Acidi perklorik (formula HClO4) është një acid anhidrik monobazik. Përmban klor (Cl) në gjendjen më të lartë të oksidimit, për këtë arsye është agjenti oksidues më i fortë. Shpërthyese.
Karakteristikat e acidit perklorik
1. liquidshtë një lëng i paqëndrueshëm pa ngjyrë, shumë tym në ajër, monomerik në avuj. I paqëndrueshëm dhe shumë reaksionar. Ky acid karakterizohet nga autodehidratimi:
3HClO4 = H3O + (kation) + ClO- (anion) + Cl2O7 (oksid klori)
2. Kjo substancë është lehtësisht e tretshme në tretës të organoklorit dhe organofluorit si CH2Cl2 (klorur metileni), CHCl3 (kloroform) dhe të tjerë. E përzier me tretës të tjerë, shfaq veti zvogëluese dhe nëse trajtohet pa kujdes mund të çojë në shpërthim ose zjarr.
3. Përzihet mirë me ujë (H2O) në çdo raport. Formon disa hidrate. Zgjidhjet e koncentruara të këtij acidi kanë një konsistencë pak vajore. Zgjidhjet ujore të këtij acidi kanë qëndrueshmëri të mirë dhe kapacitet të ulët oksidimi. Me ujë, substanca që ne po shqyrtojmë formon një përzierje azeotropike, e cila vlon në një temperaturë prej 203 gradë dhe përmban 72 përqind HClO4.
4. Acidi perklorik (formula HClO4) është një prej tyre.Për shkak të kësaj, në mjedisin e tij, disa komponime acidike sillen si baza.
5. Nën presion të zvogëluar me ngrohje të dobët të një përzierje të acidit perklorik me anhidrid fosforik, formohet një lëng me vaj, pa ngjyrë - anhidrid klorik:
2HClO4 (acid perklorik) + P4O10 (anhidrid fosforik) = Cl2O7 (anhidrid klorik) + H2P4O11
Metodat e marrjes
1. Zgjidhjet ujore të kësaj substance mund të merren në dy mënyra. E para është oksidimi elektrokimik i klorit ose acidit klorhidrik në acid klorhidrik të koncentruar, dhe i dyti është dekompozimi i shkëmbimit të perklorateve të natriumit ose kaliumit me acide të forta inorganike.
2. Acidi anhidrik perklorik gjithashtu mund të merret në dy mënyra. E para konsiston në ndërveprimin e perklorateve të kaliumit (K) ose natriumit (Na) me acidin sulfurik në formë të koncentruar, dhe e dyta - në bashkëveprimin e oleumit me një zgjidhje ujore të acidit perklorik:
KClO4 (tretësirë ujore e acidit perklorik) + H2SO4 = KHSO4 (sulfat hidrogjeni i kaliumit) + HClO4 (acid perklorik)
Përdorimi i acidit perklorik
Zgjidhjet e koncentruara përdoren gjerësisht për përgatitjen e perklorateve (kripërat e këtij acidi) dhe në kiminë analitike;
Acidi perlorik përdoret në dekompozimin e xeheve, si katalizator dhe në analizën e mineraleve;
Perklorati i kaliumit (formula: KClO4), kripa e këtij acidi, përdoret për të krijuar perklorat magnezi (anhidron, Mg (ClO4) 2) përdoret si tharës.
Siguria në punë
Acidi anhidrik perklorik nuk mund të ruhet dhe transportohet për një kohë të gjatë, pasi në kushte standarde shpejt shpërbëhet dhe më pas mund të shpërthejë spontanisht.
Acide të tjera inorganike të klorit:
1. (formula: HCl) - lëng monobazik, gërryes, i tymosur në ajër. Ato përdoren në elektroplatim (turshi, gdhendje) dhe në hidrometalurgji, për pastrimin e metaleve gjatë kallajosjes dhe saldimit, për marrjen e klorureve të manganit, zinkut, hekurit dhe metaleve të tjera. Në industrinë ushqimore, kjo substancë është regjistruar si një shtesë ushqimore E507.
2. Acidi hipoklorik (formula: HClO) është një acid monobazik shumë i dobët. Mund të ekzistojë vetëm në zgjidhje. Përdoret për qëllime sanitare, si dhe për zbardhjen e pëlhurave dhe celulozës.
3. Acidi kloror (HClO2) është një acid monobazik me forcë mesatare. I paqëndrueshëm në formë të lirë, zakonisht dekompozohet shpejt në tretësirë ujore të holluar. Anhidridi i këtij acidi është ende i panjohur.
4. Acidi klorik (HClO3) është një acid monobazik i fortë. Nuk merret në formë të lirë, pasi dekompozohet në tretësira ujore, ekziston në një përqendrim nën 30 përqind. Mjaft e qëndrueshme në temperatura të ulëta.
Klor-elementi i periudhës së 3 -të dhe VII të grupit A të sistemit Periodik, numri serik 17. Formula elektronike e atomit [10 Ne] 3s 2 Зр 5, gjendjet karakteristike të oksidimit 0, -1, + 1, +5 dhe +7. Gjendja më e qëndrueshme është Cl -1. Shkalla e oksidimit të klorit:
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
Klori ka një elektronegativitet të lartë (2.83) dhe shfaq veti jo metalike. Shtë pjesë e shumë substancave - oksideve, acideve, kripërave, komponimeve binare.
Në natyrë - e dymbedhjete në aspektin e bollëkut kimik, një element (i pesti midis jometaleve). Gjendet vetëm në formë të lidhur kimikisht. Elementi i tretë më i bollshëm në ujërat natyrore (pas O dhe H), veçanërisht shumë klor në ujin e detit (deri në 2% të peshës). Një element jetësor për të gjithë organizmat.
Klori C1 2... Substancë e thjeshtë. Gaz jeshil-verdhë me një erë të fortë mbytëse. Molekula Сl 2 është jo polare, përmban lidhjen С1-С1 σ. Termikisht i qëndrueshëm, jo i ndezshëm në ajër; një përzierje me hidrogjen shpërthen në dritë (hidrogjeni digjet në klor):
Cl 2 + H 2 ⇌HCl
Le të shpërndahemi mirë në ujë, pëson zbërthim në të me 50% dhe plotësisht në një zgjidhje alkaline:
Cl 2 0 + H 2 O ⇌HCl I O + HCl -I
Cl 2 + 2NaOH (e ftohtë) = NaClO + NaCl + H 2 O
3Cl 2 + 6NaOH (hor) = NaClO 3 + 5NaCl + H 2 O
Një zgjidhje e klorit në ujë quhet ujë me klor, në dritë, acidi HClO zbërthehet në HCl dhe oksigjen atomik O 0, prandaj "uji i klorit" duhet të ruhet në një shishe të errët. Prania e acidit HClO në "ujin e klorit" dhe formimi i oksigjenit atomik shpjegojnë vetitë e tij të forta oksiduese: për shembull, shumë ngjyra zbardhen në klor të lagësht.
Klori është një agjent oksidues shumë i fortë në lidhje me metalet dhe jometalet:
Сl 2 + 2Nа = 2NаСl 2
ЗСl 2 + 2Fе → 2FеСl 3 (200 ° C)
Сl 2 + Se = SeCl 4
Сl 2 + Pb → PbCl 2 (300 °ME)
5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 (90 ° C)
2Cl 2 + Si → SiCl 4 (340 ° C)
Reagimet me komponimet e halogjeneve të tjera:
a) Cl 2 + 2KBg (P) = 2KSl + Br 2 (duke zier)
b) Cl 2 (javë) + 2KI (p) = 2KSl + I 2
ЗСl (p.sh.) + 3Н 2 O + КI = 6HCl + КIO 3 (80 ° C)
Reagimi cilësor- ndërveprimi i mungesës së CL 2 me KI (shih më lart) dhe zbulimi i jodit me ngjyrën blu pas shtimit të një solucioni niseshteje.
Marrja klor në industri:
2NаСl (shkrihet) 2Nа + Сl 2 (elektrolizë)
2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Сl 2+ 2NаОН (elektrolizë)
dhe ne laboratorët:
4HCl (konk.) + МnO 2 = Сl 2 + МnСl 2 + 2Н 2 O
(në mënyrë të ngjashme me pjesëmarrjen e agjentëve të tjerë oksidues; për më shumë detaje shihni reagimet për НСl dhe NaСl).
Klori i përket produkteve të industrisë kryesore kimike, përdoret për të marrë brom dhe jod, klorure dhe derivate që përmbajnë oksigjen, për letër zbardhuese, si dezinfektues për ujin e pijshëm. Helmuese.
Klorur hidrogjeni HC l ... Acidi anoksik. Gaz pa ngjyrë me një erë të fortë, më të rëndë se ajri. Molekula përmban një lidhje kovalente σ -N - Сl. Termikisht i qëndrueshëm. Le të tretemi shumë mirë në ujë; quhen tretësira të holluara acid klorhidrik, dhe një tretësirë e koncentruar tymuese (35-38%) - acid klorhidrik(emri u dha nga alkimistët). Acid i fortë në tretësirë, i neutralizuar me alkalet dhe hidrat amoniaku. Një agjent reduktues i fortë në një tretësirë të koncentruar (për shkak të Cl - I), një agjent oksidues i dobët në një tretësirë të holluar (për shkak të H I). Një pjesë integrale e "aqua regia".
Një reagim cilësor ndaj jonit Cl është formimi i precipitateve të bardha АgСl dhe Нg 2 Сl 2, të cilat nuk transferohen në tretësirë nga veprimi i acidit nitrik të holluar.
Kloruri i hidrogjenit shërben si lëndë e parë në prodhimin e klorureve, produkteve të organoklorit, përdoret (në formën e një zgjidhjeje) për gdhendjen e metaleve, dekompozimin e mineraleve dhe xeheve. Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
НСl (dil.) + NaOH (dil.) = NaСl + Н 2 O
HCl (i holluar) + NH 3 H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O
4HCl (konk., Hor.) + MO 2 = МСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 O (M = Mn, Pb)
16HCl (konk., Horizontale) + 2KMnO 4 (s) = 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O + 2KCl
14HCl (konk.) + К 2 Сr 2 O 7 (t) = 2СrСl 3 + ЗСl 2 + 7Н 2 O + 2КСl
6HCl (konk.) + КСlO 3 (Т) = КСl + ЗСl 2 + 3Н 2 O (50-80 ° C)
4HCl (konk.) + Ca (ClO) 2 (t) = CaCl 2 + 2Cl 2 + 2H 2 O
2HCl (i holluar) + M = МСl 2 + H 2 (M = Pe, 2p)
2HCl (i holluar) + MCO 3 = MCl 2 + CO 2 + H 2 O (M = Ca, Ba)
НСl (dil.) + АgNO 3 = НNO 3 + АgСl
Marrja e НСl në industri - djegia e Н 2 në Сl 2 (shih), në laborator - zhvendosja nga kloruret me acid sulfurik:
NaCl (t) + H 2 SO4 (konk.) = NaHSO 4 + NSl(50 ° C)
2NaСl (t) + Н 2 SO 4 (konk.) = Na 2 SO 4 + 2HCl(120 ° C)
Kloride
Klorid sodium Na Сl ... Kripë pa oksigjen. Emri i familjes kripë... E bardhë, pak higroskopike. Shkrihet dhe vlon pa dekompozim. Mesatarisht i tretshëm në ujë, tretshmëria varet pak nga temperatura, zgjidhja ka një shije karakteristike të kripur. Nuk i nënshtrohet hidrolizës. Agjent i dobët reduktues. Ajo hyn në reaksione të shkëmbimit të joneve. Elektrolizuar në shkrirje dhe tretësirë.
Përdoret për të marrë hidrogjen, natrium dhe klor, sode, sodë kaustike dhe klorur hidrogjeni, si një përbërës i përzierjeve ftohëse, ushqimit dhe ruajtësit.
Në natyrë, pjesa kryesore e depozitave të kripës shkëmbore, ose halite, dhe sylvinite(së bashku me KCl), shëllirë e liqeneve të kripës, papastërtitë minerale të ujit të detit (përmbajtja e NaCl = 2.7%). Në industri, ato merren nga avullimi i shëllirësve natyrore.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
2NаСl (t) + 2Н 2 SO 4 (konk.) + МnO 2 (т) = Сl 2 + МnSO 4 + 2Н 2 O + Na 2 SO 4 (100 ° C)
10NаСl (t) + 8Н 2 SO 4 (konk.) + 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 (konk.) + 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 (konk.) + PbO 2 (t) = Сl 2 + Pb (НSO 4) 2 + 2Н 2 O + 2NaНSO 4 (50 ° C)
NaСl (dil.) + АgNO 3 = NaNО 3 + АgСl
NaCl (l) → 2Na + Cl 2 (850 ° C, elektrolizë)
2NаСl + 2Н 2 O → Н 2 + Сl 2 + 2NаОН (elektrolizë)
2NаСl (р, 20%) → Сl 2 + 2 Na (Hg) "amalgam"(elektroliza, e ndezurHg-katodë)
Klorur kaliumi KCl ... Kripë pa oksigjen. E bardhë, jo absorbuese. Shkrihet dhe vlon pa dekompozim. Ne do të shpërndahemi në mënyrë të moderuar në ujë, zgjidhja ka një shije të hidhur, nuk ka hidrolizë. Ajo hyn në reaksione të shkëmbimit të joneve. Përdoret si pleh potas për të marrë K, KOH dhe Cl 2. Në natyrë, pjesa kryesore përbërëse (së bashku me NaCl) e depozitave sylvinite.
Ekuacionet e reaksioneve më të rëndësishme janë të njëjta me ato për NaCl.
Klorur kalciumi CaCl2 ... Kripë pa oksigjen. E bardhë, shkrihet pa dekompozim. Mjegullohet në ajër për shkak të thithjes së fuqishme të lagështisë. Formon hidrat kristalor CaCl 2 6H 2 O me një temperaturë dehidratimi prej 260 ° C. Le të tretemi mirë në ujë, nuk ka hidrolizë. Ajo hyn në reaksione të shkëmbimit të joneve. Përdoret për dehumidifikimin e gazrave dhe lëngjeve, përgatitjen e përzierjeve ftohëse. Një përbërës i ujërave natyrore, një pjesë integrale e ngurtësisë së tyre "konstante".
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
CaCl 2 (T) + 2H 2 SO 4 (konk.) = Ca (HSO 4) 2 + 2HCl (50 ° C)
CaCl 2 (T) + H 2 SO 4 (konk.) = CaSO 4 ↓ + 2HCl (100 ° C)
CaCl 2 + 2NaOH (konk.) = 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 (elektrolizë, 800 ° C)
Marrja:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 3 + H 2 O
Klorur alumini AlCl 3 ... Kripë pa oksigjen. E bardhë, e shkrirë, shumë e paqëndrueshme. Çifti përbëhet nga monomeret kovalente AlCl 3 (struktura trekëndore, hibridizimi sp 2, mbizotërues në 440-800 ° C) dhe dimerët Al 2 Cl 6 (më saktësisht, Cl 2 AlCl 2 AlCl 2, struktura - dy tetrahedra me një skaj të përbashkët, sp 3 -hibridizimi, mbizotëron në 183-440 ° C). Hyshtë higroskopike, "tymos" në ajër. Formon hidrat kristalor, i cili dekompozohet me ngrohje. Le të tretemi mirë në ujë (me një ekso-efekt të fortë), të shkëputet plotësisht në jone, të krijojë një mjedis shumë acid në zgjidhje për shkak të hidrolizës. Reagon me alkale, hidrat amoniaku. Rimëkëmbet me elektrolizë të shkrirjes. Ajo hyn në reaksione të shkëmbimit të joneve.
Reagimi cilësor në jonin Al 3+ - formimi i një precipitati të AlPO 4, i cili transferohet në një zgjidhje me acid sulfurik të koncentruar.
Përdoret si lëndë e parë në prodhimin e aluminit, si katalizator në sintezën organike dhe në plasaritjen e vajit, si bartës i klorit në reaksionet organike. Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
AlCl 3. 6H 2 O → AlCl (OH) 2 (100-200 ° C, -HCl, H 2 O) → Al 2 O 3 (250-450 ° C,-HCl, H2O)
AlCl 3 (t) + 2H 2 O (lagështi) = AlCl (OH) 2 (t) + 2HCl (Tymi i bardhë ")
AlCl 3 + 3NaOH (i holluar) = Al (OH) 3 (amorf) ↓ + 3NaCl
AlCl 3 + 4NaOH (konk.) = Na [Al (OH) 4] + 3NaCl
АlСl 3 + 3 (NH 3. Н 2 O) (konk.) = Аl (ОН) 3 (amorf) + ЗNН 4 Сl
АlCl 3 + 3 (NH 3 Н 2 O) (konk.) = 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 (elektrolizë, 800 ° C ,në shkrirjeNaCl)
MarrjaАlСl në industri dhe - klorinimi i kaolinës, aluminit ose boksitit në prani të koksit:
Аl 2 O 3 + 3С (koks) + 3Сl 2 = 2АlСl 3 + 3СО (900 ° C)
Klorur hekuri ( II ) F eC l 2 ... Kripë pa oksigjen. E bardhë (hidrat blu-jeshil), higroskopik. Shkrihet dhe vlon pa dekompozim. Në ngrohje të fortë, është e paqëndrueshme në rrjedhën e HCl. Lidhjet Fe - Cl janë kryesisht kovalente; çifti përbëhet nga monomeret FeCl 2 (struktura lineare, sp -hibridizimi) dhe dimerët Fe 2 Cl 4. I ndjeshëm ndaj oksigjenit në ajër (errësohet). Le të tretemi mirë në ujë (me një ekso-efekt të fortë), të shkëputet plotësisht në jone, hidrolizohet dobët me kation. Kur zihet, tretësira zbërthehet. Reagon me acidet, alkalet, hidratin e amoniakut. Agjent tipik reduktues. Ajo hyn në reagime të shkëmbimit të joneve dhe kompleksitetit.
Përdoret për sintezën e FeCl dhe Fe 2 O 3, si katalizator në sintezën organike, një përbërës i barnave kundër anemisë.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
FeCl 2 4H 2 O = FeCl 2 + 4H 2 O (220 ° С, në atm.N 2 )
FeCl 2 (konk.) + H 2 O = FeCl (OH) ↓ + HCl (duke zier)
FeCl 2 (t) + H 2 SO 4 (konk.) = FeSO 4 + 2HCl (duke zier)
FeCl 2 (t) + 4HNO 3 (konk.) = Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
FEСl 2 + 2NаОН (dil.) = Fе (ОН) 2 ↓ + 2NaСl (në atm.N 2 )
FeCl 2 + 2 (NH 3. H 2 O) (konk.) = Fe (OH) 2 ↓ + 2NH 4 Cl (80 ° C)
FeCl 2 + H 2 = 2HCl + Fe (ekstra i pastër, mbi 500 ° С)
4FеСl 2 + O 2 (ajër) 2Fе (Сl) O + 2FеСl 3 (t)
2FeСl 2 (р) + Сl 2 (p.sh.) = 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- (ndarje) = FeS
2Fе 2+ + H 2 O + 2CO 3 2- (holl.) = Fe 2 CO 3 (OH) 2 ↓ + CO 2
FeCl 2 → Fe ↓ + Cl 2 (90 ° С, e thyer. НСl, elektrolizë)
Marrja e: bashkëveprimi i Fe me acidin klorhidrik:
Fe + 2HCl = FeCl 2+ H 2
(në industri përdorni klorur hidrogjeni dhe kryeni procesin në 500 ° C).
Klorur hekuri ( III ) F eC l 3 ... Kripë pa oksigjen. Kafe e zezë (e kuqe e errët në dritën e transmetuar, jeshile në dritën e reflektuar), hidrat i verdhë i errët. Kur shkrihet, kthehet në një lëng të kuq. Shumë e paqëndrueshme, dekompozohet në ngrohje të fortë. Lidhjet Fe - Cl janë kryesisht kovalente. Avulli përbëhet nga monomeret FeCl 3 (struktura trekëndore, sp 2 -hibridizimi, që mbizotëron mbi 750 ° C) dhe dimerët e Fe 2 Cl 6 (më saktësisht, Cl 2 FeCl 2 FeCl 2, struktura - dy tetrahedra me një skaj të përbashkët, sp 3 -hibridizimi, mbizotëron në 316-750 ° C). Hidrat kristalor FeCl. 6Н 2 O ka strukturën Сl 2Н 2 O. E tretshme mirë në ujë, tretësira është e verdhë; hidrolizohet fuqishëm në mënyrë kationike. Zbërthehet në ujë të nxehtë, reagon me alkale. Agjent i dobët oksidues dhe reduktues.
Përdoret si një agjent klor, një katalizator në sintezën organike, një ngjitës për ngjyrosjen e pëlhurave, një mpiksës për pastrimin e ujit të pijshëm, një etchant për pllakat e bakrit në elektroforming, një përbërës i barnave hemostatike.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
FeCl 3 6H 2 O = Cl + 2H 2 O (37 ° C)
2 (FeCl 8 6H 2 O) = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (mbi 250 ° C)
FeCl 3 (10%) + 4H 2 O = Cl - + + (e verdhë)
2FeСl3 (konk.) + 4Н 2 O = + (e verdhë) + - (bts.)
FeCl 3 (holl., Konk.) + 2H 2 O → FeCl (OH) 2 ↓ + 2HCl (100 ° C)
FeCl 3 + 3NaOH (i holluar) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NaCl (50 ° C)
FeCl 3 + 3 (NH 3 H 2 O) (konk, e nxehtë) = FeO (OH) ↓ + H 2 O + 3NH 4 Cl
4FеСl 3 + 3O 2 (ajër) = 2Fе 2 O 3 + 3Сl 2 (350-500 ° C)
2FеСl 3 (р) + Сu → 2FеСl 2 + СuСl 2
Klorur amoni N H 4 Cl ... Kripë pa oksigjen, emri teknik është amoniak. E bardhë, e paqëndrueshme, termikisht e paqëndrueshme. Le të tretemi mirë në ujë (me një efekt të dukshëm endo, Q = -16 kJ), të hidrolizuar nga kationi. Zbërthehet me alkalet kur tretësira zihet, transferon magnez dhe hidroksid magnezi në tretësirë. Hyn në reagimin e konjugimit me nitrate.
Reagimi cilësor për jon NH 4 + - lëshimi i NH 3 kur vlon me alkalet ose kur nxehet me gëlqere të shuar.
Përdoret në sintezën inorganike, në veçanti për të krijuar një mjedis të dobët acid, si një përbërës i plehrave azotikë, qelizave galvanike të thata, kur bashkon produktet e bakrit dhe kallajit.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
NH 4 Cl (s) ⇌ NH 3 (g) + HCl (g) (mbi 337.8 ° C)
NH 4 Cl + NaOH (e ngopur) = 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 (konk.) + Mg = Н 2 + МgСl 2 + 2NН 3 (80 ° C)
2NН 4 Сl (konk., Nxehtë) + Мg (ОН) 2 = MgСl 2 + 2NН 3 + 2Н 2 O
NH + (e ng.) + JO - 2 (e ulur) = N 2 + 2H 2 O (100 ° C)
NH 4 Cl + KNO 3 = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ° C)
Marrja: bashkëveprimi i NH 3 me HCl në fazën e gazit ose NH 3 H 2 O me HCl në tretësirë.
Hipokloriti i kalciumit Ca (C. l O) 2 ... Kripë acidi hipokloror HClO. E bardhë, dekompozohet në ngrohje pa u shkrirë. Le të tretemi mirë në ujë të ftohtë (formohet një zgjidhje pa ngjyrë), e hidrolizuar nga anioni. Acide reaktive, të dekompozuara plotësisht nga uji i nxehtë. Agjent i fortë oksidues. Kur qëndroni në këmbë, tretësira thith dioksidin e karbonit nga ajri. Shtë një komponent aktiv klor (zbardhues) gëlqere - përzierjet e përbërjes së papërcaktuar me CaCl2 dhe Ca (OH) 2. Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
Ca (ClO) 2 = CaCl2 + O2 (180 ° C)
Ca (ClO) 2 (t) + 4HCl (konk.) = CaCl + 2Cl 2 + 2H 2 O (80 ° C)
Ca (ClO) 2 + H 2 O + CO 2 = CaCO 3 ↓ + 2HClO (ne te ftohte)
Ca (ClO) 2 + 2H 2 O 2 (i holluar) = CaCl 2 + 2H 2 O + 2O 2
Marrja:
2Ca (OH) 2 (pezullim) + 2Cl 2 (g) = Ca (ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O
Klorati i kaliumit KS lO 3 ... Kripë e acidit klorik HClO 3, kripa më e njohur e acideve të klorit të oksigjenuar. Emri teknik - kripë berthollet(emëruar sipas zbuluesit të tij C.-L. Berthollet, 1786). E bardha, shkrihet pa dekompozim, dekompozohet me ngrohje të mëtejshme. Le të tretemi mirë në ujë (formohet një zgjidhje pa ngjyrë), nuk ka hidrolizë. Zbërthehet me acide të koncentruar. Agjent i fortë oksidues kur bashkohet.
Përdoret si një përbërës i përzierjeve shpërthyese dhe piroteknike, kokave të ndeshjeve, në laborator - një burim i fortë i oksigjenit.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl (400 ° C)
2KSlO 3 = 2KSl + 3O 2 (150-300 ° C, maceO 2 )
КСlO 3 (Т) + 6HСl (konk.) = КСl + 3Сl 2 + ЗН 2 O (50-80 ° C)
3КСlO 3 (Т) + 2Н 2 SO 4 (konk., Nxehtë.) = 2СlO 2 + КСlO 4 + Н 2 O + 2КНSO 4
(dioksidi i klorit shpërthen në dritë: 2ClO2 (D)= Сl 2 + 2O 2 )
2KSlO 3 + E 2 (p.sh.) = 2KEO 3 + Cl 2 (në pjesën NJO 3 , E = Br, Une)
KClO 3 + H 2 O → H 2 + KClO 4 (Elektroliza)
Marrja KClO 3 në industri - elektroliza e një tretësire të nxehtë të KCl (produkti KClO 3 lëshohet në anodë):
КСl + 3Н 2 O → Н 2 + КСlO 3 (40-60 ° C, Elektrolizë)
Bromidi i kaliumit KB r ... Kripë pa oksigjen. E bardhë, jo higroskopike, shkrihet pa dekompozim. Le të tretemi mirë në ujë, nuk ka hidrolizë. Agjenti reduktues (më i dobët se
Reagimi cilësor për Br jon - zhvendosja e bromit nga tretësira KBr me klor dhe nxjerrja e bromit në një tretës organik, për shembull CCl 4 (si rezultat, shtresa ujore zbardhet, shtresa organike merr ngjyrë kafe).
Përdoret si një përbërës i gdhendësve për gdhendjen e metaleve, një përbërës i emulsioneve fotografike dhe një ilaç.
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
2KBr (t) + 2H 2 SO 4 (KONC., 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, elektrolizë)
Marrja:
K 2 CO 3 + 2HBr = 2KVr+ CO 2 + H 2 O
Jodidi i kaliumit K Une ... Kripë pa oksigjen. E bardhë, jo absorbuese. Ai kthehet në të verdhë kur ruhet në dritë. Le të tretemi mirë në ujë, nuk ka hidrolizë. Agjent tipik reduktues. Një tretësirë ujore e KI shpërndan mirë I 2 për shkak të kompleksitetit.
Cilesi e larte reagimi për jonin I është zhvendosja e jodit nga tretësira KI nga mungesa e klorit dhe nxjerrja e jodit në një tretës organik, për shembull CCl 4 (si rezultat, shtresa ujore zbardhet, shtresa organike bëhet vjollce) Me
Ekuacionet e reagimeve më të rëndësishme:
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 (e verdhe.) ↓
2KI (p) + Cl 2 (p) (javë) = 2KCl + I 2
KI + 3H 2 O + 3Cl 2 (p) (p.sh.) = KIO 3 + 6HCl (80 ° C)
KI (P) + I 2 (t) = K) (P) (e shkurtër) ("Uji i Jodit")
KI + 3H 2 O → 3H 2 + KIO 3 (elektrolizë, 50-60 ° C)
Marrja:
K 2 CO 3 + 2HI = 2 CUne+ CO 2 + H 2 O
Acidet e klorit
Acidet oksiduese dhe kripërat e tyre.
Në Provimin e Unifikuar të Shtetit, ata nuk pyesin shumë për këtë temë. Duhet të dini emrat e acideve dhe kripërave. Dhe disa reagime. Unë u përpoqa të shkruaj në këtë artikull sa më shumë reagime kanonike të PERDORIMIT. Por në provim mund të kapeni dhe çfarë nuk është këtu. Prandaj, është e rëndësishme që USE të zhvillojë "intuitë kimike" në mënyrë që të parashikojë produktet e reagimit. Nëse e shikoni OVR me shumë kujdes, mund të nxirrni rregullsitë kryesore. Kjo do të thotë, jo gjithçka zbret në shtrëngim, gjëja kryesore është të kuptosh parimin. Dhe për të nxjerrë një parim në kokën tuaj, ju duhet të zgjidhni shumë reagime. Epo, lexoni artikujt tanë.
Me siguri tashmë e dini se klori ka shumë acide të klorit që përmbajnë oksigjen dhe kripërat e tyre - oksidantë të fortë dhe të gjithë janë të paqëndrueshëm.
Forca e acideve rritet me gjendjen e oksidimit:
|
Gjendja e oksidimit të klorit |
Formula e acidit |
Emri acid |
Forca e acidit |
Emri i kripës |
|
HClO |
I ngathët |
Hipoklorit |
||
|
HClO 2 |
Klorur |
Forca e mesme |
||
|
HClO 3 |
Klorik |
|||
|
HClO 4 |
Shume i forte |
Perchlorate |
Acid hipoklorik formohet duke kaluar klorin nëpër ujë.
Në këtë rast, ndodh shpërpjestimi: klori oksidohet (deri në +1) dhe zvogëlohet (deri në +1), formohen acide klorhidrik (klorhidrik) dhe hipoklorik:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO
Nëse klori kalon jo përmes ujit, por përmes një zgjidhjeje ujore të alkaleve, atëherë formohen kripërat e këtyre acideve: klorur dhe hipoklorit:
Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 O
Dhe nëse klori kalon përmes një zgjidhjeje të nxehtë alkali, atëherë në vend të hipokloritit, klorur:
3Cl 2 + 6KOH (t˚) → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Nëse tretësira që rezulton ftohet, atëherë kristalet e bardha të klorurit të kaliumit do të precipitojnë. KClO 3.
Mos harroni emrin e parëndësishëm për këtë kripë: kripë berthollet's , si dhe kjo mënyrë historike e marrjes së saj. Ishte në këtë mënyrë që kloruri i kaliumit u mor për herë të parë nga shkencëtari francez Claude Louis Berthollet (pra emri i kripës).
Kripë e Bertolethit- shume agjent oksidues i fortë.
Kur nxehet, kripa e berthollet dekompozohet, përsëri me disproporcion të klorit. Isshtë restauruar (deri në -1) dhe oksidohet (deri në +7, atëherë nuk ka ku të shkojë):
4 KClO 3 ( t˚)→ KCl + 3 KClO 4
Perklorati i kaliumit që rezulton gjithashtu nuk është shumë i qëndrueshëm.,dhe gjithashtu dekompozohet:
KClO 4 ( t˚)→ KCl + 2 O 2
Acid hipoklorik oksidon halidet e hidrogjenit (jodidet e hidrogjenit dhe bromidet e hidrogjenit) në halogjenet e lira:
2HI + HClO I 2 + HCl + H 2 O
Formula strukturore
Formula e vërtetë, empirike ose bruto: C 4 H 4 O
Përbërja kimike e acidit perklorik
Masa molekulare: 100.457
Acidi perklorik HClO 4- një acid monobazik, një nga më të fortët (në një zgjidhje ujore, pK = ~ -10), anhidrik - një agjent oksidues jashtëzakonisht i fortë, pasi përmban klor në gjendjen më të lartë të oksidimit +7.
Vetitë
Vetitë fizike
Lëng i paqëndrueshëm pa ngjyrë, i tymosur fort në ajër, monomerik në avull. Acidi perhlorik anhidrik është shumë reaktiv dhe i paqëndrueshëm. HClO 4 i lëngët është pjesërisht i dimerizuar, karakterizohet nga autodehidratimi i ekuilibrit: 3HClO 4 ↔ H 3 O + + ClO 4 - + Cl 2 O 7
Vetitë kimike
Shpërthyese. Acidi perklorik dhe kripërat e tij (perkloratet) përdoren si agjentë oksidues. Acidi perklorik, si një nga më të fortët, shpërndan metale ari dhe platini, dhe në reagim me argjendin formon acid klorik:
3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O
Jo-metalet dhe metalet aktive e zvogëlojnë acidin perklorik në klorur hidrogjeni
8As + 5HClO 4 + 12H 2 O = 8H 3 AsO 4 + 5HCl (ky reagim përdoret në metalurgji për të rafinuar xeherorët)
Perklorati i jodit në laborator merret duke trajtuar një zgjidhje të jodit në acid perklorik anhidrik me ozon:
I 2 + 6HClO 4 + O 3 = 2I (ClO 4) 3 + 3H 2 O
Duke qenë jashtëzakonisht i fortë i paqëndrueshëm, acidi perklorik dekompozohet:
4HClO 4 = 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O
Acidi perklorik është lehtësisht i tretshëm në tretës të fluorit dhe organoklorit si CF 3 COOH, CHCl 3, CH 2 Cl 2, etj. Përzierja me tretës që shfaqin veti reduktuese mund të çojë në zjarr dhe shpërthim. Acidi perlorik përzihet me ujë në çdo raport dhe formon një numër hidratesh HClO 4 × nH 2 O (ku n = 0.25 ... 4). Monohidrati HClO 4 H 2 O ka një pikë shkrirjeje prej +50 o C. Zgjidhjet e koncentruara të acidit perklorik, në kontrast me acidin anhidrik, kanë një konsistencë vajore. Zgjidhjet ujore të acidit perklorik janë të qëndrueshme dhe kanë një kapacitet të ulët oksidues. Acidi perklorik me ujë formon një përzierje azeotropike që vlon në 203 ° C dhe përmban 72% acid perklorik. Zgjidhjet e acidit perklorik në hidrokarburet e klorit janë superacide (superacide). Acidi perlorik është një nga acidet më të fortë inorganikë, në mjedisin e tij edhe komponimet acidike sillen si baza, duke bashkangjitur një proton dhe duke formuar katione acil perklorat: P (OH) 4 + ClO 4 -, NO 2 + ClO 4 -.
Me ngrohje të lehtë nën presion të reduktuar të një përzierje të acidit perklorik me anhidrid fosforik, një lëng vaj pa ngjyrë - anhidrid klorik distilohet:
2HClO 4 + P 4 O 10 → Cl 2 O 7 + H 2 P 4 O 11
acidi perklorik quhen perklorate.
Marrja
- Zgjidhjet ujore të acidit perklorik merren nga oksidimi elektrokimik i acidit klorhidrik ose klorit të tretur në acid perklorik të koncentruar, si dhe nga dekompozimi i shkëmbimit të perklorateve të natriumit ose kaliumit me acide të forta inorganike.
- Acidi perklorik anhidrik formohet nga bashkëveprimi i perklorateve të natriumit ose kaliumit me acidin sulfurik të koncentruar, si dhe tretësira ujore të acidit perklorik me oleum: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Aplikacion
- Zgjidhjet ujore të përqendruara të acidit perklorik përdoren gjerësisht në kiminë analitike, si dhe për përgatitjen e perklorateve.
- Acidi perlorik përdoret në dekompozimin e xeheve komplekse, në analizën e mineraleve, dhe gjithashtu si katalizator.
- Kripërat e acidit perklorik: perklorati i kaliumit është pak i tretshëm në ujë; përdoret në prodhimin e eksplozivëve; perklorati i magnezit (anhidron) është një tharës.
PEFRCAKTIMI
Acid perklorikështë një lëng higroskopik pa ngjyrë i lëvizshëm (struktura e molekulës është treguar në Fig. 1), e cila zbërthehet në ngrohje të moderuar ose në këmbë.
Shumë i ndjeshëm ndaj papastërtive. E përzier me ujë. Acid i fortë. Zgjidhjet e koncentruara janë me vaj. Distiluar në vakum (tretësirë 72%, pika e vlimit 111 o C). Tregon vetitë e një agjenti oksidues të dobët në holluar dhe një agjenti oksidues të fortë në një zgjidhje të koncentruar kur nxehet.
Oriz. 1. Struktura e molekulës së acidit perklorik.
Tabela 1. Vetitë fizike të acidit perklorik.
Marrja e acidit perklorik
Acidi perklorik falas mund të merret nga veprimi i acidit sulfurik në perklorat kaliumi:
KClO 4 + H 2 SO 4 = HClO 4 + KHSO 4.
Karakteristikat kimike të acidit perklorik
Acidi perklorik në një tretësirë ujore ndahet në jone:
HClO 4 ↔ H + + ClO 4 -.
Nëse acidi perklorik nxehet me oksid fosfor (V), i cili largon ujin prej tij, atëherë formohet oksidi i klorit (VII) ose anhidridi klorik Cl 2 O 7:
2HClO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + Cl 2 O 7.
Acidi perklorik shpërndan metale të argjendit, arit dhe platinës:
Në reagimet e neutralizimit me alkalet, acidi perklorik formon kripëra - perklorate:
HClO 4 + NaOH holluar = NaClO 4 + H 2 O;
HClO 4 (i holluar, i ftohtë) + KOH = KClO 4 + H 2 O.
Përdorimi i acidit perklorik
Acidi perlorik ka gjetur aplikim të kufizuar në analizat kimike, në veçanti, në kiminë analitike në përgatitjen e perklorateve.
Shembuj të zgjidhjes së problemeve
SHEMBULL 1
| Detyrë | Cila masë e perkloratit të argjendit formohet duke shpërndarë metalin e pastër në një zgjidhje të acidit perklorik (230 g 15%)? |
| Zgjidhja | Le të shkruajmë ekuacionin për reagimin e ndërveprimit të acidit perklorik me argjendin, si rezultat i të cilit ndodh formimi i perkloratit të argjendit: 3HClO 4 + 2Ag = 2AgClO 4 + HClO 3 + H 2 O. Gjeni masën e acidit perklorik në tretësirë: ω = m tretësirë / m tretësirë × 100%; m tretësirë = ω / 100% × m tretësirë; m tretësirë (HClO 4) = ω (HClO 4) / 100% × m tretësirë; m tretësirë (HClO 4) = 15/100% × 230 = 34.5 g. Llogaritni numrin e moleve të acidit perklorik (masa molare është 100.5 g / mol): n (HClO 4) = m (HClO 4) / M (HClO 4); n (HClO 4) = 34.5 / 100.5 = 0.34 mol. Sipas ekuacionit të reagimit n (HClO 4): n (AgClO 4) = 3: 2. Prandaj, n (AgClO 4) = 2/3 × n (HClO 4) = 2/3 × 0.34 = 0.23 mol. Atëherë masa e perkloratit të argjendit që rezulton do të jetë (masa molare - 207 g / mol): m (AgClO 4) = n (AgClO 4) × M (AgClO 4); m (AgClO 4) = 0.23 × 207 = 47.61g. |
| Pergjigju | Masa e perkloratit të argjendit është 47.61 g. |
