Acidul percloric (formula HClO4) este un acid anhidru monobazic. Conține clor (Cl) în cea mai ridicată stare de oxidare, din acest motiv este cel mai puternic agent oxidant. Exploziv.
Proprietăți de acid percloric
1. Este un lichid volatil fără culoare, foarte fum în aer, monomeric în vapori. Instabil și foarte reacționar. Acest acid se caracterizează prin autodehidratare:
3HClO4 = H3O + (cation) + ClO- (anion) + Cl2O7 (oxid de clor)
2. Această substanță este ușor solubilă în solvenți organoclorurați și organofluorici precum CH2Cl2 (clorură de metilen), CHCl3 (cloroform) și alții. Miscibil cu alți solvenți, prezintă proprietăți de reducere și, dacă este manipulat neglijent, poate duce la explozie sau incendiu.
3. Se amestecă bine cu apă (H2O) în orice raport. Formează mai mulți hidrați. Soluțiile concentrate ale acestui acid au o consistență ușor uleioasă. Soluțiile apoase ale acestui acid au o bună stabilitate și o capacitate redusă de oxidare. Cu apă, substanța pe care o luăm în considerare formează un amestec azeotrop, care fierbe la o temperatură de 203 grade și conține 72% HClO4.
4. Acidul percloric (formula HClO4) este unul dintre aceștia, din această cauză, în mediul său, unii compuși acizi se comportă ca baze.
5. Sub presiune redusă, cu încălzire slabă a unui amestec de acid percloric cu anhidridă fosforică, se formează un lichid uleios, incolor - anhidridă clorică:
2HClO4 (acid percloric) + P4O10 (anhidridă fosforică) = Cl2O7 (anhidridă clorică) + H2P4O11
Metode de obținere
1. Soluțiile apoase ale acestei substanțe pot fi obținute în două moduri. Primul este oxidarea electrochimică a clorului sau a acidului clorhidric în acid clorhidric concentrat, iar al doilea este descompunerea schimbului de perclorați de sodiu sau potasiu cu acizi anorganici puternici.
2. Acidul anhidru percloric poate fi obținut și în două moduri. Primul constă în interacțiunea percloratelor de potasiu (K) sau sodiu (Na) cu acidul sulfuric sub formă concentrată, iar al doilea - în interacțiunea oleum cu o soluție apoasă de acid percloric:
KClO4 (soluție apoasă de acid percloric) + H2SO4 = KHSO4 (hidrogen sulfat de potasiu) + HClO4 (acid percloric)
Utilizarea acidului percloric
Soluțiile concentrate sunt utilizate pe scară largă pentru prepararea percloraților (săruri ale acestui acid) și în chimia analitică;
Acidul percloric este utilizat în descompunerea minereurilor, ca catalizator și în analiza mineralelor;
Percloratul de potasiu (formula: KClO4), sarea acestui acid, este utilizat pentru a crea perclorat de magneziu (anhidronă, Mg (ClO4) 2) este utilizat ca desicant.
Lucreaza in siguranta
Acidul clorhidric anhidru nu poate fi depozitat și transportat mult timp, deoarece în condiții standard se descompune rapid și poate exploda spontan.
Alți acizi anorganici de clor:
1. (formula: HCI) - lichid monobazic, coroziv, care fumează în aer. Sunt utilizate în galvanizarea (decapare, gravare) și în hidrometalurgie, pentru curățarea metalelor în timpul cosirii și lipirii, pentru obținerea clorurilor de mangan, zinc, fier și alte metale. În industria alimentară, această substanță este înregistrată ca aditiv alimentar E507.
2. Acidul hipocloros (formula: HClO) este un acid monobazic foarte slab. Poate exista doar în soluții. Este utilizat în scopuri sanitare, precum și pentru albirea țesăturilor și a celulozei.
3. Acidul cloros (HClO2) este un acid monobazic cu rezistență medie. Instabil în formă liberă, de obicei se descompune rapid în soluție apoasă diluată. Anhidrida acestui acid este încă necunoscută.
4. Acidul cloric (HClO3) este un acid monobazic puternic. Nu se obține sub formă liberă, deoarece se descompune în soluții apoase, există la o concentrație sub 30 la sută. Destul de stabil la temperaturi scăzute.
Clor- elementul perioadei a 3-a și VII din grupa A a sistemului periodic, numărul de serie 17. Formula electronică a atomului [10 Ne] 3s 2 Зр 5, stări de oxidare caracteristice 0, -1, + 1, +5 și +7. Cea mai stabilă stare este Cl -1. Scala de oxidare a clorului:
7 - Cl2O7, ClO4 -, HClO4, KClO4
5 - ClO3 -, HClO3, KClO3
1 - Cl2O, ClO-, HClO, NaClO, Ca (ClO) 2
- 1 - Cl -, HCl, KCl, PCl 5
Clorul are o electronegativitate ridicată (2,83) și prezintă proprietăți nemetalice. Face parte din multe substanțe - oxizi, acizi, săruri, compuși binari.
În natură - al doisprezeceleaîn ceea ce privește abundența chimică, un element (al cincilea dintre nemetale). Se găsește numai sub formă legată chimic. Al treilea element cel mai abundent în apele naturale (după O și H), în special o mulțime de clor în apa de mare (până la 2% din greutate). Un element vital pentru toate organismele.
Clor C1 2... Substanță simplă. Gaz verde-galben cu miros înăbușitor. Molecula Сl 2 nu este polară, conține legătura С1-С1 σ. Stabil termic, neinflamabil în aer; un amestec cu hidrogen explodează în lumină (hidrogenul arde în clor):
Cl2 + H2 ⇌HCI
Să se dizolve bine în apă, să suferim dismutarea în ea cu 50% și complet într-o soluție alcalină:
Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I
Cl2 + 2NaOH (rece) = NaClO + NaCl + H20
3Cl 2 + 6NaOH (hor) = NaClO 3 + 5NaCl + H 2 O
O soluție de clor în apă se numește apă cu clor, la lumină, acidul HClO se descompune în HCI și oxigen atomic O 0, prin urmare „apa cu clor” trebuie depozitată într-o sticlă întunecată. Prezența acidului HClO în „apa cu clor” și formarea oxigenului atomic explică proprietățile sale puternice de oxidare: de exemplu, mulți coloranți se decolorează în clorul umed.
Clorul este un agent oxidant foarte puternic în raport cu metalele și nemetalele:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fе → 2FеСl 3 (200 ° C)
Сl 2 + Se = SeCl 4
Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300 °CU)
5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90 ° C)
2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340 ° C)
Reacții cu compuși ai altor halogeni:
a) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (fierbere)
b) Cl 2 (săptămâni) + 2KI (p) = 2KSl + I 2 ↓
ЗСl (ex.) + 3Н 2 O + КI = 6HCl + КIO 3 (80 ° C)
Reacție calitativă- interacțiunea deficitului de CL 2 cu KI (vezi mai sus) și detectarea iodului prin colorare albastră după adăugarea unei soluții de amidon.
Primind clor în industrie:
2NаСl (topire) → 2Nа + Сl 2 (electroliză)
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Сl 2+ 2NAОН (electroliză)
si in laboratoare:
4HCl (conc.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O
(în mod similar cu participarea altor agenți oxidanți; pentru mai multe detalii vezi reacțiile pentru НСl și NaСl).
Clorul aparține produselor principalei industrii chimice, este utilizat pentru a obține brom și iod, cloruri și derivați care conțin oxigen, pentru înălbirea hârtiei, ca dezinfectant pentru apa potabilă. Otrăvitor.
Clorură de hidrogen HC l ... Acid anoxic. Gaz incolor cu miros înțepător, mai greu decât aerul. Molecula conține o legătură σ covalentă Н - Сl. Stabil termic. Să ne dizolvăm foarte bine în apă; se numesc soluții diluate acid clorhidricși o soluție concentrată fumigentă (35-38%) - acid clorhidric(numele a fost dat de alchimiști). Acid puternic în soluție, neutralizat cu alcalii și hidrat de amoniac. Un agent de reducere puternic într-o soluție concentrată (datorită Cl-I), un agent de oxidare slab într-o soluție diluată (datorită H I). O parte integrantă a "aqua regia".
Reacția calitativă la ionul Cl este formarea precipitațiilor albe АgСl și Нg 2 Сl 2, care nu sunt transferate în soluție prin acțiunea acidului azotic diluat.
Clorura de hidrogen servește ca materie primă în producția de cloruri, produse organoclorurate, este utilizată (sub formă de soluție) pentru gravarea metalelor, descompunerea mineralelor și minereurilor. Ecuațiile celor mai importante reacții:
НСl (dil.) + NaOH (dil.) = NaСl + Н 2 O
HCI (dil.) + NH3H20 = NH4CI + H20
4HCl (conc., Hor.) + MO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (concentrat, orizontal) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (conc.) + К 2 Сr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl
6HCl (conc.) + КСlO 3 (Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 ° C)
4HCl (conc.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (dil.) + M = МСl 2 + H2 (M = Pe, 2p)
2HCI (dil.) + MCO3 = MCl2 + CO2 + H20 (M = Ca, Ba)
НСl (dil.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl ↓
Obținerea НСl în industrie - arderea Н 2 în Сl 2 (a se vedea), în laborator - deplasarea din cloruri cu acid sulfuric:
NaCI (t) + H2S04 (conc.) = NaHSO4 + NSl(50 ° C)
2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (conc.) = Na 2 SO 4 + 2HCI(120 ° C)
Cloruri
Clorura de sodiu N / A Сl ... Sare fără oxigen. Numele de uz casnic sare... Alb, ușor higroscopic. Se topește și fierbe fără descompunere. Solubil moderat în apă, solubilitatea depinde puțin de temperatură, soluția are un gust sărat caracteristic. Nu suferă hidroliză. Agent de reducere slab. Intră în reacții de schimb ionic. Electrolizat în topitură și soluție.
Se folosește pentru a obține hidrogen, sodiu și clor, sodă, sodă caustică și clorură de hidrogen, ca component al amestecurilor de răcire, alimente și conservanți.
În natură, partea principală a zăcămintelor de sare de rocă sau halită, și silvinit(împreună cu KCl), saramură a lacurilor sărate, impurități minerale ale apei de mare (conținut de NaCl = 2,7%). În industrie, acestea sunt obținute prin evaporarea saramurilor naturale.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
2NаСl (t) + 2Н 2 SO 4 (conc.) + МnO 2 (т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 ° C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (conc.) + 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 (conc.) + 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 (conc.) + PbO 2 (t) = Сl 2 + Pb (НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 ° C)
NaСl (dil.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl ↓
NaCI (l) → 2Na + Cl2 (850 ° C, electroliză)
2NаСl + 2Н 2 O → Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (electroliză)
2NаСl (р, 20%) → Сl 2 + 2 Na (Hg) "amalgam"(electroliza, activatHg-catod)
Clorură de potasiu KCl ... Sare fără oxigen. Alb, non-absorbant. Se topește și fierbe fără descompunere. Ne vom dizolva moderat în apă, soluția are un gust amar, nu există hidroliză. Intră în reacții de schimb ionic. Se folosește ca îngrășământ de potasiu pentru a obține K, KOH și Cl 2. În natură, componenta principală (împreună cu NaCl) a depozitelor silvinit.
Ecuațiile celor mai importante reacții sunt aceleași cu cele pentru NaCl.
Clorură de calciu CaCl2 ... Sare fără oxigen. Alb, se topește fără descompunere. Se estompează în aer datorită absorbției puternice a umezelii. Formează CaCl2 6H20 O hidrat cristalin cu o temperatură de deshidratare de 260 ° C. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Intră în reacții de schimb ionic. Se utilizează pentru dezumidificarea gazelor și lichidelor, prepararea amestecurilor de răcire. O componentă a apelor naturale, parte integrantă a durității lor „constante”.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
CaCI2 (T) + 2H2S04 (conc.) = Ca (HSO4) 2 + 2HCI (50 ° C)
CaCl2 (T) + H2S04 (conc.) = CaSO4 ↓ + 2HCI (100 ° C)
CaCl2 + 2NaOH (conc.) = 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
CaCl2 + 2NaF = CaF2 ↓ + 2NaCl
CaCl2 (l) → Ca + Cl2 (electroliza, 800 ° C)
Primirea:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO3 + H20
Clorură de aluminiu AlCl3 ... Sare fără oxigen. Alb, fuzibil, extrem de volatil. Perechea este formată din monomeri covalenți AlCl 3 (structură triunghiulară, hibridizare sp 2, predominantă la 440-800 ° C) și dimeri Al 2 Cl 6 (mai precis, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, structură - doi tetraedri cu margine comună, sp 3 -hibridizare, prevalează la 183-440 ° C). Este higroscopic, „fumează” în aer. Formează hidrat cristalin, care se descompune la încălzire. Să se dizolve bine în apă (cu un puternic efect exo), să se disocie complet în ioni, creează un mediu puternic acid în soluție datorită hidrolizei. Reacționează cu alcalii, hidratul de amoniac. Este recuperat prin electroliza topiturii. Intră în reacții de schimb ionic.
Reacție calitativă pe ionul Al 3+ - formarea unui precipitat de AlPO 4, care este transferat într-o soluție cu acid sulfuric concentrat.
Este utilizat ca materie primă în producția de aluminiu, ca catalizator în sinteza organică și în crăparea uleiului, ca purtător de clor în reacțiile organice. Ecuațiile celor mai importante reacții:
AlCI3. 6H20 → AlCI (OH) 2 (100-200 ° C, -acid clorhidric, H 2 O) → Al 2 O 3 (250-450 ° C,-HCl, H2O)
AlCI3 (t) + 2H20 (umiditate) = AlCI (OH) 2 (t) + 2HCI (Fum alb")
AlCl 3 + 3NaOH (dil.) = Al (OH) 3 (amorf) ↓ + 3NaCl
АlСl 3 + 4NаОН (conc.) = Na [Аl (ОН) 4] + ЗNаСl
АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 O) (conc.) = Аl (ОН) 3 (amorf) + ЗNН 4 Сl
АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (conc.) = 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 (electroliza, 800 ° C ,în topiturăNaCl)
PrimindАlСl în industrieși - clorarea caolinului, aluminei sau bauxitei în prezența cocsului:
Аl 2 O 3 + 3С (cocs) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 ° C)
Clorură de fier ( II ) F eC l 2 ... Sare fără oxigen. Alb (hidrat albastru-verde), higroscopic. Se topește și fierbe fără descompunere. La încălzire puternică, volatilitatea în fluxul de HCI. Legăturile Fe - Cl sunt predominant covalente; perechea constă din monomeri FeCl2 (structură liniară, sp-hibridizare) și dimeri Fe2Cl4. Sensibil la oxigenul din aer (se întunecă). Să se dizolve bine în apă (cu un puternic exo-efect), se disociază complet în ioni, hidrolizează slab prin cation. Când este fiartă, soluția se descompune. Reacționează cu acizi, alcali, hidrat de amoniac. Agent de reducere tipic. Intră în reacții de schimb de ioni și complexare.
Este utilizat pentru sinteza FeCl și Fe 2 O 3, ca catalizator în sinteza organică, o componentă a medicamentelor împotriva anemiei.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
FeCl2 4H20 = FeCl2 + 4H20 (220 ° С, în atm.N 2 )
FeCl2 (conc.) + H20 = FeCl (OH) ↓ + HCI (fierbere)
FeCl2 (t) + H2S04 (conc.) = FeSO4 + 2HCI (fierbere)
FeCl2 (t) + 4HNO3 (conc.) = Fe (NO3) 3 + NO2 + 2HCl + H20
FeCl2 + 2NaOH (dil.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NaCl (în atm.N 2 )
FeCl 2 + 2 (NH 3. H 2 O) (conc.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 ° C)
FeCl2 + H2 = 2HCl + Fe (extra pur, peste 500 ° С)
4FеСl 2 + O 2 (aer) → 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (t)
2FеСl 2 (р) + Сl 2 (ex.) = 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- (divizat) = FeS ↓
2Fе 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (dil.) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, rupt. НСl, electroliză)
Primind e: interacțiunea Fe cu acidul clorhidric:
Fe + 2HCl = FeCl2+ H 2
(v industrie utilizați clorură de hidrogen și conduceți procesul la 500 ° C).
Clorură de fier ( III ) F eC l 3 ... Sare fără oxigen. Negru-maroniu (roșu închis în lumina transmisă, verde în lumina reflectată), hidrat galben închis. Când se topește, se transformă într-un lichid roșu. Foarte volatil, se descompune la încălzire puternică. Legăturile Fe - Cl sunt predominant covalente. Vaporii sunt compuși din monomeri FeCl 3 (structură triunghiulară, sp 2 -hibridare, predominantă peste 750 ° C) și dimeri de Fe 2 Cl 6 (mai precis, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, structură - doi tetraedri cu margine comună, sp 3-hibridizare, prevalează la 316-750 ° C). Hidrat cristalin FeCl. 6Н 2 O are structura Сl 2Н 2 O. Bine solubil în apă, soluția este galbenă; puternic hidrolizat cationic. Se descompune în apă fierbinte, reacționează cu alcalii. Agent slab de oxidare și reducere.
Se folosește ca agent de clor, catalizator în sinteza organică, mordant pentru vopsirea țesăturilor, coagulant pentru purificarea apei potabile, substanță pentru plăci de cupru în electroformare, component al medicamentelor hemostatice.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
FeCl3 6H20 = Cl + 2H20 (37 ° C)
2 (FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (peste 250 ° C)
FeСl 3 (10%) + 4Н 2 O = Сl - + + (galben)
2FеСl3 (conc.) + 4Н 2 O = + (galben) + - (bts.)
FeCl3 (dil., Conc.) + 2H20 * FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCI (100 ° C)
FeCl 3 + 3NaOH (dil.) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50 ° C)
FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (conc, fierbinte) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl
4FеСl 3 + 3O 2 (aer) = 2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 ° C)
2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2
Clorură de amoniu N H 4 Cl ... Sare fără oxigen, denumirea tehnică este amoniac. Alb, volatil, instabil termic. Să se dizolve bine în apă (cu un endo-efect vizibil, Q = -16 kJ), hidrolizat prin cation. Se descompune cu alcalii când soluția este fiartă, transferă magneziu și hidroxid de magneziu în soluție. Intră în reacția conjugării cu nitrații.
Reacție calitativă pe ionul NH 4 + - eliberarea de NH 3 la fierberea cu alcalii sau la încălzirea cu var stins.
Este utilizat în sinteza anorganică, în special pentru a crea un mediu slab acid, ca componentă a îngrășămintelor azotate, a celulelor galvanice uscate, la brazarea cuprului și a cositoririi produselor din oțel.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
NH 4 Cl (s) ⇌ NH 3 (g) + HCI (g) (peste 337,8 ° C)
NH4CI + NaOH (sat.) = NaCI + NH3 + H20 (100 ° C)
2NH 4 Cl (T) + Ca (OH) 2 (t) = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O (200 ° C)
2NН 4 Сl (conc.) + Mg = Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80 ° C)
2NН 4 Сl (conc., Fierbinte) + Мg (ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O
NH + (sat.) + NO - 2 (sat.) = N 2 + 2H 2 O (100 ° C)
NH4CI + KNO3 = N20 + 2H20 + KCI (230-300 ° C)
Primind: interacțiunea NH3 cu HCI în faza gazoasă sau NH3H20 cu HCI în soluție.
Hipoclorit de calciu Ca (C l O) 2 ... Sare acidă hipocloră HClO. Alb, se descompune la încălzire fără a se topi. Să ne dizolvăm bine în apă rece (se formează o soluție incoloră), hidrolizată de anion. Reactiv, complet descompus de apă fierbinte, acizi. Agent oxidant puternic. Când stă în picioare, soluția absoarbe dioxidul de carbon din aer. Este o componentă activă clor (albire) lămâie verde - amestecuri de compoziție nedefinită cu CaCl2 și Ca (OH) 2. Ecuațiile celor mai importante reacții:
Ca (ClO) 2 = CaCl2 + O2 (180 ° C)
Ca (ClO) 2 (t) + 4HCl (conc.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 ° C)
Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (in frig)
Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (dil.) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Primirea:
2Ca (OH) 2 (suspensie) + 2CI2 (g) = Ca (ClO) 2 + CaCI2 + 2H20
Clorat de potasiu KS lO 3 ... Sarea acidului clorhidric HClO 3, cea mai cunoscută sare a acizilor de clor oxigenat. Denumire tehnică - sare de dana(numit după descoperitorul său C.-L. Berthollet, 1786). Alb, se topește fără descompunere, se descompune la încălzirea ulterioară. Să ne dizolvăm bine în apă (se formează o soluție incoloră), nu există hidroliză. Se descompune cu acizi concentrati. Agent oxidant puternic la topire.
Este folosit ca o componentă a amestecurilor explozive și pirotehnice, capete de chibrit, în laborator - o sursă solidă de oxigen.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl (400 ° C)
2KSlO 3 = 2KSl + 3O 2 (150-300 ° C, cat.MpO 2 )
КСlO 3 (Т) + 6HСl (conc.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 ° C)
3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (conc., Hot.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(dioxidul de clor explodează în lumină: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2O 2 )
2KSlO 3 + E 2 (ex.) = 2KEO 3 + Cl 2 (în partea NNU 3 , E = Br, Eu)
KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Electroliză)
Primind KClO 3 în industrie - electroliza unei soluții fierbinți de KCl (produsul KClO 3 este eliberat la anod):
КСl + 3Н 2 O → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, electroliza)
Bromură de potasiu KB r ... Sare fără oxigen. Alb, nehigroscopic, se topește fără descompunere. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Agent de reducere (mai slab decât
Reacție calitativă pentru ionul Br - deplasarea bromului din soluția KBr cu clor și extracția bromului într-un solvent organic, de exemplu CCl 4 (ca urmare, stratul apos devine decolorat, stratul organic devine maro).
Este folosit ca o componentă a substanțelor pentru gravarea metalelor, o componentă a emulsiilor fotografice și un medicament.
Ecuațiile celor mai importante reacții:
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, electroliză)
Primirea:
K 2 CO 3 + 2HBr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O
Iodură de potasiu K Eu ... Sare fără oxigen. Alb, non-absorbant. Devine galben când este depozitat în lumină. Să ne dizolvăm bine în apă, nu există hidroliză. Agent de reducere tipic. O soluție apoasă de KI dizolvă bine I 2 datorită complexării.
Calitate superioară reacția la ion I este deplasarea iodului din soluția KI prin lipsa de clor și extracția iodului într-un solvent organic, de exemplu, CCl 4 (ca urmare, stratul apos devine decolorat, stratul organic devine purpuriu ).
Ecuațiile celor mai importante reacții:
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 (galben.) ↓
2KI (p) + Cl2 (p) (săptămâni) = 2KCl + I 2 ↓
KI + 3H2O + 3Cl2 (p) (ex.) = KIO 3 + 6HCl (80 ° C)
KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (scurt) („Apă cu iod”)
KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (electroliza, 50-60 ° C)
Primirea:
K 2 CO 3 + 2HI = 2 CEu+ CO 2 + H 2 O
Acizi de clor
Acizi oxidanți și sărurile acestora.
La examenul de stat unificat, ei nu întreabă prea multe despre acest subiect. Trebuie să știți numele acizilor și sărurilor. Și unele reacții. Am încercat să scriu în acest articol cât mai multe reacții canonice de UTILIZARE. Dar la examen puteți fi prins și ceea ce nu este aici. Prin urmare, este important ca SUA să dezvolte „intuiție chimică” pentru a prezice produsele de reacție. Dacă vă uitați la OVR foarte atent, puteți deduce principalele regularități. Adică, nu totul se rezumă la înghesuit, principalul lucru este să înțelegem principiul. Și pentru a deduce un principiu în capul tău, trebuie să rezolvi o mulțime de reacții. Ei bine, citiți articolele noastre.
Probabil știți deja că clorul are foarte mulți acizi de clor care conțin oxigen și sărurile lor - oxidanți puterniciși toți sunt instabili.
Puterea acizilor crește odată cu starea de oxidare:
|
Starea de oxidare a clorului |
Formula acidă |
Numele acidului |
Rezistența la acid |
Numele sării |
|
HClO |
Stângace |
Hipoclorit |
||
|
HClO 2 |
Clorură |
Rezistență medie |
||
|
HClO 3 |
Clorură |
|||
|
HClO 4 |
Foarte puternic |
Perclorat |
Acid hipocloros format prin trecerea clorului prin apă.
În acest caz, apare disproporția: clorul este atât oxidat (până la +1), cât și redus (până la +1), se formează acizi clorhidric (clorhidric) și hipoclor:
Cl 2 + H 2 O → acid clorhidric + HClO
Dacă clorul este trecut nu prin apă, ci printr-o soluție apoasă de alcali, atunci se formează săruri ale acestor acizi: clorură și hipoclorit:
Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O
Și dacă clorul este trecut printr-o soluție alcalină CALDĂ, atunci în loc de hipoclorit, se va forma clorat:
3Cl 2 + 6KOH (t˚) → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Dacă soluția rezultată este răcită, atunci vor precipita cristale albe de clorat de potasiu. KClO 3.
Amintiți-vă numele banal pentru această sare: sare de dana , precum și acest mod istoric de obținere a acestuia. În acest fel, cloratul de potasiu a fost obținut pentru prima dată de omul de știință francez Claude Louis Berthollet (de unde și numele sării).
Sarea lui Bertoleth- foarte agent oxidant puternic.
Când este încălzită, sarea de dama se descompune, din nou cu disproporționarea clorului. Este restaurat (până la -1) și oxidat (până la +7, apoi nu are încotro):
4 KClO 3 ( t˚)→ KCl + 3 KClO 4
Percloratul de potasiu rezultat nu este, de asemenea, foarte stabil.,și, de asemenea, se descompune:
KClO 4 ( t˚)→ KCl + 2 O 2
Acid hipocloros oxidează halogenurile de hidrogen (ioduri de hidrogen și bromuri de hidrogen) în halogeni liberi:
2HI + HClO → I 2 ↓ + HCI + H 2 O
Formula structurala
Formula adevărată, empirică sau grosolană: C 4 H 4 O
Compoziția chimică a acidului percloric
Masa moleculară: 100,457
Acid percloric HClO 4- un acid monobazic, unul dintre cei mai puternici (într-o soluție apoasă, pK = ~ -10), anhidru - un agent oxidant extrem de puternic, deoarece conține clor în cea mai ridicată stare de oxidare +7.
Proprietăți
Proprietăți fizice
Lichid volatil incolor, puternic fumat în aer, monomeric în vapori. Acidul percloric anhidru este foarte reactiv și instabil. HClO 4 lichid este parțial dimerizat, se caracterizează prin autodehidratare de echilibru: 3HClO 4 ↔ H 3 O + + ClO 4 - + Cl 2 O 7
Proprietăți chimice
Exploziv. Acidul percloric și sărurile acestuia (perclorați) sunt folosiți ca agenți de oxidare. Acidul percloric, ca unul dintre cele mai puternice, dizolvă metalele de aur și platină, iar în reacție cu argintul formează acid cloric:
3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O
Nemetalele și metalele active reduc acidul percloric în clorură de hidrogen
8As + 5HClO 4 + 12H 2 O = 8H 3 AsO 4 + 5HCl (această reacție este utilizată în metalurgie pentru rafinarea minereurilor)
Percloratul de iod din laborator se obține prin tratarea unei soluții de iod în acid percloric anhidru cu ozon:
I 2 + 6HClO 4 + O 3 = 2I (ClO 4) 3 + 3H 2 O
Fiind extrem de puternic instabil, acidul percloric se descompune:
4HClO 4 = 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O
Acidul percloric este ușor solubil în solvenți de fluor și organoclor, cum ar fi CF 3 COOH, CHCI 3, CH 2 Cl 2 etc. Amestecarea cu solvenți care prezintă proprietăți reducătoare poate duce la incendiu și explozie. Acidul percloric este amestecat cu apă în orice raport și formează un număr de hidrați HClO 4 × nH 2 O (unde n = 0,25 ... 4). HClO 4 H 2 O monohidrat are un punct de topire de +50 o C. Soluțiile concentrate de acid percloric, spre deosebire de acidul anhidru, au o consistență uleioasă. Soluțiile apoase de acid percloric sunt stabile și au o capacitate de oxidare redusă. Acidul percloric cu apă formează un amestec azeotropic care fierbe la 203 ° C și conține 72% acid percloric. Soluțiile de acid percloric din hidrocarburile clorurate sunt superacizi (superacizi). Acidul percloric este unul dintre cei mai puternici acizi anorganici, în mediul său chiar și compușii acizi se comportă ca niște baze, atașând un proton și formând cationi de acil perclorat: P (OH) 4 + ClO 4 -, NO 2 + ClO 4 -.
Cu o ușoară încălzire sub presiune redusă a unui amestec de acid percloric cu anhidridă fosforică, un lichid ulei incolor - anhidridă clorică este distilat:
2HClO 4 + P 4 O 10 → Cl 2 O 7 + H 2 P 4 O 11
acidul percloric se numeste perclorati.
Primind
- Soluțiile apoase de acid percloric sunt obținute prin oxidarea electrochimică a acidului clorhidric sau a clorului dizolvat în acid percloric concentrat, precum și prin descompunerea schimbului de perclorați de sodiu sau potasiu cu acizi anorganici puternici.
- Acidul percloric anhidru se formează prin interacțiunea percloratului de sodiu sau de potasiu cu acidul sulfuric concentrat, precum și soluțiile apoase de acid percloric cu oleum: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Cerere
- Soluțiile apoase concentrate de acid percloric sunt utilizate pe scară largă în chimia analitică, precum și pentru prepararea percloratelor.
- Acidul percloric este utilizat în descompunerea minereurilor complexe, în analiza mineralelor și, de asemenea, ca catalizator.
- Săruri de acid percloric: percloratul de potasiu este ușor solubil în apă; este utilizat la producerea de explozivi; percloratul de magneziu (anhidronă) este un deshidratant.
DEFINIȚIE
Acid percloric este un lichid incolor higroscopic ușor mobil (structura moleculei este prezentată în Fig. 1), care se descompune la încălzire moderată sau în picioare.
Foarte sensibil la impurități. Miscibil cu apă. Acid puternic. Soluțiile concentrate sunt uleioase. Distilat în vid (soluție 72%, punct de fierbere 111 o C). Prezintă proprietățile unui agent oxidant slab în diluat și a unui agent oxidant puternic într-o soluție concentrată atunci când este încălzit.
Orez. 1. Structura moleculei de acid percloric.
Tabelul 1. Proprietățile fizice ale acidului percloric.
Obținerea acidului percloric
Acidul percloric liber poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric asupra percloratului de potasiu:
KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4.
Proprietățile chimice ale acidului percloric
Acidul clorhidric într-o soluție apoasă se disociază în ioni:
HClO 4 ↔ H + + ClO 4 -.
Dacă acidul percloric este încălzit cu oxid de fosfor (V), care îndepărtează apa din acesta, atunci se formează oxid de clor (VII) sau anhidridă clorură Cl 2 O 7:
2HClO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + Cl 2 O 7.
Acidul percloric dizolvă metalele din argint, aur și platină:
În reacțiile de neutralizare cu alcalii, acidul percloric formează săruri - perclorați:
HCI04 + NaOH diluat = NaCIO4 + H20;
HClO 4 (diluat, rece) + KOH = KClO 4 + H 2 O.
Utilizarea acidului percloric
Acidul percloric a găsit o aplicare limitată în analiza chimică, în special în chimia analitică în prepararea percloratelor.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Ce masă de perclorat de argint se formează atunci când metalul pur este dizolvat într-o soluție de acid percloric (230 g 15%)? |
| Soluţie | Să scriem ecuația pentru reacția interacțiunii acidului percloric cu argintul, în urma căruia are loc formarea percloratului de argint: 3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O. Găsiți masa acidului percloric în soluție: ω = m solut / m soluție × 100%; m solut = ω / 100% × m soluție; m dizolvat (HCI04) = ω (HCI04) / 100% × m soluție; m dizolvat (HCI04) = 15/100% × 230 = 34,5 g. Calculați numărul de moli de acid percloric (masa molară este de 100,5 g / mol): n (HCI04) = m (HCI04) / M (HCI04); n (HCI04) = 34,5 / 100,5 = 0,34 mol. Conform ecuației de reacție n (HClO 4): n (AgClO 4) = 3: 2. Prin urmare, n (AgClO 4) = 2/3 × n (HClO 4) = 2/3 × 0,34 = 0,23 mol. Apoi, masa percloratului de argint rezultat va fi (masa molară - 207 g / mol): m (AgClO4) = n (AgClO4) × M (AgClO4); m (AgClO 4) = 0,23 × 207 = 47,61g. |
| Răspuns | Masa percloratului de argint este de 47,61 g. |
