Что можно приготовить из кальмаров: быстро и вкусно

Хлорная кислота (формула HClO4) - это одноосновная безводная кислота. Содержит в себе хлор (Cl) в высшей степени окисления, по этой причине является сильнейшим окислителем. Взрывоопасна.

Свойства хлорной кислоты

1. Это летучая жидкость без цвета, в воздухе сильно дымит, мономерна в парах. Неустойчива и очень реакционна. Для этой кислоты характерна автодегидратация:

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

2. Данное вещество хорошо растворимо в хлор- и фторорганических растворителях, таких как CH2Cl2 (хлористый метилен), CHCl3 (хлороформ) и другие. Смешивается и с другими растворителями, проявляет восстановительные свойства, при неосторожном обращении может привести к взрыву или воспламенению.

3. Хорошо смешивается с водой (H2O) в любых соотношениях. Образует несколько гидратов. Концентрированные растворы данной кислоты обладают немного маслянистой консистенцией. Растворы водные данной кислоты обладают хорошей устойчивостью и низкой окислительной способностью. С водой рассматриваемое нами вещество образует азеотропную смесь, которая при температуре 203 градуса кипит и содержит 72 процента HClO4.

4. Хлорная кислота (формула HClO4) является одной из Из-за этого в ее среде некоторые кислотные соединения ведут себя подобно основаниям.

5. В условиях пониженного давления при слабом нагревании смеси кислоты хлорной с фосфорным ангидридом образуется маслянистая бесцветная жидкость - ангидрид хлорный:

2HClO4 (кислота хлорная) + P4O10 (ангидрид фосфорный) = Cl2O7 (ангидрид хлорный) + H2P4O11

Способы получения

1. Водные растворы данного вещества можно получить двумя способами. Первый заключается в электрохимическом окислении хлора или соляной кислоты в концентрированной соляной кислоте, а второй - в обменном разложении перхлоратов натрия или калия неорганическими сильными кислотами.

2. Хлорную безводную кислоту можно получить тоже двумя способами. Первый заключается во взаимодействии перхлоратов калия (K) или натрия (Na) с серной кислотой в концентрированной виде, а второй - во взаимодействии олеума с водным раствором хлорной кислоты:

KClO4 (водный раствор хлорной кислоты) + H2SO4 = KHSO4 (калия гидросульфат) + HClO4 (хлорная кислота)

Применение хлорной кислоты

Концентрированные растворы широко используют для получения перхлоратов (соли данной кислоты) и в аналитической химии;

Хлорная кислота используется при разложении руд, в качестве катализатора и при анализе минералов;

Перхлорат калия (формула: KClO4), соль данной кислоты, применяется при создании а магния перхлорат (ангидрон, Mg(ClO4)2) используется в качестве осушителя.

Безопасность при работе

Хлорную безводную кислоту нельзя долго хранить и перевозить, так как при стандартных условиях она быстро разлагается и может впоследствии самопроизвольно взорваться.

Другие неорганические хлорсодержащие кислоты:

1. (формула: HCl) - одноосновная едкая, дымящая на воздухе жидкость. Применяют в гальванопластике (декапирование, травление) и в гидрометаллургии, для очистки металлов при лужении и паянии, для получения хлоридов марганца, цинка, железа и других металлов. В пищевой промышленности данное вещество зарегистрировано в качестве пищевой добавки Е507.

2. Хлорноватистая кислота (формула: HClO) - одноосновная очень слабая кислота. Может существовать только в растворах. Используется для санитарных целей, а также для отбеливания тканей и целлюлозы.

3. Хлористая кислота (HClO2) - кислота одноосновная средней силы. Неустойчива в свободном виде, в разбавленном водном растворе обычно быстро разлагается. Ангидрид этой кислоты до сих пор неизвестен.

4. Хлорноватая кислота (HClO3) - одноосновная сильная кислота. Не получена в свободном виде, так как распадается в В водных растворах существует при концентрации ниже 30 процентов. Довольно устойчива при низких температурах.

Хлорноватистая кислота в свободном виде не выделена, образуется при взаимодействии хлора с водой, существует в растворе, максимальная массовая доля 20 – 25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Однако является сильным окислителем, хлорноватистая кислота более сильный окислитель, чем хлор. Например: HClO + 2HI = I2 + HCl + H2O или HClO + H 2 O 2 = O 2 + HCl + H 2 O.

При действии света – разлагается: HClO = HCl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I), который является ангидридом хлорноватистой кислоты: 2HClO = H 2 O + Cl 2 O.

В водном растворе хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот – соляной и хлоноватой (диспропорционирование): 3HClO = 2HCl + HClO 3 . Данная реакция идёт медленно, далее следует вторичный процесс: 5HCl + 2HCl = 3Cl 2 + 3H 2 O.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли – гипохлориты: HClO + NaOH = NaClO + H 2 O. Гипохлориты сильные окислители.

Хлористая кислота HClO 2

Образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов. В свободном виде не выделена, существует в разбавленном растворе, проявляет окислительные свойства. Например: HClO 2 + 3HCl = 2Cl 2 + 2H 2 O; HClO 2 + 4HI = HCl + 2I 2 + 2H 2 O.

Хлористая кислота очень неустиойчива, даже в разбавленном водном растворе она разрушается (диспропорционирует):

4HClO 2 = HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O.

Поэтому на промышленных предприятиях её изготавливают непосредственно перед использованием, а не транспортируют с химических заводов.

Хлорит натрия NaClO 2 используется для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорноватая кислота HClO 3

В свободном виде не выделена. Образуется при действии на её соли – хлораты – серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, может существовать только в растворах, максимальная массовая доля кислоты в них 40%. Очень сильный окислитель:

HClO 3 (конц.) + 5HCl(конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O

6HClO 3 (разб.) + 5HI(конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O + HCl.

Соли хлорноватой кислоты – хлораты – образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствии диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей.

Хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота хлораты довольно сильные окислители:

FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O,

2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 .

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лаборатории и солей хлорной кислоты – перхлоратов. Например: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (реакция идёт без катализпатора).

Хлорная кислота HClO 4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту: KClO 4 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HClO 4 .

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородных кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, при встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе.

Хлорная кислота реагирует со щелочами образуя соли:

HClO 4 (разб.) + NaOH (разб.) = NaClO 4 + H 2 O.

Проявляет сильные окислительные свойства в разбавленных и концентрированных растворах. Например:

HClO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O = 4H 2 SO 4 + HCl.

Характер изменения свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора позволяет сделать вывод, что сила кислот, а также их устойчивость возрастают с изменением степени окисления хлора, а их окислительная способность уменьшается, что можно показать следующей схемой:

____УСИЛЕНИЕ КИСЛОТНЫХ СВОЙСТВ, ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ ______________

______________HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 ___________________

УСИЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ

Наиболее сильный окислитель кислота HClO, наименее сильный – хлорная кислота, но она же – самая сильная из существующих кислот.

Бромная кислота НBrO 4 в свободном состоянии не получена. Она стабильна только в водных растворах, имеющих концентрацию 55%. Её окислительные свойства выражены сильнее, чем у хлорной кислоты.

Йодная кислота H 5 IO 6 – гигроскопическое кристаллическое вещество, хорошо раствоимое в воде. Это слабая 5-ти основная кислота в водном растворе. При её нейтрализации получаются кислые соли.

ЭЛЕМЕНТЫ VI A ГРУППЫ

Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро, входящие в VI A группу называют халькогенами (образующие руды, греч.). Полоний радиоактивный металл. Кислород и сера являются типическими элементами VI A группы; остальные элементы объединяют в подгруппу селена (Se, Te, Po).

В основном состоянии атомы халькогенов имеют конфигурацию ns 2 np 4 с двумя неспаренными р -электронами. Поэтому эти элементы проявляют стремление к дополнению электронами внешнего уровня до октета.

В ряду O – S – Se – Te – Po увеличиваются радиусы атомов, понижаются величины энергии ионизации и относительная электроотрицательность. Следовательно, от кислорода к полонию в подгруппе понижается окислительная активность элементов. Неметаллические свойства халькогенов при переходе от кислорода к полонию ослабляются. Кислород и сера – типичные неметаллы, у теллура появляются металлические свойства, а полоний – металл.

Для элементов VI A группы способность к комплексообразованию выражена слабо. С увеличением порядкового номера у элементов возрастают координационные числа. Для серы и селена они равны 3 и 4, у теллура – 6 и даже 8. Это связано с тем, что при переходе от серы к теллуру в образовании σ- и π-связей всё большую роль начинают играть d- и f-орбитали.

Кислород

Атом кислорода в основном состоянии имеет электронную кофигурацию внешнего уровня 2s 2 2p 4 c двумя неспаренными электронами и двумя неподелёнными электронными парами. По своей электроотрицацельности (3,5) кислород занимает 2-ое место после фтора. Это означает, что во всех своих соединениях (кроме фторидов) кислород может находиться только в состоянии с отрицательной степенью окисления .

Кислород самый распространённый элемент на Земле, на его долю приходится 49,5% общей массы земной коры. Считается, что в процессе образования планеты Земля кислород был полностью связан в соединения. Наличие его в атмосфере обусловлено жизнедеятельностью растений – эндотермической реакцией фотосинтеза, протекающей за счёт энергии солнечного излучения: 6СО 2 + 6Н 2 О = С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 .

Существуют две аллотропные модификации элемента кислорода: это устойчивая форма простого вещества О 2 дикислорода (молекулярный кислород) и трикислород О 3 – озон.

Кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Межмолекулярные связи в кислороде слабы, и он конденсируется в голубую жидкость лишь при -183 0 С. Т пл = - 219 0 С. Энергия связи в устойчивой молекуле О 2 довольно велика 494 кДж/моль.

Получение О2.

В промышленности кислород получают ректификацией жидкого воздуха. Первым улетучивается азот (Т кип = -195,8 0 С). Хранят кислород в баллонах голубого цвета под давлением 15 МПа.

В лабораторных условиях кислород получают проводя реакции внутримолекулярного окисления-восстановления солей кислородсодержащих кислот и оксидов или диспропорционирования пероксидов:

2ВаО 2 = 2ВаО + О 2 (800 0 С); 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (t 0)

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 , MnO 2); 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (t 0 , MnO 2).

Химические свойства

Молекула О 2 устойчива, энергия связи в устойчивой молекуле О 2 довольно велика 494 кДж/моль. Однако кислород обладает высокой химической активностью, особенно при нагревании (200 – 400 0 С) и в присутствии катализатора. Реакции с участием кислорода, как правило, экзотермичны и во многих случаях протекают в режиме горения – самоподдерживающегося процесса, сопровождающегося выделением теплоты и света в форме пламени. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные металлы (K, Rb, Cs) образуют с ним надпероксиды ЭО 2 , а Na пероксид Na 2 O 2 . Кислород окисляется только при взаимодействии с фтором.

4Р + 5О 2 = Р 4 О 10 ; С + О 2 = СО 2 ; S + O 2 = SO 2 ; O 2 + 2Mg = 2MgO;

O 2 + 2Ca = 2CaO; 4Li + O 2 = 2Li 2 O; O 2 + 2Na = Na 2 O 2 ; K + O 2 = KO 2 ;

В некоторых случаях скорость взаимодействия так велика (цепные реакции), что происходит взрыв. Например, со взрывом реагируют смеси кислорода с водородом, метаном, оксидом углерода (II):

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q; CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q; CO + 0,5O 2 = CO 2 + Q.

Взрывоопасны смеси воздуха с угольной пылью, с мукой и другими горючими взрывоопасными веществами.

В земных условиях именно взаимодействие с атмосферным кислородом того или иного вещества определяет возможность его существования, использования, хранения. Так, например, триметилалюминий {Al(CH 3) 3 } самовозгорается на воздухе и его существование в контакте с воздухом невозможно; углеводороды не самовозгораются, но горят на воздухе и могут быть использованы как источник энергии; серебро изолото не реагируют с кислородом и поэтому встречаются в самородном состоянии, но многие металлы (щелочные, щелочноземельные, лантаноиды) быстро окисляются и могут храниться только без доступа воздуха.

ОЗОН (Озон открыл в 1840 году Х. Шёнбейн)

Озон (О 3) – газ синего цвета, в жидком состоянии тёмносиний, в твёрдом сине-фиолетовый. По своим свойствам сильно отличается от молекулярного кислорода. Поскольку молекула О 3 обладает большей полярностью и поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9 0 С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его растворимость в воде.

Молекула озона (О 3) имеет уголковую конфигурацию:

О 0,128 нм

О116,50О

Длина связи в молекуле ближе к длине двойной связи О = О (0,121 нм), чем к одинарной О – О (0,149 нм), что свидетельствует о неравноценности атомов и позволяет приписать центральному атому степень окисления +4. Озон термодинамически неустойчив: 2О 3 = 3О 2 ∆G 0 298 = - 325 кДж/моль.

В природе он образуется при грозовых разрядах и за счёт фотохимических реакций, идущих под действием ультрафиолетового излучения Солнца. Образование озона в атмосфере происходит в результате реакций: О 2 → О + О, О + О 2 → О 3 . Поэтому в верхних слоях атмосферы существует область с повышенным содержанием озона – озоновый слой, который имеет исключительно важное экологическое значение: озоновый слой задерживает наиболее губительную для живых организмов и растений часть УФ радиации Солнца с длиной волны 300 нм, наряду с СО 2 озон поглощает ИК излучение Земли, препятствует её охлаждению.

В лабораториях получают озон действием тихого электрического разряда на сухой кислород.

2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2 ; PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2 ;

Для количественного определения озона используют реакцию: 2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KOH + O 2 .

Сродство к электрону у озона около 180 кДж/моль, поэтому он может переходить в озонид- ион О 3 ‾ . В частности, при действии озона на щелочные металлы образуются озониды : К + О 3 = КО 3 . Озониды это соединения, состоящие из положительных ионов-металлов и отрицательных ионов О 3 ‾ .

Как сильный окислитель озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в различных синтезах (получение камфоры, ванилина и др. веществ).

Пероксид водорода

Поскольку связь в молекуле О 2 кратная, возможно существование соединений, в которых одна из связей О – О сохраняется. Эта так называемая пероксидная группировка существует в пероксиде водорода Н 2 О 2 , пероксиде натрия Na 2 O 2 и целом ряде других соединений. Присоединяя два электрона молекула О 2 превращается в пероксид-ион О 2 2- , в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода. Строение молекулы этого соединения показано ниже на схеме:

О ──────О 0,095 нм

Энергия связи О – О (210 кДж/моль) почти в два раза меньше энергии связи О – Н (468 кДж/моль).

Из-за несимметричного распределения связей Н – О молекула Н 2 О 2 сильно полярна. Между молекулами пероксида возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – сиропообразная жидкость (ρ = 1,44 г/мл) с довольно высокой температурой кипения (Т пл = 0,41 0 С; Т кип = 150,2 0 С). Она имеет бледно-голубую окраску. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. В лабораториях пользуются обычно 3% и 30% растворами пероксида (последний называют пергидролем ).

В водных растворах Н 2 О 2 – слабая кислота: Н 2 О 2 + Н 2 О = Н 3 О + + НО 2 ‾ (рК=11,62).

Чаще всего протекают реакции, в которых в пероксиде водорода рвётся связь О – О. В этом случае пероксид проявляет свойства окислителя:

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O;

H 2 O 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O;

4 H 2 O 2 + PbS = PbSO 4 + 4H 2 O.

При взаимодействии с очень сильными окислителями пероксид проявляет свойства восстановителя:

5 H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

(данную реакцию используют при химическом анализе для определения содержания Н 2 О 2 в растворе).

Пероксидная группа из двух атомов кислорода – О – О – входит в состав очень многих веществ. Такие вещества называют пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na 2 O 2 , BaO 2 и др.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами (или надкислотами), их примерами являются пероксомонофосфорная и пероксодисерная кислоты:

О = Р – ОН НО – S – O – O – S – OH

Все пероксидные соединения являются окислителями (часто более сильными, чем Н 2 О 2). При небольшом нагревании они разлагаются с выделением кислорода.

Пероксид водорода используют, главным образом, в качестве окислителя при отбеливании тканей, дезинфекции, как антисептик.

Сера и её соединения

Сера 15-тый по распространённости в природе элемент. Символ химического элемента серы – S, атомный номер 16, относительная атомная масса А r (S) = 32,066 (в химических расчётах принимается равной 32,0).

В природе сера встречается в самородном состоянии, в виде и сульфидов и сульфатов (они присутствуют в морской и речной воде). Сера присутствует и в составе живых организмов в различных соединениях, проявляя степень окисления равную –2 (аминокислоты белков, цистеин, цистин, метионин, липиды и т.д.).

В природе сера представлена четырьмя стабильными изотопами: 32 S (95084%), 33 S (0,74%), 34 S (4,16%) и 36 S (0,016%).

Для серы известно пять кристаллических аллотропных модификаций. Важнейшие: а) ромбическая сера, (её кристаллы построены из молекул S 8), б) моноклинная сера (переход ромбической серы в моноклинную происходит при 95 0 С, молекулы её тоже состоят из 8 атомов серы, но кристаллическая структура делается несколько иной), в) пластическая сера получается при резком охлаждении расплавленной серы. Она состоит из зигзагообразных цепей состава S m . Эта форма неустойчива и быстро переходит в ромбическую серу. В парах сера является смесю молекул различного состава S, S 2 , S 4 , S 6 , S 8 . С ростом температуры уменьшается число больших молекул. Устойчивые молекулы серы состоят из чётного числа атомов. Газообразная сера при 2000 0 С состоит только из отдельных атомов.

Электронная конфигурация атома серы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Распределение электронов на внешнем (валентном) уровне можно представить следующей схемой:

Благодаря наличию свободных d-орбиталей степень окисления серы меняется от –2 до +6. В соединениях координационное число серы обычно равно 4 (sp 3 -гибридизация, но бывает и 6 (sp 3 d 2 -гибридизация). Наиболее характерные валентности: II, IV и VI. Электроотрицательность серы равна 2,58.

Два неспаренных электрона на р-подуровне делают возможным: а) образовывать молекулы S 2 с кратной связью; б) образовывать цепочечные структуры. Энергетически наиболее выгодным является образование молекулы S 8 (это восьмиугольник, имеющий коронообразную форму). Из молекул S 8 построена самая устойчивая в стандартных условиях аллотропная модификация серы – ромбическая.

Физические и химические свойства серы

При стандартных условиях сера либо порошок желтого цвета, либо кристаллическое вещество желтого цвета. В воде сера не растворима, несколько лучше растворяется в бензине, спиртах, особенно хорошо в сероуглероде и жидком аммиаке. Сера плохо проводит теплоту и электрический ток.

Сера – типичный неметалл, но её неметаллические свойства выражены слабее, чем у кислорода. Поэтому сера образует меньше соединений с ионным типом связи, чем кислород.

На холоду сера взаимодействует только с фтором, хлором и ртутью. Жидкая и парообразная сера проявляет высокую реакционную способность, она реагирует со многими химическими элементами (исключение: азот, золото, платина и благородные газы).

Сера может проявлять свойства окислителя:

S 0 + Fe = FeS 2-

S 0 + 2e → S 2-

Fe 0 – 2e → Fe 2+

При взаимодействии со многими неметаллами сера является восстановителем:

S 0 – 4e → S 4+

2O 0 + 4e → 2O -2

Кроме того, сера может диспропорционировать:

3S + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

S 0 – 4e → S +4

S 0 + 2e → S -2

I. Взаимодействие серы с простыми веществами:

а) взаимодействие с металлами:

3S + 2Al = Al 2 S 3 (t › 200 0 C),

S + Hg → HgS (комнатная температура).

б) Взаимодействие серы с неметаллами:

S + H 2 → H 2 S,

S + 3F 2 = SF 6 ,

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 (t = 130 0 C),

S + O 2 → SO 2 (t› 280 0 C),

3S + 2P → P 2 S 3 ,

2S + C → CS 2 (t = 800 0 C),

2S + Si → SiS 2 (t › 250 0 C).

II. Взаимодействие серы со сложными веществами

При нагревании сера взаимодействует с водяным паром, концентрированными кислотами окислителями и со щелочами:

3S + 2H 2 O (пар) = 2H 2 S + SO 2 ,

S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O,

S + 6HNO 3 (конц.) = 6NO 2 + H 2 SO 4 + 2H 2 O,

3S + 6NaOH = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O.

СЕРОВОДОРОД

Сероводород – бесцветный газ, имеет характерный запах гниющего белка (“запах тухлых яиц”). В воде при 20 0 С растворяется 2,5 л сероводорода в 1 литре воды. Водный раствор сероводорода проявляет кислотные свойства и называется сероводородной кислотой или сероводородной водой. Сероводородная кислота – слабая, двухосновная и бескислородная кислота.

Рассмотрим свойства сероводорода в двух аспектах: а) окислительно-восстановительные свойства; б) кислотно-основные.

Окислительно-восстановительные свойства . В молекуле сероводорода атом серы проявляет низшую степень окисления, равную –2. Поэтому сероводород проявляет свойства восстановителя:

2H 2 S + O 2 (недост.) = 2S + 2H 2 O,

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl,

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2HBr,

H 2 S + I 2 = S + 2HI,

H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) =S↓ + SO 2 + 2H 2 O (комн. тем.),

H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = 4SO 2 + 4H 2 O (кип.),

H 2 S + 8HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O (кип.),

H 2 S + 2HNO 3 (конц. хол.) = S↓ + 2NO 2 + 2H 2 O,

3H 2 S + 8HNO 3 = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O,

3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl,

H 2 S + 4Br 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HBr.

Недостаточные количества даже сильных окислителей, а также слабые окислители окисляют ион S 2- до S 0:

5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O,

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S↓ + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O,

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O,

H 2 S + I 2 = S + 2HI.

Рассмотрим теперь свойства сероводородной кислоты. Cероводородная кислота, являясь кислотой двухосновной, диссоциирует ступенчато:

H 2 S ↔ H + + HS ‾ ,

HS ‾ ↔ H + + S 2- .

Константа второй ступени диссоциации так мала, что практически не влияет на кислотные свойства Н 2 S, но определяет чрезвычайно большую склонность иона S 2- к гидролизу:

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию.

Сероводородная кислота проявляет все свойства кислот: изменяет окраску индикаторов, взаимодействует с металлами, основными оксидами, щелочами и солями. Например:

H 2 S + Mg = MgS + H 2 ,

H 2 S + MgO = MgS + H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O,

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O,

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4 .

Сероводородной кислоте соответствуют два вида солей: а) кислые – гидросульфиды (KHS), б) средние (Na 2 S). Гидросульфиды растворимы в воде и существуют только в растворах. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония растворимы в воде, а сульфиды остальных металлов не растворимы. Растворимые сульфиды в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора – щелочная:

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH,

S 2- + H 2 O ↔ HS ‾ + OH ‾ .

Катионы очень слабых оснований (Al 3+ или Cr 3+) не могут быть осаждены в водном растворе в виде сульфидов вследствие полного гидролитического разложения сульфидов этих металлов:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6NaCl,

Cr 2 O 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Cульфиды некоторых металлов не растворимы в кислотах неокислителях, но растворимы в концентрированной азотной кислоте или в царской водке (смесь азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3):

3CuS + 8HNO 3 = 3CuSO 4 + 8NO + 4H 2 O,

3HgS + 8HNO 3 + 6HCl = 3HgCl 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) (или диоксид серы, сернистый ангидрид) – SO 2 – бесцветный газ с резким запахом, термически устойчивый. При 20 0 С в 1 литре воды растворяется 40 л диоксида серы.

Оксид серы (IV) – кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует сернистую кислоту, а реагируя с растворами щелочей – соли:

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 ,

SO 2 + NaOH = NaHSO 3 ,

SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O.

При взаимодействии с основными оксидами также образуются соли:

SO 2 + CaO = CaSO 3 .

Оксид серы (IV) и сернистая кислота содержат в своей молекуле своей молекуле атом серы в промежуточной степени окисления (+4), поэтому для этих соединений характерны окислительно-восстановительные свойства.

Окислительные свойства проявляются в реакциях с сильными восстановителями:

Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 SO 4 = 3S + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O,

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O,

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S↓ + 3H 2 O,

SO 2 + C = S + CO 2 (t = 600 0 C),

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 ,

SO 2 + 6H 0 (Pt-чернь) → H 2 S + 2H 2 O.

Восстановительные свойства соединений серы (IV) проявляются при взаимодействии с сильными окислителями:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ,

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2 ,

SO 2 + 3F 2 = SF 6 + O 2 ,

2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4 ,

SO 2 + Сl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl,

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr,

SO 2 + 2HNO 3 (конц. гор.) = H 2 SO 4 + 2NO 2 ,

5SO 2 + 2H 2 O + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 =5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Сульфиты при нагревании диспропорционируют:

4Na 2 SO 3 → Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t › 600 0 C)

Оксид серы может участвовать в реакциях без изменения степени окисления атома серы:

SO 2 + MgO = MgSO 3 ,

SO 2 + 2NH 3 ∙H 2 O (конц.) = (NH 4) 2 SO 3 ,

SO 2 + NH 3 ∙H 2 O (разб.) = NH 4 HSO 3 .

Оксид серы соединение токсичное, так как проявляет окислительные свойства в реакциях с восстановителями, а в реакциях с окислителями – восстановительные. Существует биохимический механизм детоксикации сульфит-иона с участием фермента сульфитоксидазы.

Оксид серы (IV) накапливается в атмосфере и особенно сильно в промышленных районах. При высокой влажности воздуха образуется туман, содержащий сернистую и серную кислоты, сажу и пыль. Поэтому в отсутствии ветра над отдельными районами появляется токсический смог , который вызывает поражения легких и даже гибель людей.

Получение SO 2:

а) в промышленности – обжиг пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 .

б) в лаборатории:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = SO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O,

Cu + 2H 2 SO 4 = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Применение : SO 2 используется в производстве серной кислоты, для отбеливания тканей, как дезинфицирующее средство, консервирующее средство при производстве сухофруктов. Газ SO 2 убивает многие микроорганизмы, поэтому его используют для уничтожения плесневых грибков в сырых помещениях, подвалах, погребах, бродильных чанах, винных бочках. Использую диоксид серы для лечения домашних животных от часотки.

Водный раствор диоксида серы называется сернистой кислотой. Эта кислота существует только в растворе, является кислотой средней силы, диссоциирует ступенчато:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 ‾ ,

HSO 3 ‾ ↔ H + + SO 3 2 ‾ .

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. В соответствии с диссоциацией она бразует кислые соли – гидросульфиты (NaHSO 3) и средние – сульфиты (Na 2 SO 3). Для сернистой кислоты характерны все реакции кислот:

H 2 SO 3 + KOH = KHSO 3 + H 2 O,

H 2 SO 3 + 2KOH = K 2 SO 3 + 2H 2 O,

H 2 SO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 SO 3 + H 2 SiO 3 ↓,

H 2 SO 3 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 3 + H 2 O + CO 2 .

Средние соли переводятся в кислые, действием избытка SO 2 на растворы средних солей:

Na 2 SO 3 + SO 2 + H 2 O = 2NaHSO 3 ,

Кислые соли переводятся в средние реакциями со щелочами:

NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 .

Кислые и средние соли сернистой кислоты разлагаются сильными кислотами:

NaHSO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + SO 2 ,

K 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 .

Эта реакция является качественной реакцией на сульфиты и гидросульфиты.

Водные растворы сульфитов окисляются при нагревании кислородом воздуха в сульфаты:

2K 2 SO 3 + О 2 = 2K 2 SO 4 .

Сульфиты в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора щелочная:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KHSO 3 + KOH.

При гидролизе гидросульфитов создаётся слабокислая среда из – за конкуренции двух процессов:

А) гидролизом соли: HSO 3 ‾ + HOH ↔ H 2 SO 3 + OH ‾ ,

Б) диссоциацией гидросульфит-иона: HSO 3 ‾ ↔ Н + + SO 3 2- ; диссоциация протекает несколько интенсивнее, поэтому среда – слабокислая.

ОКСИД СЕРЫ (VI).

Оксид серы (VI) SO 3 (или триоксид серы или серный ангидрид) – вещество белого цвета, в твёрдом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера ((SO 3) 3 или S 3 O 9). При повышении температуры плавится с образованием бесцветной жидкости, выше +45 0 С закипает. SO 3 – вещество ядовитое.

Триоксид серы – кислотный оксид, реагируя с водой, образует серную кислоту:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Для серного ангидрида характерны все реакции кислотных оксидов:

SO 3 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ↓ + H 2 O,

SO 3 + CaO = CaSO 4 ,

SO 3 + 2NaOH(конц.) = Na 2 SO 4 + Н 2 О,

SO 3 + NaOH(разб.) = NaHSO 4 .

Оксид серы (VI) содержит серу в высшей степени окисления, поэтому обладает свойствами сильного окислителя:

SO 3 + 2KI = I 2 + K 2 SO 3

5SO 3 + 2P = 5SO 2 + P 2 O 5 ,

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

SO 3 получают окислением оксида серы (IV) в присутствии катализатора V 2 O 5 и при температуре 500 0 С:

2 SO 2 + О 2 ↔ 2 SO 3

Очень чистый серный ангидрид получают окислением диоксида серы озоном:

SO 2 + О 3 = SO 3 + О 2 .

В лабораторных условиях небольшие количества SO 3 можно получить по реакции:

Н 2 SO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + SO 3 .

СЕРНАЯ КИСЛОТА

Серная кислота – бесцветная вязкая и гигроскопическая жидкость, термически устойчивая, но при сильном нагревании разлагается с выделением SO 3 . Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Разбавленные растворы серной кислоты представляют собой очень сильную кислоту. При смешивании с водой выделяется большое количество энергии, так как идёт процесс образования гидратов. Жидкость вскипает, происходит разбрызгивание. Поэтому при приготовлении растворов серной кислоты нужно осторожно приливать малыми порциями серную кислоту к воде и интенсивно перемешивать раствор.

Химические свойства серной кислоты сильно зависят от её концентрации, поэтому мы рассмотрим отдельно свойства разбавленной серной кислоты и свойства концентрированной.

Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, характерные для всех кислот:

1. Водный раствор имеет сильнокислую реакцию, поэтому индикаторы окрашиваются в соответствующие цвета (лакмус в красный, метилоранж в розовый, фенолфталеин – бесцветный).

2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:

CuO + H 2 SO 4 (разб.) = CuSO 4 + H 2 O,

CaO + H 2 SO 4 (разб.) = CaSO 4 + H 2 O,

ZnO + H 2 SO 4 (разб.) = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Взаимодействует с щелочами и нерастворимыми гидроксидами:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 (разб.) = CuSO 4 + H 2 O.

1NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O.

4. Реагирует с солями более слабых кислот (реакции проходят по правилам реакций обмена в электролитах):

H 2 SO 4 + CaCO 3 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2 ,

H 2 SO 4 + K 2 SiO 3 = K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓.

5. C аммиаком серная разбавленная кислота образует соли аммония:

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 .

Окислительные свойства разбавленной серной кислоты обусловлены только ионом Н + . Единственным продуктом восстановления разбавленной серной кислоты является молекулярный водород. Такие кислоты принято называть кислотами-неокислителями.

Реагируя с металлами, разбавленная серная кислота образует ионы низшей степени окисления металла.

Свинец не реагирует с разбавленной серной кислотой, так как образующийся на поверхности сульфат свинца в кислоте не растворим.

Концентрированная серная кислота резко отличается по свойствам от разбавленной, так как проявляет свойства сильного окислителя, окислительные свойства её обусловлены ионом SO 4 2- , содержащим атом серы в высшей степени окисления +6. Окислительные свойства проявляются наиболее сильно при нагревании. Концентрированная серная кислота окисляет как металлы, стоящие в электрохимическом ряду до водорода, так и после него. Водород при этом никогда не выделяется . Продуктом восстановления кислоты, в зависимости от активности металла, могут быть SO 2 , S и H 2 S.

Рассмотрим взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью, которое протекает в две стадии:

а) молекулы серной кислоты окисляют медь до оксида и при этом выделяется SO 2:

Cu + H 2 SO 4 = CuO + SO 2 + H 2 O;

б) образовавшийся оксид меди (II) является основным оксидом и сейчас же растворяется в серной кислоте с образованием соли и воды:

CuO + H 2 SO 4 = СuSO 4 + H 2 O.

Суммарное уравнение взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой записывается следующим образом:

Cu + 2H 2 SO 4 = СuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

С активными металлами продуктами восстановления кислоты могут быть: SO 2 , S и Н 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Чем металл более активен, тем больше выделяется S и Н 2 S.

Можно представить схемой образование продуктов восстановления серной кислоты в зависимости от активности металлов:

Увеличение активности восстановителя

____________________________________

H 2 SO 4 (концентрированная) → SO 2 → S → H 2 S

Концентрированная серная кислота окисляет и неметаллы:

С + 2H 2 SO 4 = CO 2 + SO 2 + 2H 2 O,

2Р + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.

Эти реакции проходят при нагревании.

При комнатной температуре протекают следующие реакции:

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O,

2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O.

SO 2 + 2H 2 O,

На термической устойчивости и нелетучести серной кислоты основаны способы получения при нагревании более летучих кислот в лабораториях:

KClO 4 (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HClO 4 ,

Ca 3 (PO 4) 2 + + H 2 SO 4 (конц.) = 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4 ,

KNO 3 (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HNO 3 ,

NaCl (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + HCl,

При сильном нагревании реакции идут с образованием средних солей, например:

2NaCl (кр.) + H 2 SO 4 (кр.) = Nа 2 SO 4 + 2HCl.

При сильном нагревании не получают только азотную кислоту, так как она сама при нагревании разлагается.

Концентрированная серная кислота активно поглощает воду, поэтому сахар обугливается в концентрированной серной кислоте и древесина:

С 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 (конц.) = 12C + 11H 2 O∙ H 2 SO 4 ,

(C 6 H 10 O 5) n + H 2 SO 4 (конц.) = 6nC + 5nH 2 O∙ H 2 SO 4 .

На водоотнимающей способности серной кислоты основаны реакции дегидратации спиртов, протекающие при нагревании и в присутствии серной кислоты. Продуктами таких реакций являются алкены или простые эфиры:

C 2 H 5 OH → СH 2 = CH 2 + H 2 O,

C 2 H 5 OH → C 2 H 5 – O – C 2 H 5 + H 2 O.

Благодаря своим окислительныи свойствам концентрированнпая серная кислота окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

FeSO 4 + 2H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + Fe 2 (SO 4) 3 .

Качественной реакцией на ион SO 4 2- является реакция с ионом Ba 2+ , которая приводит к образованию осадка белого цвета и не растворимого ни в воде ни в кислотах:

Ba 2+ + Ba 2+ → BaSO 4 ↓.

ПОЛУЧЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ И ЕЁ СОЛИ

Процесс получения серной кислоты основан на следующих химических реакциях:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 ∆H = -284 кДж,

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .

Соли серной кислоты – сульфаты в большинстве своём бесцветные соединения, хорошо кристаллизуются, из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов. Сульфаты щелочных и щелочно-земельных металлов термически стойки, сульфаты же менее активных металлов при нагревании разлагаются:

ZnSO 4 → ZnO + SO 3 ,

Ag 2 SO 4 → 2Ag + SO 2 + O 2 .

Ряд солей серной кислоты используются в медицине. Например, Na 2 SO 4 ∙10H 2 O является слабительным средством, MgSO 4 ∙7H 2 O обладает слабительным и желчегонным действием, его используют при гипертонии, антисептиками являются CuSO 4 ∙5H 2 O и ZnSO 4 ∙7H 2 O. Гипс СaSO 4 ∙2H 2 O используют для изготовления гипсовых повязок. ВаSO 4 является рентгеноконтрастным веществом, поэтому используется в рентгенологии.

Похожая информация.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Хлорная кислота представляет собой бесцветную гигроскопичную легкоподвижную жидкость (строение молекулы показано на рис. 1), которая разлагается при умеренном нагревании или при стоянии.

Очень чувствительная к примесям. Неограниченно смешивается с водой. Сильная кислота. Концентрированные растворы маслообразны. Перегоняется в вакууме (72%-ный раствор, температура кипения 111 o С). Проявляет свойства слабого окислителя в разбавленном и сильного окислителя в концентрированном растворе при нагревании.

Рис. 1. Строение молекулы хлорной кислоты.

Таблица 1. Физические свойства хлорной кислоты.

Получение хлорной кислоты

Свободная хлорная кислота может быть получена при действии серной кислоты на перхлорат калия:

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

Химические свойства хлорной кислоты

Хлорная кислота в водном растворе диссоциирует на ионы:

HClO 4 ↔ H + + ClO 4 — .

Если нагревать хлорную кислоту с оксидом фосфора (V), отнимающим от неё воду, то образуется оксид хлора (VII), или хлорный ангидрид Cl 2 O 7:

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

Хлорная кислота растворяет серебро, золото и металлы платиновой группы:

В реакциях нейтрализации со щелочами хлорная кислота образует соли - перхлораты:

HClO 4 + NaOH dilute = NaClO 4 + H 2 O;

HClO 4 (dilute, cold) + KOH = KClO 4 + H 2 O.

Применение хлорной кислоты

Хлорная кислота нашла ограниченное применение в химическом анализе, в частности в аналитической химии при получении перхлоратов.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

– сильный окислитель

Среди огромного многообразия химических реактивов кислоты занимают особое место. Важность их применения зависит от физико-химических свойств. В зависимости от степени окисления они подразделяются на безвредные, такие как аскорбиновая, аминоуксусная, лимонная кислота купить которые можно без рецепта в обычной аптеке, а также опасные, как например: фтористоводородная, серная или хлорная. Эти кислоты, в отличие от первых, продаются в специализированных аптеках или магазинах, одним из которых является магазин химических реактивов Москва розница «Прайм Кемикалс Групп».

Понятие

Хлорная кислота – одноосновная безводная кислота, относящаяся к самым сильным, опасным и распространенным химреактивам. В состав вещества входит хлор с большой степенью окисления, что делает его сильнейшим окислителем. Также в качестве окислителя применяются и соли кислоты. По своей структуре хлорная кислота – это бесцветная летучая жидкость; гигроскопична. При контакте с воздухом химический реактив поглощает воду и начинает дымиться (образует моногидрат), постепенно темнеет и самопроизвольно взрывается. Водный раствор хлорной кислоты имеет маслянистую консистенцию и обладает более низкой окислительной способностью, легко воспламеняется.

Свойства хлорной кислоты:

Сильно дымит при контакте с воздухом;
- неустойчива;
- хорошо растворима в фторорганических и хлорных растворителях, этаноле;
- смешиваемость с водой в любых соотношениях;
- способна растворять золото, металлы платиновой группы, серебро и др.; не взаимодействует с бромом;
- при соприкосновении со спиртом, бумагой и древесным углем – происходит взрыв.

Получение

Водный раствор данного реактива получают путем электрохимического окисления соляной кислоты или хлора, находящихся в хлорной кислоте в высокой концентрации, используя для этого специальную лабораторную посуду. Безводный химреактив получают путем взаимодействия перхлората калия или натрия с концентрированным раствором серной кислоты. Впервые данным способом вещество было получено в начале ХIХ века. Таким же путем его получают и в настоящее время.

Применение

Основные сферы применения данной кислоты:
- аналитическая химия (получение перхлоратов);
- горнодобывающая промышленность (катализатор при разложении руд, а также при исследовании минералов);
- химическая промышленность (при изготовлении взрывчатых веществ и осушителей).

Меры предосторожности и правила работы

При работе с хлорной кислотой, как и с другими агрессивными химическими реактивами, необходимо соблюдать строжайшие меры предосторожности. Во избежание прямого контакта с веществом все исследования, эксперименты или другие формы работы проводить в:
- респираторах и противогазе (для защиты дыхательных путей);
- защитных очках;
- перчатках нитриловых;
- специальной одежде (фартуке, бахилах) и других резинотехнических изделиях.

При перевозке и хранении следует придерживаться следующих рекомендаций: безводная кислота имеет небольшой срок годности, поэтому хранить ее долго нельзя, так как она неустойчива и при обычных условиях быстро разлагается. Это может привести к самопроизвольному взрыву. Хранить изолированно от других кислот и металлов, с которыми может вступить в реакцию. В помещении для хранения не должны находиться источники тепла. Оно должно быть защищено от солнечного света.

Опасность для организма

Многие кислоты положительно воздействуют на организм. Они участвуют в обменных процессах, и их недостаток может вызвать серьезные нарушения, что нельзя сказать о данной кислоте. Даже при самом незначительном контакте она вызывает химические ожоги, поражает кожные покровы и слизистые оболочки.

Где приобрести химические реактивы с гарантией качества?

Несмотря на то, что химреактивы – главный элемент в лабораторной практике, все же не стоит забывать о лабораторном оборудовании и приборах, а также лабораторной посуде из стекла, фарфора, кварца и других материалов, от качества которых также зависят результаты исследований. Большой спектр лабораторного оснащения представлен в интернет магазине“Prime Chemicals Group: от мешалки магнитной и фильтровальной бумаги до самых современных весов электронных лабораторных по доступной цене.

Качественная продукция европейского качества – гарантия надежных результатов!

Cl 2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (~ 6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.

Способы получения

Основаны на процессе окисления анионов Cl -

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Промышленный

Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:

2NaCl + 2Н 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2

Лабораторные

Окисление конц. HCI различными окислителями:

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

Химические свойства

Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :

Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -

Реакции с металлами

Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.

Cl 2 + 2Na = 2NaCl

3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3

Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:

Cl 2 + Сu = CuCl 2

3Cl 2 + 2Аu = 2AuCl 3

Реакции с неметаллами

Хлор непосредственно не взаимодействует только с O 2 , N 2 , С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.

Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.

Cl 2 + Н 2 =2НС1

Cl 2 + 2S (расплав) = S 2 Cl 2

ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (или РCl 5 - в избытке Cl 2)

2Cl 2 + Si = SiCl 4

3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3

Вытеснение свободных неметаллов (Вr 2 , I 2 , N 2 , S) из их соединений

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

Диспропорционирование хлора в воде и водных растворах щелочей

В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO 3 - .

Cl 2 + Н 2 O = HCl + НClO хлорноватистая 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

Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:

КClO 3 и Са(ClO) 2 - гипохлориты; КClO 3 - хлорат калия (бертолетова соль).

Взаимодействие хлора с органическими веществами

а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ

б) присоединение молекул Cl 2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

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

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

Хлороводород и соляная кислота

Газообразный хлороводород

Физические и химические свойства

HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

2HCl + F 2 = Сl 2 + 2HF

4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2Н 2 O

Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

Н 2 + Cl 2 = 2HCl

2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:

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

3. В лаборатории получают действием конц. H 2 SO 4 на хлориды:

H 2 SО 4 (конц.) + NaCl = 2HCl + NaHSО 4 (при слабом нагревании)

H 2 SО 4 (конц.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SО 4 (при очень сильном нагревании)

Водный раствор HCl - сильная кислота (хлороводородная, или соляная)

HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н 2 O растворяется ~ 450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.

Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.

Химические свойства соляной кислоты

1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +

HCl → H + + Cl -

Взаимодействие:

а) с металлами (до Н):

2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2

б) с основными и амфотерными оксидами:

2HCl + CuO = CuCl 2 + Н 2 O

6HCl + Аl 2 O 3 = 2АlCl 3 + ЗН 2 O

в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:

2HCl + Са(ОН) 2 = CaCl 2 + 2Н 2 О

3HCl + Аl(ОН) 3 = АlСl 3 + ЗН 2 O

г) с солями более слабых кислот:

2HCl + СаСО 3 = CaCl 2 + СO 2 + Н 3 O

HCl + C 6 H 5 ONa = С 6 Н 5 ОН + NaCl

д) с аммиаком:

HCl + NH 3 = NH 4 Cl

Реакции с сильными окислителями F 2 , MnO 2 , KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7 . Анион Cl - окисляется до свободного галогена:

2Cl - - 2e - = Cl 2 0

Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:

Реакции с органическими соединениями

Взаимодействие:

а) с аминами (как органическими основаниями)

R-NH 2 + HCl → + Cl -

б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)

Оксиды и оксокислоты хлора

Кислотные оксиды

Кислоты

Соли

Химические свойства

1. Все оксокислоты хлора и их соли являются сильными окислителями.

2. Почти все соединения при нагревании разлагаются за счет внутримолекулярного окисления-восстановления или диспропорционирования.

Хлорная известь

Хлорная (белильная) известь - смесь гипохлорита и хлорида кальция, обладает отбеливающим и дезинфицирующим действием. Иногда рассматривается как пример смешанной соли, имеющей в своем составе одновременно анионы двух кислот:

Жавелевая вода

Водный раствор хлорида и гапохлорита калия KCl + KClO + H 2 O