислота. Кислотний оксид Cl2O5 не отриманий. Солі – хлорати.

HClO 4 – хлорна кислота. Кислотний оксид - Cl 2 O 7 . Солі – перхлорати.

1) HClO – жовта рідина. Існує лише у розчинах. Виходить при взаємодії хлору з водою (без нагрівання):

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Солі цієї кислоти виходять при дії на луг хлору:

2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

використовується як відбілювач у текстильній промисловості.

2) HClO 2 , HClO 3 – немає ангідридів (кислотних оксидів). Солі цих кислот застосовують у піротехніці та вибухових роботах. Найбільше значення має KClO 3 – хлорат калію (бертолетова сіль), одержувана насиченням гарячої лугу хлором:

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

Хлорати – найсильніші окислювачі. Під час удару або нагрівання вибухають.

3) Відомий оксид ClO 2 який можна отримати по реакції:

2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 = K 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O + 2ClO 2

ClO 2 – зелено-жовтий газ, при розчиненні у воді дає суміш кислот:

2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3

4) Обережним нагріванням хлорати можна перевести в перхлорати, з яких можна одержати хлорну кислоту:

KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4

Хлорна кислота HClO 4 – рухлива рідина, дуже вибухонебезпечна, найсильніша з усіх відомих кислот. Майже всі її солі добре розчиняються у воді.

5) У ряді HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 сила кислот зростає, а окислювальна здатність падає.

Хлор знаходить широке застосування в хімічній промисловості для отримання хлористого водню та соляної кислоти, синтезу хлорорганічних речовин, знезараження питної води, текстильної промисловості для відбілювання тканин, у виробництві отрутохімікатів.

Бром

Бром знаходиться у вигляді калієвих та натрієвих солей у воді морів. Виробництво засноване на реакції:

2NaBr + Cl 2 = Br 2 + 2NaCl

Для цього розчин NaBr та органічний розчинник (бензол або бензин) заливають у ємність і через суміш пропускають хлор. Бром перетворюється на органічну фазу, звідки потім відганяється. Бром – рідина темно-червоного кольору, важка, легколетюча, спричиняє важкі опіки.

Бром Br 2 хімічно менш активний, ніж Cl 2 проте вступає в ті ж реакції, що і хлор. Солі HBr звуться – броміди.

Сіль AgBr, використовується в кіно- та фотопромисловості як світлочутливий реактив. Сполуки брому використовуються в медицині.

У природі зустрічається у вигляді KJ, NaJ у воді та морських водоростях. Водорості сушаться, спалюються і із золи витягується йод по реакції:

2NaJ + Cl 2 = 2NaCl + J 2

Йод – тверда кристалічна речовина, темно-фіолетового кольору, здатна до сублімації або сублімації (перехід з твердого стану в газоподібний при нагріванні, минаючи рідку фазу).

Хлор утворює 4 кисневмісні кислоти: хлорнотисту, хлористу, хлорну і хлорну.

Хлорнотиста кислота (HClO) утворюється при взаємодії хлору з водою, а також її солей із сильними мінеральними кислотами. Вона відноситься до слабких кислот, дуже нестійка. Склад продуктів реакції її розкладання залежить та умовами. При сильному освітленні хлорнуватистої кислоти, наявності в розчині відновника, а також тривалому стоянні вона розкладається з виділенням атомарного кисню:

НСlO = HСl + O.

У присутності водовіднімних речовин утворюється оксид хлору (I):

2 НСlO = 2 Н 2 Про + Сl 2 O.

3 НСlO = 2 НСl + НСlO 3 .

Тому при взаємодії хлору з гарячим розчином лугу утворюється солі не соляної та хлорнуватих, а соляної та хлорнуватий кислот:

6 NаОН + 3 Сl 2 = 5 NаСl + NаСlО 3 + 3 Н2О.

Солі хлорнуватистої кислоти – гіпохлорити – дуже сильні окислювачі. Вони утворюються при взаємодії хлору із лугами на холоді. Одночасно утворюються солі соляної кислоти. З таких сумішей найбільшого поширення набули хлорне вапно та жалівова вода.

Хлорна кислота (НСlO 3) утворюється при дії на її солі - хлорати - сірчаної кислоти. Це дуже нестійка кислота, дуже сильний окисник. Може існувати лише у розведених розчинах.

При упарюванні розчину НСlO 3 при низькій температурі у вакуумі можна отримати в'язкий розчин, що містить близько 40% хлорної кислоти. При вищому вмісті кислоти розчин розкладається із вибухом.

Розкладання з вибухом відбувається і за меншої концентрації у присутності відновників. У розведених розчинах хлорна кислота виявляє окисні властивості, причому реакції протікають спокійно:

НСlO 3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr 2 + 3 Н 2 О.

Солі хлорнуватої кислоти утворюються при електролізі розчинів хлоридів без діафрагми між катодним і анодним просторами, а також при розчиненні хлору в гарячому розчині лугів, як показано вище. Хлорат калію (бертолетова сіль), що утворюється при електролізі, слабо розчиняється у воді і у вигляді білого осаду легко відокремлюється від інших солей. Як і кислота, хлорати – досить сильні окислювачі:

КСlO 3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl 2 + 3 Н 2 О.

Хлорати застосовуються для виробництва вибухових речовин, а також для одержання кисню в лабораторних умовах та солей хлорної кислоти – перхлоратів. При нагріванні бертолетової солі у присутності діоксиду марганцю (МnО 2), що грає роль каталізатора, виділяється кисень. Якщо ж нагрівати хлорат калію без каталізатора, то він розкладається з утворенням калієвих солей хлороводневої та хлорної кислот:

2 КСlО 3 = 2 КСl + 3 O 2;

4 КСlO 3 = КСl + 3 КСlO 4 .

При обробці перхлоратів концентрованою сірчаною кислотою можна отримати хлорну кислоту:

КСlO 4 + Н 2 SO 4 = КНSO 4 + НСlO 4 .

Це найсильніша кислота. Вона найбільш стійка з усіх кисневмісних кислот хлору, однак безводна кислота при нагріванні, струшуванні або контакті з відновниками може розкладатися з вибухом. Розведені розчини хлорної кислоти цілком стійкі та безпечні в роботі. Хлорати калію, рубідія, цезію, амонію та більшості органічних основ погано розчиняються у воді.

У промисловості перхлорат калію одержують електролітичним окисненням бертолетової солі:

2 Н + + 2 е - = Н 2 (на катоді);

СlО 3 - - 2 е - + Н 2 О = СlO4 - + 2 Н + (на аноді).

Хлориста кислота (НСlO 2 ) утворюється при дії концентрованої сірчаної кислоти на хлорити лужних металів, які виходять як проміжні продукти при електролізі розчинів хлоридів лужних металів без діафрагми між катодним і анодним просторами. Це слабка, нестійка кислота, дуже сильний окислювач у кислому середовищі. При взаємодії її із соляною кислотою виділяється хлор:

НСlO 2 + 3 НСl = Сl 2 + 2 Н 2 О.

Хлорити натрію використовуються для отримання діоксиду хлору, при знезараженні води, а також як агент, що відбілює.

Хлорне, або білильне, вапно (СаОСl 2), або СаСl(СlO), утворюється при взаємодії хлору з порошкоподібним гідроксидом кальцію - гарматою:

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.

Якість хлорного вапна визначається вмістом у ній гіпохлориту. Вона має дуже сильні окислювальні властивості і може окислювати навіть солі марганцю до перманганату:

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.

Під дією вуглекислого газу, що міститься у повітрі, вона розкладається з виділенням хлору:

СаОСl 2 + СО 2 = СаСО 3 + Сl 2

СаСl 2 + Са(ОСl) 2 + 2 СО 2 = 2 СаСО 3 + 2 Сl 2 .

Хлорне вапно застосовується як відбілююча та дезінфікуюча речовина.

Галогени утворюють ряд сполук з киснем. Однак усі ці сполуки нестійкі, не виходять при безпосередній взаємодії галогенів з киснем і можуть бути отримані непрямим шляхом. Такі особливості кисневих сполук галогенів узгоджуються з тим, що майже всі вони характеризуються позитивними значеннями стандартної енергії Гіббса освіти (див., Наприклад, у табл. 7 на стор. 194 значення для ).

З кисневмісних сполук галогенів найбільш стійкі солі кисневих кислот, найменш оксиди і кислоти. У всіх кисневмісних сполуках галогени, крім фтору, виявляють позитивний ступінь окисленості, що досягає семи.

Фторид кисню можна одержати пропусканням фтору в охолоджений розчин. Реакція йде відповідно до рівняння:

Крім цього завжди утворюються кисень, озон і пероксид водню. За звичайних умов – безбарвний газ із різким запахом озону. Фторид кисню дуже отруйний, виявляє сильні окисні властивості і може бути одним з ефективних окислювачів ракетних палив.

Найбільш численні та важливі у практичному відношенні кисневі сполуки хлору, які ми й розглянемо дещо докладніше.

Як зазначалося, кисневі сполуки хлору може бути отримані лише непрямими методами. Розгляд шляхів їх утворення почнемо з процесу гідролізу хлору, тобто з оборотної реакції між хлором та водою

в результаті якої утворюються соляна кислота та хлорнувата кислота.

Гідроліз хлору є реакцією самоокислення-самовідновлення, коли один з атомів хлору, приєднуючи до себе електрон від іншого атома, відновлюється, а інший атом хлору окислюється.

Отримані при гідролізі хлору і можуть взаємодіяти один з одним, знову утворюючи хлор і воду, тому реакція не йде до кінця; рівновага встановлюється, коли відреагує приблизно розчиненого хлору. Таким чином, хлорна вода завжди містить поряд з молекулами значну кількість соляної та хлорнуватистої кислот.

Хлорновата кислота - дуже слабка кислота (), більш слабка, ніж вугільна; солі її називаються гіпохлоритами. Будучи вельми нестійкою сполукою, хлорновата кислота навіть у розведеному розчині поступово розпадається (див. нижче).

Хлорновата кислота - дуже сильний окислювач; її утворенням при взаємодії хлору з водою пояснюються властивості хлору, що білять. Абсолютно сухий хлор не білить, але в присутності вологи відбувається швидке руйнування барвників утворюється при гідролізі хлору хлорнуватистою кислотою.

Якщо до хлорної води додавати луг, то внаслідок нейтралізації хлорнуватистої та соляної кислот рівновагу в системі

зрушується праворуч; реакція практично доходить до кінця і виходить розчин, що містить солі хлорнуватистої та соляної кислот:

Той самий результат вийде, якщо безпосередньо пропускати хлор у холодний розчин лугу

або в іонно-молекулярній формі:

Отриманий таким шляхом розчин солей хлорнуватистої та соляної кислот застосовується для біління; його білі властивості обумовлюються тим, що гіпохлорит калію легко розкладається вже при дії діоксиду вуглецю, що знаходиться в повітрі, причому утворюється хлорновата кислота:

Остання і знебарвлює барвники, окислюючи їх.

Аналогічний розчин, що містить гіпохлорит натрію, виходить при пропусканні хлору розчин гідроксиду натрію. Обидва розчини можна отримати електролізом розчинів хлоридів калію або натрію, якщо дати можливість хлору, що виділяється, реагувати з лугами, що утворюються при електролізі (див, стор. 549).

При дії хлору на сухе гашене вапно виходить так зване білильне, або хлорне, вапно. Головною її складовою є сіль, що утворюється відповідно до рівняння:

Цій солі відповідає структурна формула, згідно з якою слід розглядати як змішану сіль соляної та хлорнуватистої кислот.

Хлорне вапно являє собою білий порошок з різким запахом і має сильні окислювальні властивості. У вологому повітрі під дією діоксиду вуглецю вона поступово розкладається, виділяючи хлорнувату кислоту:

При дії на хлорне вапно соляної кислоти виділяється хлор:

Хлорне вапно застосовується для відбілювання рослинного волокна (тканин, паперу) та для дезінфекції.

У розчині хлорновата кислота відчуває три різних типи перетворень, які протікають незалежно один від одного:

Змінюючи умови, можна домогтися, що реакція пройде практично націло в якомусь одному напрямі.

Під дією прямого сонячного світла та у присутності деяких каталізаторів або відновників розкладання хлорнуватистої кислоти протікає згідно з рівнянням (1).

Реакція (2) йде у присутності водовіднімальних засобів, наприклад . В результаті реакції виходить оксид (хлорноватистий ангідрид), що є вкрай нестійким жовто-бурим газом із запахом, схожим на запах хлору.

Розпад згідно з реакцією (3) особливо легко йде при нагріванні. Тому, якщо пропускати хлор у гарячий розчин гідроксиду калію, то замість одразу виходить:

Продуктами реакції є хлорид калію і хлорит калію - сіль хлорнуватої кислоти. Оскільки хлорат калію (або бертолетова сіль) мало розчинний у холодній воді, то при охолодженні розчину він випадає в осад.

Відповідна хлоратам хлорнувата кислота відома лише у вигляді водного розчину з концентрацією не вище. Вона виявляє властивості сильної кислоти (приблизно рівної за силою і) і сильного окислювача. Так, концентровані її розчини займають дерево.

На противагу вільної , у хлоратів окислювальні властивості в розчині виражені слабо. Більшість із них добре розчиняються у воді; всі вони отруйні. Найбільше застосування з хлоратів знаходить, що при нагріванні легко розкладається. У присутності (як каталізатор) розкладання в основному протікає відповідно до рівняння:

З різними горючими речовинами (сірою, вугіллям, фосфором) утворює суміші, що вибухають під час удару. На цьому ґрунтується його застосування в артилерійській справі для влаштування запалів. Хлорат калію вживається в піротехніці для приготування бенгальських вогнів та інших сумішей, що легко займаються. Головний споживач хлорату калію - сірникова промисловість. У головці звичайного сірника міститься близько .

Ангідрид хлорнуватої кислоти невідомий. При дії концентрованої сірчаної кислоти замість нього виділяється жовто-бурий газ із характерним запахом – діоксид (або двоокис) хлору. Це дуже нестійка сполука, яка при нагріванні, ударі або зіткненні з іншими речовинами легко розкладається з вибухом на хлор та кисень.

Діоксид хлору застосовують для відбілювання або стерилізації різних матеріалів (паперової маси, борошна та ).

При взаємодії із розчином лугу повільно протікає реакція

з утворенням солень двох кислот - хлорнуватий і хлористої.

Хлориста кислота малостійка. За силою та окислювальною активністю вона займає проміжне положення між і . Солі хлорити використовуються при відбілюванні тканин.

При обережному нагріванні хлорату калію без каталізатора його розкладання протікає переважно згідно зі схемою:

Перхлорат калію, що утворюється, дуже мало розчинний у воді і тому може бути легко виділений.

Дією концентрованої сірчаної кислоти може бути отримана вільна хлорна кислота , що являє собою безбарвну, димлячу на повітрі рідина.

Безводна малостійка і іноді вибухає при зберіганні, але її водяні розчини цілком стійкі. Окисні властивості виражені слабше, ніж у , а кислотні властивості-сильніше. Хлорна кислота – найсильніша з усіх відомих кислот.

Солі, за небагатьма винятками, до яких належить і добре розчинні і в розчині окисних властивостей не виявляють.

Якщо нагрівати хлорну кислоту з , що віднімає від неї воду, то утворюється оксид , або хлорний ангідрид,

Оксид - масляниста рідина, що кипить з розкладанням при . При ударі або сильному нагріванні вибухає.

Зміна властивостей у ряді кисневих кислот хлору можна виразити такою схемою:

Зі збільшенням ступеня окисленості хлору стійкість його кисневих кислот зростає, які окисна здатність зменшується. Найбільш сильний окислювач - хлорноваста кислота, найменш сильний - хлорна кислота.

Навпаки, сила кисневих кислот хлору зростає зі збільшенням його ступеня окиснення. З усіх гідроксидів хлору найслабша кислота - хлорноваста, найсильніша - хлорна. Така закономірність - посилення кислотних властивостей гідроксиду, відповідно, ослаблення його основних властивостей) зі зростанням ступеня окиснення елемента характерна не тільки для хлору, але і для інших елементів. У першому наближенні цю закономірність можна пояснити, розглядаючи усі хімічні зв'язки у молекулах гідроксидів як чисто іонні.

На рис. 108 схематично зображена частина молекули гідроксиду , складена із зарядного іона , іона кисню та іона водню (протона) . Дисоціація цієї частини молекули на іони може відбуватися або з розривом зв'язку (внаслідок чого відщеплюється), або з розривом зв'язку (що призводить до відщеплення іона); у першому випадку гідроксид виявлятиме властивості основи, у другому - властивості кислоти.

Кожен із можливих шляхів дисоціації гідроксиду здійснюватиметься тим легше, чим слабший зв'язок між відповідними іонами. При зростанні ступеня окисленості елемента збільшиться заряд іона, що посилить його тяжіння до іона і тим самим ускладнить дисоціацію гідроксиду за типом основи.

Мал. 108. Іонна схема фрагмента молекули гідроксиду

Водночас посилиться взаємне відштовхування однойменно заряджених іонів і , що полегшить дисоціацію за кислотним типом. Таким чином, зі збільшенням ступеня окисленості елемента посилюються кислотні властивості і слабшають основні властивості гідроксиду, що утворюється цим елементом.

Збільшення радіуса іона при незмінному його заряді призведе до зростання відстаней між центром цього іона і центрами іонів. В результаті взаємне електростатичне тяжіння іонів і стане слабшим, що полегшить дисоціацію за основним типом; одночасно зменшиться взаємне відштовхування іонів і , отже дисоціація за кислотним типом утрудниться. Отже, зі зростанням радіусу іона елемента (при незмінному його заряді) посилюються основні властивості та послаблюються кислотні властивості утвореного цим елементом гідроксиду. Прикладом прояву цієї закономірності може бути зміна констант кислотної дисоціації у ряду.