Перхлорната киселина (формула HClO4) е едноосновна безводна киселина. Съдържа хлор (Cl) в най-висока степен на окисление, поради тази причина е най-силният окислител. Експлозивно.

Свойства на перхлорната киселина

1. Това е летлива течност без цвят, силно изпарена във въздуха, мономерна в пари. Нестабилен и много реакционен. Тази киселина се характеризира с автодехидратация:

3HClO4 = H3O + (катион) + ClO- (анион) + Cl2O7 (хлорен оксид)

2. Това вещество е лесно разтворимо в органохлорни и органофлуорни разтворители като CH2Cl2 (метиленхлорид), CHCl3 (хлороформ) и др. Смесва се с други разтворители, проявява редуциращи свойства; при небрежно боравене може да причини експлозия или пожар.

3. Смесва се добре с вода (H2O) във всяко съотношение. Образува няколко хидрата. Концентрираните разтвори на тази киселина имат леко мазна консистенция. Водните разтвори на тази киселина имат добра стабилност и нисък окислителен капацитет. С водата разглежданото вещество образува азеотропна смес, която кипи при температура 203 градуса и съдържа 72 процента HClO4.

4. Перхлорната киселина (формула HClO4) е една от тях.Поради това в нейната среда някои киселинни съединения се държат като основи.

5. При условия на понижено налягане със слабо нагряване на смес от перхлорна киселина с фосфорен анхидрид се образува мазна, безцветна течност - хлорен анхидрид:

2HClO4 (перхлорна киселина) + P4O10 (фосфорен анхидрид) = Cl2O7 (хлорен анхидрид) + H2P4O11

Методи за получаване

1. Водните разтвори на това вещество могат да се получат по два начина. Първият се състои в електрохимично окисляване на хлор или солна киселина в концентрирана солна киселина, а вторият - в обменно разлагане на натриеви или калиеви перхлорати с неорганични силни киселини.

2. Перхлорна безводна киселина също може да се получи по два начина. Първият се състои във взаимодействието на калиеви (K) или натриеви (Na) перхлорати със сярна киселина в концентрирана форма, а вторият - във взаимодействие на олеум с воден разтвор на перхлорна киселина:

KClO4 (воден разтвор на перхлорна киселина) + H2SO4 = KHSO4 (калиев хидрогенсулфат) + HClO4 (перхлорна киселина)

Използването на перхлорна киселина

Концентрираните разтвори се използват широко за получаване на перхлорати (соли на тази киселина) и в аналитичната химия;

Перхлорната киселина се използва при разлагането на руди, като катализатор и при анализа на минерали;

Калиевият перхлорат (формула: KClO4), солта на тази киселина, се използва за създаване на магнезиев перхлорат (анхидрон, Mg (ClO4) 2) се използва като десикант.

Безопасност на работа

Безводната хлорна киселина не може да се съхранява и транспортира дълго време, тъй като при стандартни условия тя бързо се разлага и впоследствие може да експлодира спонтанно.

Други неорганични хлорирани киселини:

1. (формула: HCl) - едноосновна, корозивна течност, димяща във въздуха. Използват се в галваничното покритие (ецване, ецване) и в хидрометалургията, за почистване на метали при калайдисване и спояване, за получаване на хлориди на манган, цинк, желязо и други метали. В хранително-вкусовата промишленост това вещество е регистрирано като хранителна добавка E507.

2. Хипохлорната киселина (формула: HClO) е много слаба едноосновна киселина. Тя може да съществува само в решения. Използва се за санитарни цели, както и за избелване на тъкани и целулоза.

3. Хлорната киселина (HClO2) е едноосновна киселина със средна сила. Нестабилен в свободна форма, обикновено се разлага бързо в разреден воден разтвор. Анхидридът на тази киселина все още не е известен.

4. Хлорната киселина (HClO3) е силна едноосновна киселина. Не се получава в свободна форма, тъй като се разлага във водни разтвори, съществува при концентрация под 30 процента. Доста стабилен при ниски температури.

хлор- елемент от 3-ти период и VII от А-група на Периодичната система, пореден номер 17. Електронна формула на атома [10 Ne] 3s 2 Зр 5, характерни степени на окисление 0, -1, + 1, +5 и +7. Най-стабилното състояние е Cl -1. Скала на окисляване на хлор:

7 - Cl 2 O 7, ClO 4 -, HClO 4, KClO 4

5 - ClO 3 -, HClO 3, KClO 3

1 - Cl 2 O, ClO -, HClO, NaClO, Ca (ClO) 2

- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5

Хлорът има висока електроотрицателност (2,83) и проявява неметални свойства. Той е част от много вещества - оксиди, киселини, соли, бинарни съединения.

В природата - дванадесетипо отношение на химическото изобилие, елемент (пети сред неметалите). Намира се само в химически свързана форма. Третият най-разпространен елемент в естествените води (след О и Н), особено много хлор в морската вода (до 2% от теглото). Жизнен елемент за всички организми.

Хлор С12... Проста субстанция. Зелено-жълт газ с остра задушлива миризма. Молекулата Сl 2 е неполярна, съдържа σ-връзката С1-С1. Термично стабилен, незапалим на въздух; смес с водород експлодира на светлина (водородът изгаря в хлор):

Cl2 + H2⇌HCl

Нека се разтваря добре във вода, претърпява дисмутация в нея с 50% и напълно в алкален разтвор:

Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I

Cl 2 + 2NaOH (студено) = NaClO + NaCl + H2O

3Cl 2 + 6NaOH (hor) = NaClO 3 + 5NaCl + H 2 O

Разтвор на хлор във вода се нарича хлорна вода, на светлина, киселината HClO се разлага на HCl и атомен кислород O 0, следователно "хлорната вода" трябва да се съхранява в тъмна бутилка. Наличието на HClO киселина в "хлорната вода" и образуването на атомен кислород обясняват нейните силни окисляващи свойства: например много багрила се обезцветяват във влажен хлор.

Хлорът е много силен окислител по отношение на метали и неметали:

Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2

ЗСl 2 + 2Fе → 2FеСl 3 (200°C)

Сl 2 + Se = SeCl 4

Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300°С)

5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90°C)

2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340°C)

Реакции със съединения на други халогени:

а) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (кипене)

б) Cl 2 (седмици) + 2KI (p) = 2KSl + I 2 ↓

ЗСl (напр.) + 3Н 2 O + КI = 6HCl + КIO 3 (80°C)

Качествена реакция- взаимодействие на дефицита на CL 2 с KI (виж по-горе) и откриване на йод чрез синьо оцветяване след добавяне на разтвор на нишесте.

Получаванехлор в индустрия:

2NаСl (стопка) → 2Nа + Сl 2 (електролиза)

2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Сl 2+ 2NаОН (електролиза)

и в лаборатории:

4HCl (конц.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O

(подобно с участието на други окислители; за повече подробности вижте реакциите за НСl и NaСl).

Хлорът принадлежи към продуктите на основната химическа промишленост, използва се за получаване на бром и йод, хлориди и кислород-съдържащи производни, за избелваща хартия, като дезинфектант за питейна вода. Отровен.

Хлороводород HC л ... Аноксикова киселина. Безцветен газ с остра миризма, по-тежък от въздуха. Молекулата съдържа ковалентна σ-връзка Н - Сl. Термично стабилен. Нека се разтварят много добре във вода; разредени разтвори се наричат солна киселинаи димящ концентриран разтвор (35-38%) - солна киселина(името е дадено от алхимици). Силна киселина в разтвор, неутрализирана с алкали и амонячен хидрат. Силен редуктор в концентриран разтвор (поради Cl - I), слаб окислител в разреден разтвор (поради H I). Неразделна част от "царската вода".

Качествената реакция към Cl йона е образуването на бели утайки от AgCl и Hg 2 Cl 2, които не се прехвърлят в разтвор под действието на разредена азотна киселина.

Хлороводородът служи като суровина при производството на хлориди, хлорорганични продукти, използва се (под формата на разтвор) за ецване на метали, разлагане на минерали и руди. Уравнения на най-важните реакции:

НСl (разл.) + NaOH (разл.) = NaСl + Н 2 O

HCl (разл.) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

4HCl (конц., Hor.) + MO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (M = Mn, Pb)

16HCl (конц., хоризонтално) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl

14HCl (конц.) + К 2 Сr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl

6HCl (конц.) + КСlO 3 (Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80°C)

4HCl (конц.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O

2HCl (разл.) + М = МСl 2 + H 2 (M = Re, 2p)

2HCl (разл.) + MCO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Ba)

НСl (разл.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl ↓

Получаване на НСl в промишлеността - изгаряне на Н 2 в Сl 2 (виж), в лабораторията - изместване от хлориди със сярна киселина:

NaCl (t) + H2SO4 (конц.) = NaHS04+ NSл(50°C)

2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (конц.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120°C)

Хлориди

Натриев хлорид на Сl ... Сол без кислород. Име на домакинство сол... Бял, леко хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. Умерено разтворим във вода, разтворимостта зависи малко от температурата, разтворът има характерен солен вкус. Не се подлага на хидролиза. Слаб редуциращ агент. Влиза в йонообменни реакции. Електролизиран в стопилка и разтвор.

Използва се за получаване на водород, натрий и хлор, сода, сода каустик и хлороводород, като компонент на охлаждащи смеси, храна и консервант.

В природата основната част от находищата на каменна сол, или халит, и силвинит(заедно с KCl), саламура на солени езера, минерални примеси на морска вода (съдържание на NaCl = 2,7%). В промишлеността те се получават чрез изпаряване на естествени саламура.

Уравнения на най-важните реакции:

2NаСl (t) + 2Н 2 SO 4 (конц.) + МnO 2 (т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100°C)

10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (конц.) + 2КМnO 4 (т) = 5Сl 2 + 2МnSO 4 + 8Н 2 О + 5Nа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)

6NaСl (Т) + 7Н 2 SO 4 (конц.) + К 2 Сr 2 O 7 (т) = 3Сl 2 + Сr 2 (SO 4) 3 + 7Н 2 O + ЗNа 2 SO 4 + К 2 SO 4 (100°C)

2NаСl (t) + 4Н 2 SO 4 (конц.) + PbO 2 (t) = Сl 2 + Pb (НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50°C)

NaСl (разл.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl ↓

NaCl (l) → 2Na + Cl 2 (850°С, електролиза)

2NаСl + 2Н 2 O → Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (електролиза)

2NаСl (p, 20%) → Сl 2 + 2 на (Hж) "амалгама"(електролиза, вклHg-катод)

Калиев хлорид KCl ... Сол без кислород. Бяла, неабсорбираща. Топи се и кипи без разлагане. Ще се разтваря умерено във вода, разтворът има горчив вкус, няма хидролиза. Влиза в йонообменни реакции. Използва се като калиев тор за получаване на K, KOH и Cl 2. В природата основната съставна част (заедно с NaCl) на отлаганията силвинит.

Уравненията на най-важните реакции са същите като тези за NaCl.

Калциев хлорид CaCl 2 ... Сол без кислород. Бяло, топи се без разлагане. Замъгляване във въздуха поради енергично абсорбиране на влага. Образува CaCl 2 6H 2 O кристален хидрат с температура на дехидратация 260 ° C. Нека се разтваря добре във вода, няма хидролиза. Влиза в йонообменни реакции. Използва се за изсушаване на газове и течности, приготвяне на охлаждащи смеси. Компонент на естествените води, неразделна част от тяхната "постоянна" твърдост.

Уравнения на най-важните реакции:

CaCl 2 (T) + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ca (HSO 4) 2 + 2HCl (50°C)

CaCl 2 (T) + H 2 SO 4 (конц.) = CaSO 4 ↓ + 2HCl (100°C)

CaCl 2 + 2NaOH (конц.) = Ca (OH) 2 ↓ + 2NaCl

3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 ↓ + 6NaCl

CaCl 2 + K 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2KSl

CaCl 2 + 2NaF = CaF 2 ↓ + 2NaCl

CaCl 2 (l) → Ca + Cl 2 (електролиза, 800°C)

Получаване:

CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O

Алуминиев хлорид AlCl 3 ... Сол без кислород. Бяла, топяща се, силно летлива. Двойката се състои от ковалентни мономери AlCl 3 (триъгълна структура, sp 2 хибридизация, преобладаваща при 440-800 ° C) и димери Al 2 Cl 6 (по-точно Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, структура - два тетраедра с общ ръб, sp 3 -хибридизация, преобладават при 183-440 ° C). Той е хигроскопичен, "пуши" във въздуха. Образува кристален хидрат, който се разлага при нагряване. Нека се разтваря добре във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони, създава силно кисела среда в разтвор поради хидролиза. Реагира с алкали, амонячен хидрат. Възстановено чрез електролиза на стопилката. Влиза в йонообменни реакции.

Качествена реакциявърху йона Al 3+ - образуването на утайка от AlPO 4, която се прехвърля в разтвор с концентрирана сярна киселина.

Използва се като суровина при производството на алуминий, като катализатор в органичния синтез и при крекинг на масло, като носител на хлор в органичните реакции. Уравнения на най-важните реакции:

AlCl 3. 6H 2 O → AlCl (OH) 2 (100-200 ° C, -HCl, Х 2 О) → Al 2 O 3 (250-450°С,-HCl, H2O)

AlCl 3 (t) + 2H 2 O (влага) = AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (бял дим")

AlCl 3 + 3NaOH (разл.) = Al (OH) 3 (аморф.) ↓ + 3NaCl

AlCl 3 + 4NaOH (конц.) = Na [Al (OH) 4] + 3NaCl

АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 O) (конц.) = Аl (ОН) 3 (аморфен) + ЗNН 4 Сl

АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (конц.) = Аl (ОН) ↓ + ЗNН 4 Сl + Н 2 O (100°C)

2Аl 3+ + 3Н 2 O + ЗСО 2- 3 = 2Аl (ОН) 3 ↓ + ЗСО 2 (80°C)

2Аl 3+ = 6Н 2 O + 3S 2- = 2Аl (OH) 3 ↓ + 3Н 2 S

Al 3+ + 2HPO 4 2- - AlPO 4 ↓ + H 2 PO 4 -

2АlСl 3 → 2Аl + 3Сl 2 (електролиза, 800°С ,в стопилкатанaCл)

ПолучаванеАлСl в индустрияи - хлориране на каолин, алуминиев оксид или боксит в присъствието на кокс:

Al 2 O 3 + 3С (кокс) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 ° C)

Железен хлорид ( II ) Ф eC л 2 ... Сол без кислород. Бял (синьо-зелен хидрат), хигроскопичен. Топи се и кипи без разлагане. При силно нагряване, летливост в потока HCl. Връзките Fe - Cl са предимно ковалентни; двойката се състои от FeCl 2 мономери (линейна структура, sp-хибридизация) и Fe 2 Cl 4 димери. Чувствителен към кислород във въздуха (потъмнява). Нека се разтваря добре във вода (със силен екзо-ефект), напълно се дисоциира на йони, слабо хидролизира от катион. При кипене разтворът се разлага. Реагира с киселини, основи, амонячен хидрат. Типичен редуктор. Влиза в реакции на йонообмен и комплексообразуване.

Използва се за синтеза на FeCl и Fe 2 O 3, като катализатор в органичния синтез, компонент на лекарства срещу анемия.

Уравнения на най-важните реакции:

FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 ° С, в атм.н 2 )

FeCl 2 (конц.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (кипене)

FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (конц.) = FeSO 4 + 2HCl (кипене)

FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (конц.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

FeCl 2 + 2NaOH (разл.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (в атм.н 2 )

FeCl 2 + 2 (NH 3. H 2 O) (конц.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80°C)

FeCl 2 + H 2 = 2HCl + Fe (екстра чист, над 500°С)

4FеСl 2 + O 2 (въздух) → 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (T)

2FеСl 2 (р) + Сl 2 (напр.) = 2FеСl 3 (р)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО - 4 = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н 2 O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

Fe 2+ + S 2- (разделяне) = FeS ↓

2Fе 2+ + H 2 O + 2CO 3 2-( (разд.) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2

FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, счупен. НСl, електролиза)

Получаванед: взаимодействие на Fe със солна киселина:

Fe + 2HCl = FeCl 2+ Н 2

(v индустрияизползвайте хлороводород и провеждайте процеса при 500 ° C).

Железен хлорид ( III ) Ф eC л 3 ... Сол без кислород. Черно-кафяво (тъмно червено в пропуснатата светлина, зелено в отразената светлина), тъмно жълто хидрат. Когато се разтопи, се превръща в червена течност. Много летлив, разлага се при силно нагряване. Fe - Cl връзките са предимно ковалентни. Парите се състоят от мономери FeCl 3 (триъгълна структура, sp 2 -хибридизация, преобладаваща над 750 ° C) и димери на Fe 2 Cl 6 (по-точно Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, структура - два тетраедра с общ ръб, sp 3-хибридизация, преобладават при 316-750 ° C). Кристален хидрат FeCl. 6Н 2 O има структура Сl 2Н 2 O. Добре разтворим във вода, разтворът е жълт; силно катионно хидролизиран. Разлага се в гореща вода, реагира с алкали. Слаб окислител и редуциращ агент.

Използва се като хлорен агент, катализатор в органичния синтез, морско средство за боядисване на тъкани, коагулант за пречистване на питейна вода, ецване за медни плочи при галванопластика, компонент на хемостатичните лекарства.

Уравнения на най-важните реакции:

FеСl 3 6Н 2 O = Сl + 2Н 2 O (37°C)

2 (FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (над 250°C)

FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (жълт)

2FеСl3 (конц.) + 4Н 2 O = + (жълт) + - (bts.)

FeCl 3 (разл., конц.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100°C)

FeCl 3 + 3NaOH (разл.) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50°C)

FеСl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (конц., горещ) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl

4FеСl 3 + 3O 2 (въздух) = 2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 ° C)

2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2

Амониев хлорид н H4Cl ... Сол без кислород, техническото име е амоняк. Бял, летлив, термично нестабилен. Нека се разтваря добре във вода (със забележим ендоефект, Q = -16 kJ), хидролизирана от катион. Разлага се с алкали при кипене на разтвора, прехвърля магнезий и магнезиев хидроксид в разтвора. Влиза в реакция на конюгиране с нитрати.

Качествена реакцияза NH 4 + йон - освобождаване на NH 3 при кипене с алкали или при нагряване с гасена вар.

Използва се в неорганичния синтез, по-специално за създаване на слабо кисела среда, като компонент на азотни торове, сухи галванични елементи, при спояване на медни и калайдисани стоманени продукти.

Уравнения на най-важните реакции:

NH 4 Cl (s) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (над 337,8 ° C)

NH 4 Cl + NaOH (наситен) = NaCl + NH 3 + H 2 O (100°C)

2NH 4 Cl (T) + Ca (OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200°C)

2NН 4 Сl (конц.) + Mg = Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80°C)

2NН 4 Сl (конц., горещ.) + Мg (ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O

NH + (насит.) + NO - 2 (насит.) = N 2 + 2H 2 O (100°C)

NH4Cl + KNO3 = N2O + 2H2O + KCl (230-300°C)

Получаване: взаимодействие на NH 3 с HCl в газова фаза или NH 3 H 2 O с HCl в разтвор.

Калциев хипохлорит Ca (C л О) 2 ... Сол на хипохлорна киселина HClO. Бяло, разлага се при нагряване, без да се топи. Нека се разтваря добре в студена вода (образува се безцветен разтвор), хидролизира се от анион. Реактивен, напълно разложен от гореща вода, киселини. Силен окислител. Когато стои, разтворът абсорбира въглеродния диоксид от въздуха. Е активен компонент хлор (избелване) вар -смеси с неопределен състав с CaCl 2 и Ca (OH) 2. Уравнения на най-важните реакции:

Ca (ClO) 2 = CaCl 2 + O 2 (180°C)

Ca (ClO) 2 (t) + 4HCl (конц.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80°C)

Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (в студа)

Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (разл.) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2

Получаване:

2Ca (OH) 2 (суспензия) + 2Cl 2 (g) = Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

Калиев хлорат KS lO 3 ... Сол на хлорната киселина HClO 3, най-известната сол на кислород-съдържащите хлорни киселини. Техническо име - бертолетова сол(наречен на своя откривател C.-L. Berthollet, 1786 г.). Бяло, топи се без разлагане, разлага се при по-нататъшно нагряване. Нека се разтваря добре във вода (образува се безцветен разтвор), няма хидролиза. Разлага се с концентрирани киселини. Силен окислител при разтопяване.

Използва се като компонент на взривни и пиротехнически смеси, кибритени глави, в лабораторията - твърд източник на кислород.

Уравнения на най-важните реакции:

4KS103 = 3KSlO4 + KCl (400°C)

2KSlO 3 = 2KSl + 3O 2 (150-300°С, кат. Т.тО 2 )

КСlO 3 (Т) + 6HСl (конц.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80°C)

3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (конц., горещ.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНСО 4

(хлорният диоксид експлодира на светлина: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2О 2 )

2KSlO 3 + E 2 (напр.) = 2KEO 3 + Cl 2 (в част ННЕ 3 , E = Br, аз)

KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Електролиза)

Получаване KClO 3 в индустрията - електролиза на горещ разтвор на KCl (продуктът KClO 3 се отделя на анода):

КСl + 3Н 2 O → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, електролиза)

Калиев бромид KB r ... Сол без кислород. Бяла, нехигроскопична, топи се без разлагане. Нека се разтваря добре във вода, няма хидролиза. Редуциращ агент (по-слаб от

Качествена реакцияза Br йон - изместване на брома от разтвора на KBr с хлор и екстракция на бром в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат на това водният слой се обезцветява, органичният слой става кафяв).

Използва се като компонент на ецватели за гравиране на метал, компонент на фотографски емулсии и лекарство.

Уравнения на най-важните реакции:

2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (CONC., Hor.) + MnO 2 (t) = Br 2 + MnSO 4 + 2H 2 O + K 2 SO 4

5Вr - + 6Н + + ВrО 3 - = 3Вr 2 + 3Н 2 O

Br - + Ag + = AgBr ↓

2KBr (p) + Cl 2 (G) = 2KCl + Br 2 (p)

KBr + 3H 2 O → 3H 2 + KBrO 3 (60-80°C, електролиза)

Получаване:

K2CO3 + 2HBr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O

Калиев йодид К аз ... Сол без кислород. Бяла, неабсорбираща. Пожълтява, когато се съхранява на светлина. Нека се разтваря добре във вода, няма хидролиза. Типичен редуктор. Воден разтвор на KI разтваря I 2 добре поради комплексообразуване.

Високо качествореакцията към йон I е изместване на йода от разтвора на KI от липса на хлор и екстракция на йод в органичен разтворител, например CCl 4 (в резултат на това водният слой се обезцветява, органичният слой става лилав) .

Уравнения на най-важните реакции:

10I - + 16H + + 2MnO 4 - = 5I 2 ↓ + 2Mn 2+ + 8H 2 O

6I - + 14Н + + Сr 2 O 7 2- = 3I 2 ↓ + 2Сr 3+ + 7Н 2 O

2I - + 2H + + H 2 O 2 (3%) = I 2 ↓ + 2H 2 O

2I - + 4H + + 2NO 2 - = I 2 ↓ + 2NO + 2H 2 O

5I - + 6H + + IO 3 - = 3I 2 + 3H 2 O

I - + Аg + = АgI (жълто.) ↓

2KI (p) + Cl 2 (p) (седмици) = 2KCl + I 2 ↓

KI + 3H 2 O + 3Cl 2 (p) (напр.) = KIO 3 + 6HCl (80°C)

KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (кратко) ("йодна вода")

KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (електролиза, 50-60 ° C)

Получаване:

K2CO3 + 2HI = 2 Саз+ CO 2 + H 2 O

Хлорни киселини

Окислителни киселини и техните соли.

В Единния държавен изпит не питат много по тази тема. Трябва да знаете имената на киселини и соли. И някои реакции. Опитах се да напиша в тази статия възможно най-много канонични USE реакции. Но на изпита може да те хванат и какво ли не тук. Ето защо е важно за USE да развие "химическа интуиция", за да предскаже реакционните продукти. Ако погледнете OVR много внимателно, можете да изведете основните закономерности. Тоест, не всичко се свежда до тъпчене, основното е да разберете принципа. И за да изведеш принцип в главата си, трябва да решиш много реакции. Е, прочетете нашите статии.

Вероятно вече знаете, че хлорът има много. Всички кислород-съдържащи хлорни киселини и техните соли са силни окислителии всички те са нестабилни.

Силата на киселините се увеличава със степента на окисление:

Степен на окисление на хлор	Киселинна формула	Име на киселина	Сила на киселина	Име на солта
	HClO	Нескопосано		Хипохлорит
	HClO 2	хлорид	Средна сила
	HClO 3	Хлорна
	HClO 4		Много силен	Перхлорат

Хипохлорна киселинаобразува се при преминаване на хлор през вода.

В този случай възниква диспропорциониране: хлорът се окислява (до +1) и редуцира (до +1), образуват се солна (солна) и хипохлорна киселина:

Cl 2 + Х 2 О → HCl + HClO

Ако хлорът се премине не през вода, а през воден разтвор на алкали, тогава се образуват соли на тези киселини: хлорид и хипохлорит:

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 О

И ако хлорът се прекара през ГОРЕЩ алкален разтвор, тогава вместо хипохлорит, хлорат:

3Cl 2 + 6KOH (t˚) → 5KCl + KClO 3 +3Н 2 О

Ако полученият разтвор се охлади, тогава ще се утаят бели кристали калиев хлорат. KClO 3.

Запомнете тривиалното име на тази сол: бертолетова сол , както и този исторически начин за получаването му. Именно по този начин за първи път е получен калиевият хлорат от френския учен Клод Луи Бертолет (оттук и името на солта).

Солта на Бертолет- много силен окислител.

При нагряване бертолетовата сол се разлага, отново с диспропорциониране на хлора. Възстановява се (до -1) и окислява (до +7, няма къде другаде):

4 KClO 3 ( T)→ KCl + 3 KClO 4

Полученият калиев перхлорат също не е много стабилен.,и също така разлага:

KClO 4 ( T)→ KCl + 2 О 2

Хипохлорна киселинаокислява водородни халогениди (йодиди и бромоводороди) до свободни халогени:

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 О

Структурна формула

Истинска, емпирична или груба формула: C4H4O

Химичен състав на перхлорната киселина

Молекулна маса: 100.457

Перхлорна киселина HClO 4- едноосновна киселина, една от най-силните (във воден разтвор, pK = ~ -10), безводна - изключително силен окислител, тъй като съдържа хлор в най-висока степен на окисление +7.

Имоти

Физически свойства

Безцветна летлива течност, силно димяща във въздуха, мономерна в пара. Безводната перхлорна киселина е силно реактивна и нестабилна. Течната HClO 4 е частично димеризирана, характеризира се с равновесна автодехидратация: 3HClO 4 ↔ H 3 O + + ClO 4 - + Cl 2 O 7

Химични свойства

Експлозивно. Като окислители се използват перхлорна киселина и нейните соли (перхлорати). Перхлорната киселина, като една от най-силните, разтваря златото и платинените метали и в реакция със среброто образува хлорна киселина:
3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O
Неметалите и активните метали редуцират перхлорната киселина до хлороводород
8As + 5HClO 4 + 12H 2 O = 8H 3 AsO 4 + 5HCl (тази реакция се използва в металургията за рафиниране на руди)
Йод перхлорат в лабораторията се получава чрез третиране на разтвор на йод в безводна перхлорна киселина с озон:
I 2 + 6HClO 4 + O 3 = 2I (ClO 4) 3 + 3H 2 O
Тъй като е изключително нестабилна, перхлорната киселина се разлага:
4HClO 4 = 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O
Перхлорната киселина е лесно разтворима във флуорни и органохлорни разтворители като CF 3 COOH, CHCl 3, CH 2 Cl 2 и др. Смесването с разтворители, проявяващи редуциращи свойства, може да доведе до пожар и експлозия. Перхлорната киселина се смесва с вода във всяко съотношение и образува редица хидрати HClO 4 × nH 2 O (където n = 0,25 ... 4). Монохидратът HClO 4 H 2 O има точка на топене +50 o C. Концентрираните разтвори на перхлорна киселина, за разлика от безводната киселина, имат маслена консистенция. Водните разтвори на перхлорна киселина са стабилни и имат нисък окислителен капацитет. Перхлорната киселина с вода образува азеотропна смес, кипяща при 203 ° C и съдържаща 72% перхлорна киселина. Разтворите на перхлорна киселина в хлорирани въглеводороди са суперкиселини (суперакиселини). Перхлорната киселина е една от най-силните неорганични киселини, в нейната среда дори киселинните съединения се държат като основи, свързвайки протон и образувайки ацил перхлоратни катиони: P (OH) 4 + ClO 4 -, NO 2 + ClO 4 -.
При леко нагряване при понижено налягане на смес от перхлорна киселина с фосфорен анхидрид се отдестилира безцветна маслена течност - хлорен анхидрид:
2HClO 4 + P 4 O 10 → Cl 2 O 7 + H 2 P 4 O 11
перхлорната киселина се наричат ​​перхлорати.

Получаване

• Водните разтвори на перхлорна киселина се получават чрез електрохимично окисляване на солна киселина или хлор, разтворен в концентрирана перхлорна киселина, както и чрез обменно разлагане на натриеви или калиеви перхлорати със силни неорганични киселини.
• Безводната перхлорна киселина се образува при взаимодействието на натриеви или калиеви перхлорати с концентрирана сярна киселина, както и водни разтвори на перхлорна киселина с олеум: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4

Приложение

• Концентрираните водни разтвори на перхлорна киселина намират широко приложение в аналитичната химия, както и за получаването на перхлорати.
• Перхлорната киселина се използва при разлагането на сложни руди, при анализа на минерали, а също и като катализатор.
• Соли на перхлорната киселина: калиевият перхлорат е слабо разтворим във вода; използва се при производството на експлозиви; магнезиевият перхлорат (анхидрон) е десикант.

Безводната перхлорна киселина не може да се съхранява и транспортира дълго време, тъй като по време на съхранение при нормални условия тя бавно се разлага, оцветява се от хлорни оксиди, образувани по време на разпадането й, и може да експлодира спонтанно. Но водните му разтвори са доста стабилни.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Перхлорна киселинае безцветна хигроскопична, лесно подвижна течност (структурата на молекулата е показана на фиг. 1), която се разлага при умерено нагряване или при престой.

Много чувствителен към замърсявания. Смесва се с вода. Силна киселина. Концентрираните разтвори са маслени. Дестилира се във вакуум (72% разтвор, точка на кипене 111 o C). Показва свойствата на слаб окислител в разреден и силен окислител в концентриран разтвор при нагряване.

Ориз. 1. Структурата на молекулата на перхлорната киселина.

Таблица 1. Физични свойства на перхлорната киселина.

Получаване на перхлорна киселина

Свободна перхлорна киселина може да се получи чрез действието на сярна киселина върху калиев перхлорат:

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

Химични свойства на перхлорната киселина

Перхлорната киселина във воден разтвор се дисоциира на йони:

HClO 4 ↔ H + + ClO 4 -.

Ако перхлорната киселина се нагрява с фосфорен (V) оксид, който отнема водата от нея, тогава се образува хлорен (VII) оксид или хлорен анхидрид Cl 2 O 7:

2HClO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + Cl 2 O 7.

Перхлорната киселина разтваря сребро, злато и метали от платиновата група:

При реакции на неутрализация с алкали перхлорната киселина образува соли - перхлорати:

HClO4 + NaOH разреден = NaClO4 + H20;

HClO 4 (разреден, студен) + KOH = KClO 4 + H 2 O.

Използването на перхлорна киселина

Перхлорната киселина е намерила ограничено приложение в химичния анализ, по-специално в аналитичната химия при получаването на перхлорати.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Каква маса сребърен перхлорат се образува при разтваряне на чист метал в разтвор на перхлорна киселина (230 g 15%)?
Решение	Нека напишем уравнението за реакцията на взаимодействието на перхлорна киселина със сребро, в резултат на което се получава образуването на сребърен перхлорат: 3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O. Намерете масата на перхлорната киселина в разтвора: ω = m разтворено вещество / m разтвор × 100%; m разтворено вещество = ω / 100% × m разтвор; m разтворено вещество (HClO 4) = ω (HClO 4) / 100% × m разтвор; m разтворено вещество (HClO 4) = 15/100% × 230 = 34,5 g. Изчислете броя на моловете перхлорна киселина (моларна маса е 100,5 g / mol): n (HCl04) = m (HClO4) / M (HClO4); n (HClO4) = 34,5 / 100,5 = 0,34 mol. Съгласно уравнението на реакцията n (HClO 4): n (AgClO 4) = 3: 2. Следователно, n (AgClO 4) = 2/3 × n (HClO 4) = 2/3 × 0,34 = 0,23 mol. Тогава масата на получения сребърен перхлорат ще бъде (моларна маса - 207 g / mol): m (AgClO 4) = n (AgClO 4) × M (AgClO 4); m (AgClO 4) = 0,23 × 207 = 47,61 g.
Отговор	Масата на сребърния перхлорат е 47,61 g.