Klor 4 oksijen içeren asit oluşturur: hipokloröz, klorlu, hipoklorlu ve perklorik.

Hipokloröz asit (HClO), klorun suyla ve tuzlarının güçlü mineral asitlerle etkileşimi sonucu oluşur. Zayıf bir asittir ve çok kararsızdır. Ayrışma reaksiyonunun ürünlerinin bileşimi koşullara bağlıdır. Hipokloröz asidin güçlü bir şekilde aydınlatılması, çözeltide indirgeyici bir maddenin bulunması ve uzun süreli bekleme ile atomik oksijenin salınmasıyla ayrışır:

HClO = HCl + O.

Su giderici maddelerin varlığında klor oksit (I) oluşur:

2 HClO = 2 H 2 O + Cl 2 O.

3 HClO = 2 HCl + HClO 3.

Bu nedenle, klor sıcak bir alkali çözelti ile etkileşime girdiğinde, tuzlar hidroklorik ve hipokloröz asitlerden değil, hidroklorik ve hipokloröz asitlerden oluşur:

6 NaOH + 3Cl2 = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H20.

Hipokloröz asit tuzları - hipokloritler - çok güçlü oksitleyici maddelerdir. Soğukta klorun alkalilerle reaksiyona girmesiyle oluşurlar. Aynı zamanda hidroklorik asit tuzları oluşur. Bu karışımlardan en yaygın kullanılanları çamaşır suyu ve cirit suyudur.

Hipokloröz asit (HClO3), tuzlarının - kloratların - sülfürik asitle etkimesiyle oluşur. Bu çok kararsız bir asittir, çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Sadece seyreltik çözeltilerde bulunabilir.

Bir HClO3 çözeltisini düşük sıcaklıkta vakumda buharlaştırarak, yaklaşık% 40 perklorik asit içeren viskoz bir çözelti elde edebilirsiniz. Daha yüksek asit içeriklerinde çözelti patlayarak ayrışır.

Patlayıcı ayrışma, indirgeyici maddelerin varlığında daha düşük konsantrasyonlarda da meydana gelir. Seyreltik çözeltilerde perklorik asit oksitleyici özellikler gösterir ve reaksiyonlar oldukça sakin bir şekilde ilerler:

HClO3 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H20.

Perklorik asit tuzları, katot ve anot boşlukları arasında bir diyafram bulunmadığında klorür çözeltilerinin elektrolizi sırasında ve ayrıca yukarıda gösterildiği gibi klorun sıcak bir alkali çözelti içinde çözülmesi sırasında oluşur. Elektroliz sırasında oluşan potasyum klorat (Berthollet tuzu) suda az çözünür ve beyaz bir çökelti şeklinde diğer tuzlardan kolaylıkla ayrılır. Asit gibi kloratlar da oldukça güçlü oksitleyici maddelerdir:

KClO3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl2 + 3 H20.

Kloratlar patlayıcı üretiminin yanı sıra laboratuvarda oksijen üretimi ve perklorik asit - perklorat tuzları için kullanılır. Berthollet tuzu, katalizör görevi gören manganez dioksit (MnO2) varlığında ısıtıldığında oksijen açığa çıkar. Potasyum kloratı katalizör olmadan ısıtırsanız, hidroklorik ve perklorik asitlerin potasyum tuzlarını oluşturmak üzere ayrışır:

2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2;

4 KClO3 = KCl + 3 KClO4.

Perkloratların konsantre sülfürik asitle işlenmesiyle perklorik asit elde edilebilir:

KClO4 + H2S04 = KHSO4 + HClO4.

Bu en güçlü asittir. Oksijen içeren tüm klor asitleri arasında en kararlı olanıdır, ancak susuz asit ısıtıldığında, çalkalandığında veya indirgeyici maddelerle temas ettiğinde patlayıcı bir şekilde ayrışabilir. Perklorik asitin seyreltik çözeltileri oldukça kararlı ve kullanımı güvenlidir. Potasyum, rubidyum, sezyum, amonyum ve çoğu organik bazların kloratları suda çok az çözünür.

Endüstride potasyum perklorat, Berthollet tuzunun elektrolitik oksidasyonuyla elde edilir:

2H + + 2 e - = H2 (katotta);

ClO3 - - 2 e - + H 2 O = ClO4 - + 2 H + (anotta).

Klorik asit (HClO2), katot ve anot boşlukları arasında bir diyaframın yokluğunda alkali metal klorür çözeltilerinin elektrolizi sırasında ara ürünler olarak elde edilen, konsantre sülfürik asidin alkali metal kloritler üzerindeki etkisiyle oluşur. Zayıf, kararsız bir asittir, asidik ortamda çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Hidroklorik asit ile etkileşime girdiğinde klor açığa çıkar:

HClO2 + 3 HCl = Cl2 + 2 H20.

Sodyum kloritler, klor dioksit üretmek, su dezenfeksiyonu için ve ayrıca ağartma maddesi olarak kullanılır.

Klorik veya ağartma, kireç (CaOCl2) veya CaCl (ClO), klorun toz halindeki kalsiyum hidroksit - tüy ile etkileşimi sonucu oluşur:

Ca(OH)2 + Cl2 = Cl-O-Ca-Cl + H20,

2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 = CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 H20.

Ağartıcının kalitesi içindeki hipoklorit içeriğine göre belirlenir. Çok güçlü oksitleyici özelliklere sahiptir ve hatta manganez tuzlarını permanganata oksitleyebilir:

5 CaOCl2 + 2 Mn(NO3) 2 + 3 Ca(OH)2 = Ca(MnO4) 2 + 5 CaCl2 + 2 Ca(NO3)2 + 3 H2O.

Havada bulunan karbondioksitin etkisi altında klor salınımıyla ayrışır:

CaOCl2 + C02 = CaCO3 + Cl2,

CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2 C02 = 2 CaC03 + 2 Cl2.

Ağartıcı, ağartma ve dezenfektan olarak kullanılır.

Kimya öğretmeni

Devam. Görmek 22/2005 sayılı; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006;
3, 4, 7, 10, 11, 21/2007;
2, 7, 11, 18, 19, 21/2008;
1, 3/2009

DERS 29

10. Sınıf(eğitimin ilk yılı)

Halojenler ve bunların en önemli bileşikleri

1. D.I. Mendeleev tablosundaki konumu, atomun yapısı.

2. İsimlerin kökeni.

3. Fiziksel özellikler.

4. Kimyasal özellikler (klor örneğini kullanarak).

5. Doğada olmak.

6. Temel üretim yöntemleri (klor örneğini kullanarak).

7. Hidrojen klorür ve klorürler.

8. Oksijen içeren klor asitleri ve bunların tuzları.

Halojenler (“solenoller”) periyodik tablonun VIIa alt grubunda bulunur. Bunlar arasında flor, klor, brom, iyot ve astatin bulunur. Bütün halojenler R-elemanlar, harici enerji seviyesinin konfigürasyonuna sahiptir ns 2 P 5. Halojen atomlarının dış seviyesinde 1 eşleşmemiş olduğundan R-elektron, karakteristik değer I'dir. Flora ek olarak, uyarılmış durumdaki tüm halojenlerin atomlarındaki eşleşmemiş elektronların sayısı artabilir, bu nedenle III, V ve VII değerleri mümkündür.

Cl: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 5 3D 0 (değerlik I),

Cl*: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 4 3D 1 (değerlik III),

Cl**: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 3D 2 (değerlik V),

Cl**: 1 S 2 2S 2 2P 6 3S 1 3P 3 3D 3 (değerlik VII).

Halojenler tipik ametallerdir ve oksitleyici özellikler gösterirler. Metal ve hidrojen içeren bileşiklerdeki halojenlerin oksidasyon durumu –1'dir; oksijen içeren tüm bileşiklerde halojenler (flor hariç) +1, +3, +5, +7 oksidasyon durumlarını sergiler, örneğin:

Alt grupta halojenlerin agregat durumu değişir, sudaki çözünürlük azalır, atomun yarıçapı artar, elektronegatiflik, metalik olmayan özellikler ve oksitleme yeteneği azalır (flor en güçlü oksitleyici ajandır). Halojen bileşikleri için: Cl –'den I'ye, halojenür iyonlarının indirgeme yeteneği artar. Oksijensiz ve oksijen içeren asitler serisinde asidik özellikler artar:

Flor adı Yunanca yıkıcı kelimesinden gelir, çünkü flor elde etmeye çalıştıkları hidroflorik asit camı aşındırır. Klor, adını solgun yaprakların rengi olan Yunanca sarı-yeşil kelimesinden alır. Brom, adını Yunanca kötü kelimesinden gelen sıvı brom kokusundan alır. İyot adı, iyot buharının rengi için Yunanca menekşe kelimesinden gelir. Radyoaktif astatin, adını Yunanca kararsız kelimesinden alır.

Fiziksel özelliklerine göre, flor açık yeşil renkte sıvılaştırılması zor bir gazdır, klor sarı-yeşil renkte kolayca sıvılaştırılabilir bir gazdır, brom kırmızı-kahverengi renkte ağır bir sıvıdır, iyot koyu mor renkte katı kristal bir maddedir. kolayca süblimleştirilebilen (süblimasyon) metalik parlaklığa sahip renk. İyot hariç tüm halojenler güçlü, boğucu bir kokuya sahiptir ve toksiktir.

Kimyasal özellikler

Tüm halojenler, flordan iyodine geçerken azalan yüksek kimyasal aktivite sergiler. Örnek olarak klor kullanarak halojenlerin kimyasal özelliklerine bakalım:

(F 2 - patlama ile; Br 2, I 2 - ışıkta ve yüksek sıcaklıkta.)

Metaller (+):

2Na + Cl2 = 2NaCl;

2Fe + 3Cl2 2FeCl3 .

Metal olmayanlar (+/–):*

N 2 + Cl 2 reaksiyonu oluşmaz.

Bazik oksitler (–).

Asidik oksitler (–).

Bazlar (+/–):

Asitler (+/–):

2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2,

HCl+Br2 reaksiyonu oluşmaz.

Tuzlar (+/–):

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

KCl+Br2 reaksiyonu oluşmaz.

Doğada halojenler yüksek kimyasal aktivitelerinden dolayı serbest halde bulunmazlar. En yaygın klor bileşikleri arasında kaya veya sofra tuzu (NaCl), silvinit (KCl NaCl), karnalit (KCl MgCl 2) bulunur. Deniz suyunda büyük miktarda klorür bulunur. Klor, klorofilin bir parçasıdır. Doğal klor, 35 Cl ve 37 Cl olmak üzere iki izotoptan oluşur. Klor durumunda bir atomdaki nötron sayısının yalnızca her izotop için ayrı ayrı hesaplanabileceğini vurguluyoruz:

35Cl, P = 17, e = 17, N = 35 – 17 = 18;

37Cl, P = 17,e = 17, N = 37 – 17 = 20.

Endüstriyel olarak klor, sulu bir çözeltinin veya klorür eriyiğinin elektrolizi ile elde edilir:

Elde etmek için laboratuvar yöntemleri (konsantre hidroklorik asidin çeşitli oksitleyici maddeler üzerindeki etkisi):

MnO2 + 4HCl (kons.) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O,

2KMnO4 + 16HCl (kons.) = 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H20,

KClO3 + 6HCl (kons.) = KCl + 3Cl2 + 3H20,

K2Cr207 + 14HCl (kons.) = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H20,

Ca(ClO)2 + 4HCl (kons.) = CaCl2 + 2Cl2 + 2H20.

K o l o r d i d e ler

Hidrojen klorür(HCl), keskin bir kokuya sahip, havadan ağır, suda oldukça çözünür (1 hacim suda 450 hacim hidrojen klorür çözülür) renksiz bir gazdır. Molekül, kovalent polar bağın türüne göre oluşur. Hidrojen klorürün sulu çözeltisine hidroklorik asit denir. Havadaki konsantre hidroklorik asit “dumanı”; çözeltideki maksimum hidrojen klorür konsantrasyonu %35-36'dır. Asitlerin tüm karakteristik özelliklerini sergileyen güçlü bir asittir:

HCl H++ Cl – ,

2HCl + Zn = ZnCl2 + H2,

HCl+Cu reaksiyonu oluşmaz,

2HCl + CaO = CaCl2 + H20,

HCl + NaOH = NaCl + H20,

2HCl + Na2C03 = 2NaCl + H20 + C02.

Hidroklorik asit ve tuzlarına (klorürler) kalitatif bir reaksiyon, bir gümüş nitrat çözeltisi ile reaksiyondur:

Ag + + Cl – -> AgCl,

AgNO 3 + NaCl -> AgCl + NaNO 3.

Hidrojen klorür elde edilebilir:

Hidrojen ve klordan doğrudan sentez (sentetik yöntem):

Konsantre sülfürik asidin katı klorürler üzerindeki etkisi - sülfat yöntemi (HF benzer şekilde elde edilebilir, ancak HBr ve HI elde edilemez):

NaCl (katı) + H2S04 (kons.) = HCl + NaHSO 4.

Klorun oksidasyon durumu arttıkça asitlerin gücü keskin bir şekilde artar. Bu nedenle hipokloröz asit çok zayıftır (karbonik asitten daha zayıf) ve perklorik asit bilinen tüm asitlerin en güçlüsüdür.

A cloder tuzları

Asit oksitler	Cl2O	Cl2O3	Cl2O5	Cl2O7
Asitler	HClO Hipokloröz	HClO2 Klorür	HClO 3 Klorik	HClO 4 Klorik
Grafik formülleri asitler	H–O–Cl	H–O–Cl=O
Tuzların isimleri ve örnekleri	Sodyum hipoklorit NaClO	Sodyum klorit NaClO2	Sodyum klorat NaClO3	Sodyum perklorat NaClO4

Hipokloröz asit(HClO) – zayıf, çok kararsız.

Bu asidin tuzları (hipokloritler) çok güçlü oksitleyici maddelerdir. En yaygın olarak kullanılan, hidroklorik ve hipokloröz asitlerin karışık bir tuzudur - kalsiyum klorür-hipoklorit (çamaşır suyu):

Klorik asit(HClO 3) - yalnızca seyreltik çözeltilerde bulunur. Asidin kendisi ve tuzları (kloratlar) güçlü oksitleyici maddelerdir. Bu asidin en iyi bilinen tuzu potasyum klorattır (Berthollet tuzu).

5KClO3 + 6P = 3P205 + 5KCl,

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH = KCl + 3K2 MnO4 + 3H2O,

4KClO3 + 3K2S = 4KCl + 3K2S04.

Oksijen içeren klor asitlerinin birçok tuzu termal olarak kararsızdır, örneğin:

2KClO3 2KCl + 3O2,

4KClO3 3KClO4 + KCl (katalizörsüz),

3KClO KClO3 + 2KCl,

KClO 4 KCl + 2O 2.

“Halojenler ve bunların en önemli bileşikleri” konulu test

1. Gazın yoğunluğu 1,2 atm basınçta ve 25 °C sıcaklıkta 3,485 g/l'dir. Gazın formülünü belirleyin.

a) Flor; b) klor;

c) hidrojen bromür;

d) hidrojen klorür.

2. Bir maddenin sıvı hali atlayarak katı halden gaz haline geçme olgusuna denir:

a) yoğunlaşma; b) süblimasyon;

c) süblimasyon; d) damıtma.

3. Doğal klor, kütle numaraları 35 ve 37 olan izotopların bir karışımıdır. Göreli atom kütlesini 35,5 alarak, klorun izotopik bileşimini hesaplayın.

a) %75 ve %25;

b) %24,4 ve %75,8;

c) %50 ve %50;

d) Sorunu çözmek için yeterli veri yok.

4. Klor elektroliz yoluyla elde edilebilir:

a) erimiş potasyum klorür;

b) potasyum klorür çözeltisi;

c) erimiş bakır klorür;

d) bakır klorür çözeltisi.

5. Hidrojen florürün sudaki çözeltisine denir:

a) Cirit suyu;

b) hidroflorik asit;

c) kireç ağartma;

d) hidroflorik asit.

6. Klor (V) oksit, aşağıdaki asidin anhidritidir:

a) hipokloröz; b) klorik;

c) klorür; d) klor.

7. Katalizör olarak manganez dioksit varlığında Berthollet tuzunu kalsine ederken aşağıdakiler oluşur:

a) potasyum klorür ve oksijen;

b) potasyum perklorat ve potasyum klorür;

c) potasyum perklorat ve ozon;

d) potasyum hipoklorit ve klor.

8. Lityum, klor ve oksijen içeren 0,543 g belirli bir tuzu içeren asitleştirilmiş bir çözeltiye, iyot salınımı durana kadar bir sodyum iyodür çözeltisi ilave edildi. Açığa çıkan iyotun kütlesi 4,57 gramdı. Orijinal tuzun adı:

a) lityum hipoklorit; b) lityum klorit;

c) lityum klorat; d) lityum perklorat.

9. Halojen moleküllerinde kimyasal bağ şöyledir:

a) kovalent polar;

b) kovalent polar olmayan;

c) iyonik;

d) bağışçı-alıcı.

10. Klor, florinin aksine, belirli koşullar altında aşağıdakilerle reaksiyona girebilir:

bir su; b) hidrojen;

c) bakır; d) sodyum hidroksit.

Testin anahtarı

1	2	3	4	5	6	7	8	9	10
B	M.Ö	A	a B C D	b, d	B	A	V	B	G

Halojenler ve bileşikleri ile ilgili problemler ve alıştırmalar

Dönüşüm zinciri

1. Potasyum klorür -> klor -> hidrojen klorür -> kalsiyum klorür -> hidrojen klorür -> klor -> potasyum klorat.

2. Klor -> bertholet tuzu -> potasyum klorür -> hidroklorik asit + manganez dioksit + su -> klor -> bakır(II) klorür -> klor.

3. Potasyum klorür -> klor -> potasyum klorat -> potasyum klorür -> potasyum.

4. Potasyum klorür -> klor -> hidrojen klorür -> klor -> potasyum hipoklorit.

5. Sodyum klorür -> hidrojen klorür -> klor -> bertholet tuzu -> potasyum klorür -> potasyum hidroksit -> potasyum hipoklorit.

6. Potasyum klorat -> A -> B-> C -> A -> potasyum nitrat (A, B, C maddeleri klor içerir, ilk üç dönüşüm redoks reaksiyonlarıdır).

7. Kalsiyum oksit -> kalsiyum hidroksit -> ağartma kireci -> kalsiyum klorür -> kalsiyum.

8. Sodyum bromür -> sodyum klorür -> klor -> ağartıcı -> kalsiyum karbonat -> kalsiyum bikarbonat -> karbondioksit.

9. Sodyum iyodür -> iyot -> potasyum iyodür -> gümüş iyodür.

10. Potasyum hipoklorit -> potasyum klorat -> potasyum perklorat -> potasyum klorür.

A Düzeyi

1. 200 g klorlu su içeren bir kap doğrudan güneş ışığına maruz bırakıldı ve açığa çıkan gaz toplandı; bu gazın hacmi normal şartlarda 0,18 l'ye ulaştı. Klorlu suyun bileşimini belirleyin (klorun kütle oranı).

Cevap. 0,57 %.

2. 9,8 g berthollet tuzunun kalsinasyonuyla elde edilen gaz, 22,2 g kalsiyum klorür eriyiğinin tamamen elektrolizi sonucu anotta elde edilen gazla karıştırılır. Nihai gaz karışımı, 400 g %2'lik sıcak sodyum hidroksit çözeltisinden geçirildi. Ortaya çıkan çözeltinin bileşimini belirleyin.

Cevap. %2,38 NaCl; %0,84 ​​NaClO3 .

3. Brülör alevini sarıya boyayan ve %27,06 metal, %16,47 nitrojen ve %56,47 oksijen içeren 17 g tuzun ayrışması sırasında oluşan tuzun kütlesini ve gazın hacmini (sayı) hesaplayın. Aynı miktarda gaz üretmek için ne kadar bertholite tuzu gerekli olacaktır?

Cevap. 13,8 g NaN02; 2,24 102; 8,13 g KClO3 .

4. %20,7 sodyum klorür ve %4,3 magnezyum klorür içeren 1 m3 çözeltiden (yoğunluk 1,23 g/cm3) hangi hacimde klor (no) elde edilebilir?

Cevap. 61,2 m3.

5. 200 g %20 sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi sırasında anotta açığa çıkan gaz, 400 g %30 potasyum bromür çözeltisinden geçirildi. Ortaya çıkan çözeltiye fazla miktarda gümüş nitrat çözeltisi ilave edildi. Çökeltinin kantitatif bileşimini belirleyin.

Cevap. 59,4 g AgBr; 98.154 gr AgCl.

B Düzeyi

1. 1,3 litre klor, 42°C sıcaklıkta ve 101,3 kPa basınçta, 3 g ağırlığında toz halinde sodyum klorür ve iyodür karışımı içeren bir tüpten geçirildi. Tüpte elde edilen madde 300°C'de kalsine edilerek 2 g madde bırakıldı. Orijinal karışımdaki tuzların kütle fraksiyonlarını belirleyin.

Cevap. %45,3 NaCl; %54,6 NaI.

2. Magnezyum iyodür ve çinko iyodürden oluşan bir karışım, fazla bromlu su ile işlendi ve elde edilen çözelti buharlaştırıldı. Kuru artığın kütlesinin, orijinal karışımın kütlesinden 1.445 kat daha az olduğu ortaya çıktı. Aynı karışımın fazla sodyum karbonatla işlenmesinden sonra elde edilen çökeltinin kütlesi, orijinal karışımın kütlesinden kaç kat daha az olacaktır?

Cevap. 2,74 kez.

3. 2,17 g alkalin toprak metal sülfiti oksitlemek için 1,42 g klor içeren klorlu su ilave edildi. Nihai karışıma fazla miktarda potasyum bromür ilave edildi ve 1,6 g brom açığa çıktı. Karışımın içerdiği çökeltinin bileşimini belirleyin ve kütlesini hesaplayın.

(BaSO 4) = (BaSO 3) = 0,01 mol,

m(BaS04) = (BaS04) M(BaS04) = 0,01 233 = 2,33 gr.

Cevap. 2,33 g BaS04.

4. 800 g %10'luk sulu sodyum klorür çözeltisinden bir akım geçirildi. Tuz elektrolizi işlemi tamamlandıktan sonra anotta açığa çıkan gazın tamamı, elektroliz sonucu oluşan sıcak çözelti tarafından absorbe edilmiştir. Gaz emiliminden sonra elde edilen çözeltinin bileşimini belirleyin.

Cevap. %8,35 NaCl çözeltisinde ve
%3,03 NaClO3.

5. 0,2 atm basınç ve 27 °C sıcaklıktaki klor ve hidrojen karışımının yoğunluğu 0,0894 g/l'dir. Böyle bir karışımın 100 l'sinin (n.s.) patlatılmasıyla elde edilen hidrojen klorür, 500 g %10 hidroklorik asit içinde çözüldü. Ortaya çıkan çözeltideki hidrojen klorürün kütle fraksiyonunu bulun.

Cevap. 17 %.

DÜRÜST GÖREVLER

1. Aşağıdaki şemalarda açıklanan reaksiyonlara girdikleri biliniyorsa A, B ve C maddelerini adlandırın; bu şemalar için reaksiyon denklemlerinin tamamını yazın:

A + H 2 -> B,

A + H 2 0 B + C,

A + H 2 O + SO 2 -> B + ...,

C -> B + … .

Cevap. Maddeler: A – Cl 2,
B – HC1; C – HClO.

2. Konsantre sülfürik asidin etkisi altında A gazı, hidrosülfit asit ile reaksiyona girerek basit bir C maddesi ve başlangıç ​​​​maddesi A'nın bir çözeltisini oluşturan basit bir B maddesine dönüştürülür. Maddeleri tanımlayın, reaksiyon denklemlerini yazın.

Cevap. Maddeler: A – HBr; B-Br2; C-S.

3. Klor, güçlü bir A asidi çözeltisinden geçirildiğinde, basit bir B maddesi açığa çıkar ve çözeltinin rengi koyulaşır. Klorun daha fazla geçmesiyle B maddesi asit C'ye dönüştürülür ve çözeltinin rengi değişir. A, B ve C maddelerini adlandırın, reaksiyon denklemlerini yazın.

Cevap. Maddeler: A – HI; B – I 2, C – HIO 3.

4. Serbest bromun tamamen indirgenmesinin meydana geldiği reaksiyonlara örnekler verin: a) asidik sulu çözeltide; b) alkalin sulu bir çözelti içinde; c) gaz fazında.

Cevap. Reaksiyon denklemleri:

5. Hangi maddeler reaksiyona girdi ve hangi koşullar altında, sonuç olarak aşağıdaki maddeler oluştuysa (tüm ürünler katsayılar olmadan belirtilmiştir): a) baryum klorür ve potasyum hidroksit; b) kalsiyum bromür ve hidrojen bromür; c) potasyum klorür ve fosfor pentoksit. Tam reaksiyon denklemlerini yazın.

Cevap. Reaksiyon denklemleri:

a) Ba(ClO)2 + 2KH = BaCl2 + 2KOH;

b) CaH2 + 2Br2 = CaBr2 + 2HBr;

c) 5KClO3 + 6P 5KCl + 3P205.

6. Gazdan arındırma için 254 gr ağartıcıya ihtiyaç vardır. Laboratuvar şunları içerir: kalsiyum, manganez dioksit, sodyum, çinko, sodyum klorür, sülfürik asit, su, fosfor, kükürt, baryum sülfat. Hangi reaktifler ve hangi miktarda gerekli olacak? Tam reaksiyon denklemlerini yazın.

Cevap. 142 gr Ca; 830,7 g NaCl; 308,85 g Mn02;
1391,6 g H2S04.

Reaksiyon denklemleri:

Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2,

NaCl (katı) + H2S04 (kons.) = HCl + NaHSO4,

MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H20,

2Cl2 + 2Ca(OH)2Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H20.

7. Taze hazırlanmış klorlu su, sulu bir potasyum iyodür çözeltisine damla damla eklenir. Çözeltinin başlangıçta görünen renginin daha sonra neden kaybolduğunu açıklayın. Cevabınızı reaksiyon denklemleriyle destekleyin.

Cevap. Reaksiyon denklemleri:

2KI + Cl2 = 2KCl + I2,

I2 + 5Cl2 + 6H20 = 2HIO3 + 10HCl.

* +/– işareti, bu reaksiyonun tüm reaktiflerle veya belirli koşullar altında meydana gelmediği anlamına gelir.

Devam edecek

Klor dört oksijen içeren asit oluşturur: hipokloröz, klorlu, hipoklorlu ve perklorik.

Hipokloröz asit HClO Klorun suyla ve tuzlarının güçlü mineral asitlerle etkileşimi sonucu oluşur. Zayıf bir asittir ve çok kararsızdır. Ayrışma reaksiyonunun ürünlerinin bileşimi koşullara bağlıdır. Hipokloröz asidin güçlü bir şekilde aydınlatılması, çözeltide indirgeyici bir maddenin bulunması ve ayrıca uzun süre beklemesi ile atomik oksijenin salınması ile ayrışır: HClO = HCl + O

Su giderici maddelerin varlığında klor oksit (I) oluşur: 2 HClO = 2 H2O + Cl2O

Bu nedenle, klor sıcak bir alkali çözelti ile etkileşime girdiğinde, tuzlar hidroklorik ve hipokloröz asitlerden değil, hidroklorik ve hipokloröz asitlerden oluşur: 6 NaOH + 3Cl2 = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O

Hipokloröz asit tuzları- çok güçlü oksitleyici maddeler. Soğukta klorun alkalilerle reaksiyona girmesiyle oluşurlar. Aynı zamanda hidroklorik asit tuzları oluşur. Bu karışımlardan en yaygın kullanılanları çamaşır suyu ve cirit suyudur.

Klorlu asit HClO2 katot ve anot boşlukları arasında bir diyaframın yokluğunda alkali metal klorür çözeltilerinin elektrolizi sırasında ara ürünler olarak elde edilen alkali metal kloritler üzerinde konsantre sülfürik asidin etkisiyle oluşur. Zayıf, kararsız bir asittir, asidik ortamda çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Hidroklorik asit ile etkileşime girdiğinde klor açığa çıkar: HClO2 + 3 HCl = Cl2 + 2 H2O

Hipokloröz asit HClO3, tuzlarının - kloratların etkisiyle oluşur- sülfürik asit. Bu çok kararsız bir asittir, çok güçlü bir oksitleyici maddedir. Sadece seyreltik çözeltilerde bulunabilir. HClO3 çözeltisini düşük sıcaklıkta vakumda buharlaştırarak yaklaşık %40 perklorik asit içeren viskoz bir çözelti elde edebilirsiniz. Daha yüksek asit içeriklerinde çözelti patlayarak ayrışır. Patlayıcı ayrışma, indirgeyici maddelerin varlığında daha düşük konsantrasyonlarda da meydana gelir. Seyreltik çözeltilerde perklorik asit oksitleyici özellikler gösterir ve reaksiyonlar oldukça sakin bir şekilde ilerler:

HClO3 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H2O

Perklorik asit tuzları - kloratlar - katot ve anot boşlukları arasında bir diyafram bulunmadığında klorür çözeltilerinin elektrolizi sırasında ve ayrıca yukarıda gösterildiği gibi klor sıcak bir alkali çözelti içinde çözüldüğünde oluşur. Elektroliz sırasında oluşan potasyum klorat (Berthollet tuzu) suda az çözünür ve beyaz bir çökelti şeklinde diğer tuzlardan kolaylıkla ayrılır. Asit gibi kloratlar da oldukça güçlü oksitleyici maddelerdir:

KClO3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl2 + 3 H2O

Kloratlar patlayıcı üretiminin yanı sıra laboratuvar koşullarında oksijen üretimi ve perklorik asit - perklorat tuzları için kullanılır. Berthollet tuzu, katalizör görevi gören manganez dioksit MnO2 varlığında ısıtıldığında oksijen açığa çıkar. Potasyum kloratı katalizör olmadan ısıtırsanız, hidroklorik ve perklorik asitlerin potasyum tuzlarını oluşturmak üzere ayrışır:

2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2

4 KClO3 = KCl + 3 KClO4

Perkloratların konsantre sülfürik asitle işlenmesiyle perklorik asit elde edilebilir:

KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4

Bu en güçlü asittir. Oksijen içeren tüm klor asitleri arasında en kararlı olanıdır, ancak susuz asit ısıtıldığında, çalkalandığında veya indirgeyici maddelerle temas ettiğinde patlayıcı bir şekilde ayrışabilir. Perklorik asitin seyreltik çözeltileri oldukça kararlı ve kullanımı güvenlidir. Potasyum, rubidyum, sezyum, amonyum ve çoğu organik bazların kloratları suda çok az çözünür.

Endüstride potasyum perklorat, Berthollet tuzunun elektrolitik oksidasyonuyla elde edilir:

2 H+ + 2 e- = H2 (katotta)

ClO3- - 2 e- + H2O = ClO4- + 2 H+ (anotta)

Biyolojik rol.

Hayati yeri doldurulamaz unsurlara aittir. İnsan vücudunda 100 gr.

Klor iyonları çok önemli bir biyolojik rol oynar. K+, Mg2+, Ca2+, HCO~, H3PO4 iyonları ve proteinlerle birlikte girerek kan plazması, lenf, beyin omurilik sıvısı vb.nin belirli bir düzeyde ozmotik basıncının (ozmotik homeostazis) yaratılmasında baskın rol oynarlar.

Klor iyonu, su-tuz metabolizmasının ve dokular tarafından tutulan sıvı hacminin düzenlenmesinde rol oynar, hücre içi sıvının pH'ını ve açıklanan sodyum-potasyum pompasının çalışmasıyla oluşturulan membran potansiyelini korur (durumda olduğu gibi) Na+ ve K+ iyonlarının yaptığı gibi hücre zarlarından geçme yeteneği sayesinde ozmoza katılımının bir göstergesidir. Klor iyonu, hidroklorik asidin bir parçası olan mide suyunun gerekli bir bileşenidir (H2PO4, HSO4 iyonları, enzimler vb. ile birlikte).

Hidroklorik asit, sindirimi teşvik ederek çeşitli patojenik bakterileri de yok eder.

15.1. Halojenlerin ve kalkojenlerin genel özellikleri

Halojenler (“tuz üreten tuzlar”) grup VIIA'nın elemanlarıdır. Bunlar arasında flor, klor, brom ve iyot bulunur. Bu grup aynı zamanda kararsız ve dolayısıyla doğada bulunmayan astatini de içerir. Bazen hidrojen de bu gruba dahil edilir.
Kalkojenler (“bakır üreten”) VIA grubunun elemanlarıdır. Bunlar doğada pratik olarak bulunmayan oksijen, kükürt, selenyum, tellür ve polonyumu içerir.
Doğada bulunan sekiz atomdan elementler bu iki gruptan en yaygın oksijen atomları ( w= %49,5, ardından bol miktarda klor atomu gelir ( w= %0,19), sonra – kükürt ( w= %0,048), ardından flor ( w= %0,028). Diğer elementlerin atomları yüzlerce, binlerce kat daha küçüktür. Sekizinci sınıfta zaten oksijen okudunuz (Bölüm 10); diğer elementlerden en önemlileri klor ve kükürttür; bu bölümde onlarla tanışacaksınız.
Halojen ve kalkojen atomlarının yörünge yarıçapları küçüktür ve her grubun yalnızca dördüncü atomu bir angstroma yaklaşır. Bu, tüm bu elementlerin metal olmayan elementler olduğu ve yalnızca tellür ve iyotun bazı amfoteriklik belirtileri gösterdiği gerçeğine yol açmaktadır.
Halojenlerin genel değerlik elektronik formülü ns 2 n.p. 5 ve kalkojenler – ns 2 n.p. 4. Atomların küçük boyutu, elektron vermelerine izin vermez; tam tersine, bu elementlerin atomları, tek yüklü (halojenler için) ve çift yüklü (kalkojenler için) anyonlar oluşturarak onları kabul etme eğilimindedir. Bu elementlerin atomları küçük atomlarla birleşerek kovalent bağlar oluşturur. Yedi değerlik elektronu, halojen atomlarının (flor hariç) yediye kadar kovalent bağ oluşturmasını ve kalkojen atomlarının altı değerlik elektronunun altıya kadar kovalent bağ oluşturmasını sağlar.
En elektronegatif element olan flor bileşiklerinde yalnızca bir oksidasyon durumu mümkündür, yani –I. Bildiğiniz gibi oksijenin maksimum oksidasyon durumu +II'dir. Diğer elementlerin atomları için en yüksek oksidasyon durumu grup numarasına eşittir.

VIIA grubu elementlerinin basit maddeleri yapı olarak aynı tiptedir. Diatomik moleküllerden oluşurlar. Normal koşullar altında flor ve klor gaz, brom sıvı ve iyot katıdır. Kimyasal özelliklerine göre bu maddeler güçlü oksitleyici maddelerdir. Atom numarası arttıkça atom boyutlarının artması nedeniyle oksidatif aktiviteleri azalır.
Grup VIA elemanlarının basit maddelerinden normal koşullar altında yalnızca oksijen ve ozon gaz halindedir ve sırasıyla diatomik ve triatomik moleküllerden oluşur; geri kalanı katıdır. Kükürt, Se polimer moleküllerinden sekiz atomlu siklik moleküller S8, selenyum ve tellürden oluşur. N ve Te N. Oksidatif aktiviteleri açısından kalkojenler halojenlerden daha düşüktür: yalnızca oksijen güçlü bir oksitleyici maddedir, geri kalanı ise çok daha az oranda oksitleyici özellikler gösterir.

Birleştirmek hidrojen bileşikleri halojenler (HE) genel kurala tamamen uygundur ve H2E bileşiminin sıradan hidrojen bileşiklerine ek olarak kalkojenler, H2E bileşiminin daha karmaşık hidrojen bileşiklerini de oluşturabilirler N zincir yapısı. Sulu çözeltilerde hem hidrojen halojenürler hem de diğer kalkojen hidrojenler asidik özellikler sergiler. Molekülleri asit parçacıklarıdır. Bunlardan yalnızca HCl, HBr ve HI kuvvetli asitlerdir.
Halojen oluşumu için oksitler karakteristik değildir, çoğu kararsızdır, ancak tüm halojenler için E207 bileşiminin daha yüksek oksitleri bilinmektedir (oksijen bileşikleri oksit olmayan flor hariç). Tüm halojen oksitler moleküler maddelerdir; kimyasal özellikleri asidik oksitlerdir.
Değerlik yeteneklerine göre kalkojenler iki dizi oksit oluşturur: EO 2 ve EO 3. Bu oksitlerin tümü asidiktir.

Halojenlerin ve kalkojenlerin hidroksitleri oksoasitlerdir.

VIA ve VIIA gruplarının elementlerinin atomlarının kısaltılmış elektronik formüllerini ve enerji diyagramlarını yapın. Dış ve değerlik elektronlarını belirtin.

Klor halojenlerin en yaygın olanıdır ve bu nedenle en önemlisidir.
Yer kabuğunda minerallerde klor bulunur: halit (kaya tuzu) NaCl, silvit KCl, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O ve diğerleri. Ana endüstriyel üretim yöntemi, sodyum veya potasyum klorürlerin elektrolizidir.

Basit bir madde olan klor, keskin, boğucu bir kokuya sahip yeşilimsi bir gazdır. –101 °C'de yoğunlaşarak sarı-yeşil bir sıvıya dönüşür. Klor çok zehirlidir; Birinci Dünya Savaşı sırasında onu kimyasal savaş ajanı olarak bile kullanmaya çalıştılar.
Klor en güçlü oksitleyici ajanlardan biridir. Çoğu basit maddeyle reaksiyona girer (istisnalar: soy gazlar, oksijen, nitrojen, grafit, elmas ve diğerleri). Sonuç olarak halojenürler oluşur:
Cl2 + H2 = 2HCl (ısıtıldığında veya ışığa maruz bırakıldığında);
5Cl2 + 2P = 2PCl5 (fazla klor yakıldığında);
Cl2 + 2Na = 2NaCl (oda sıcaklığında);
3Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (oda sıcaklığında);
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3 (ısıtıldığında).
Ayrıca klor birçok karmaşık maddeyi oksitleyebilir, örneğin:
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl (gaz fazında ve çözeltide);
Cl2 + 2HI = I2 + 2HCl (gaz fazında ve çözeltide);
Cl2 + H2S = 2HCl + S (çözelti içinde);
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (çözelti içinde);
Cl2 + 3H202 = 2HCl + 2H20 + O2 (konsantre çözelti içinde);
Cl2 + CO = CCl20 (gaz fazında);
Cl2 + C2H4 = C2H4Cl2 (gaz fazında).
Suda klor kısmen çözülür (fiziksel olarak) ve kısmen onunla tersinir şekilde reaksiyona girer (bkz. § 11.4 c). Soğuk bir potasyum hidroksit çözeltisi (ve başka herhangi bir alkali) ile geri dönüşü olmayan bir şekilde benzer bir reaksiyon meydana gelir:

Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H20.

Sonuç olarak, bir potasyum klorür ve hipoklorit çözeltisi oluşur. Kalsiyum hidroksit ile reaksiyona girdiğinde ağartıcı adı verilen bir CaCl2 ve Ca(ClO)2 karışımı oluşur.

Sıcak konsantre alkali çözeltileri ile reaksiyon farklı şekilde ilerler:

3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H20.

KOH ile reaksiyona girdiğinde bu, Berthollet tuzu adı verilen potasyum kloratı üretir.
Hidrojen klorür tek hidrojen bağlantısı klor Boğucu bir kokuya sahip bu renksiz gaz, suda oldukça çözünür (bununla tamamen reaksiyona girerek oksonyum iyonları ve klorür iyonları oluşturur (bkz. § 11.4). Sudaki çözeltisine hidroklorik veya hidroklorik asit denir. Bu en önemli ürünlerden biridir) Hidroklorik asit birçok endüstride tüketildiğinden kimyasal teknolojinin gelişmesiyle birlikte insanlar için de büyük önem taşır, çünkü mide suyunda bulunur ve yiyeceklerin sindirimini kolaylaştırır.
Hidrojen klorür daha önce endüstriyel olarak klorun hidrojen içinde yakılmasıyla üretiliyordu. Şu anda, hidroklorik asit ihtiyacı, metan gibi çeşitli organik maddelerin klorlanması sırasında bir yan ürün olarak oluşan hidrojen klorürün kullanımıyla neredeyse tamamen karşılanmaktadır:

CH4 + Cl2 = CH3 + HC1

Laboratuvarlar da sodyum klorürü konsantre sülfürik asitle işleyerek hidrojen klorür üretiyor:
NaCl + H2S04 = HC1 + NaHSO4 (oda sıcaklığında);
2NaCl + 2H2S04 = 2HCl + Na2S207 + H20 (ısıtıldığında).
Daha yüksek oksit klor Cl 2 O 7 – renksiz yağlı sıvı, moleküler madde, asidik oksit. Su ile reaksiyonu sonucunda, ayrı bir madde olarak mevcut olan tek klor oksoasit olan perklorik asit HClO4'ü oluşturur; geri kalan klor oksoasitleri yalnızca sulu çözeltilerde bilinmektedir. Bu klor asitlerine ilişkin bilgiler Tablo 35'te verilmektedir.

Tablo 35. Klor asitleri ve tuzları

K/Ç klor	Formül asitler	İsim asitler	Güç asitler	İsim tuzlar
		hidroklorik
		hipokloröz		hipoklorit
		klorür
		hipokloröz
				perkloratlar

Klorürlerin çoğu suda çözünür. İstisnalar AgCl, PbCl2, TlCl ve Hg2Cl2'dir. Test çözeltisine gümüş nitrat çözeltisi eklendiğinde renksiz bir gümüş klorür çökeltisinin oluşması – niteliksel reaksiyon klorür iyonu için:

Ag + Cl = AgCl

Klor laboratuvarda sodyum veya potasyum klorürlerden elde edilebilir:

2NaCl + 3H2S04 + MnO2 = 2NaHSO4 + MnS04 + 2H20 + Cl2

Bu yöntemi kullanarak klor üretirken oksitleyici bir madde olarak yalnızca manganez dioksiti değil aynı zamanda KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3'ü de kullanabilirsiniz.
Sodyum ve potasyum hipokloritler çeşitli ev tipi ve endüstriyel ağartıcılara dahildir. Ağartıcı aynı zamanda ağartıcı olarak da kullanılır ve aynı zamanda dezenfektan olarak da kullanılır.
Potasyum klorat kibrit, patlayıcı ve piroteknik bileşimlerin üretiminde kullanılır. Isıtıldığında ayrışır:
4KClO3 = KCl + 3KClO4;
2KClO3 = 2KCl + O2 (Mn02 varlığında).
Potasyum perklorat da ayrışır, ancak daha yüksek bir sıcaklıkta: KClO4 = KCl + 2O2.

1. Paragraf metninde iyonik denklemlerin verildiği reaksiyonlar için moleküler denklemler oluşturun.
2. Paragraf metninde verilen reaksiyonların denklemlerini açıklayıcı bir şekilde yazın.
3. a) klorun, b) hidrojen klorürün (ve hidroklorik asidin), c) potasyum klorürün ve d) baryum klorürün kimyasal özelliklerini karakterize eden reaksiyon denklemlerini oluşturun.
Klor bileşiklerinin kimyasal özellikleri

Çeşitli allotropik modifikasyonlar farklı koşullar altında stabildir eleman kükürt. Normal koşullar altında basit madde kükürt, sekiz atomlu moleküllerden oluşan sarı, kırılgan kristal bir maddedir:

Bu, sözde ortorombik kükürt (veya -kükürt) S 8'dir. (Ad, bu maddenin kristallerinin simetrisini karakterize eden kristalografik bir terimden gelir). Isıtıldığında erir (113 ° C), aynı moleküllerden oluşan hareketli sarı bir sıvıya dönüşür. Daha fazla ısıtmayla döngüler bozulur ve çok uzun polimer molekülleri oluşur; eriyik koyulaşır ve çok viskoz hale gelir. Bu sözde -kükürt S'dir N. Kükürt, yapısı oksijen moleküllerine benzer olan diatomik moleküller S2 formunda kaynar (445 °C). Bu moleküllerin yapısı oksijen molekülleri gibi kovalent bağ modeli çerçevesinde tanımlanamaz. Ayrıca kükürtün başka allotropik modifikasyonları da vardır.
Doğada, çıkarıldığı doğal kükürt yatakları vardır. Çıkarılan kükürtün çoğu, sülfürik asit üretmek için kullanılır. Kükürtün bir kısmı tarımda bitkileri korumak için kullanılıyor. Saflaştırılmış kükürt tıpta cilt hastalıklarını tedavi etmek için kullanılır.
İtibaren hidrojen bileşikleri kükürt, en önemlisi hidrojen sülfür (monosülfan) H 2 S'dir. Çürük yumurta kokusuna sahip, renksiz, zehirli bir gazdır. Suda az çözünür. Çözünme fizikseldir. Hidrojen sülfür moleküllerinin protolizi, küçük bir dereceye kadar sulu bir çözeltide ve daha da az bir ölçüde ortaya çıkan hidrosülfit iyonlarında meydana gelir (bkz. Ek 13). Bununla birlikte, sudaki bir hidrojen sülfit çözeltisine hidrojen sülfit asit (veya hidrojen sülfür suyu) adı verilir.

Hidrojen sülfür havada yanar:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + S02 (fazla oksijenle).

Havada hidrojen sülfit varlığına kalitatif bir reaksiyon, siyah kurşun sülfit oluşumudur (kurşun nitrat çözeltisiyle nemlendirilmiş filtre kağıdının kararması:

H 2 S + Pb 2 + 2H 2 Ö = PbS + 2H 3O

Kurşun sülfürün çözünürlüğünün çok düşük olması nedeniyle reaksiyon bu yönde ilerlemektedir.

Kükürt, hidrojen sülfürün yanı sıra diğer sülfanları da oluşturur H 2 S Nörneğin disülfan H2S2, yapı olarak hidrojen peroksite benzer. Aynı zamanda çok zayıf bir asittir; tuzu pirit FeS2'dir.

Kükürt, atomlarının değerlik yeteneklerine uygun olarak iki form oluşturur. oksit: SO2 ve SO3. Kükürt dioksit (genellikle kükürt dioksit olarak bilinir), öksürüğe neden olan keskin bir kokuya sahip renksiz bir gazdır. Kükürt trioksit (eski adı sülfürik anhidrittir), ısıtıldığında moleküler bir maddeye dönüşen katı, son derece higroskopik, moleküler olmayan bir maddedir. Her iki oksit de asidiktir. Su ile reaksiyona girdiğinde sırasıyla kükürt dioksit ve kükürt dioksit oluştururlar. asitler.
Seyreltik çözeltilerde sülfürik asit, tüm karakteristik özelliklerine sahip tipik bir kuvvetli asittir.
Saf sülfürik asit ve konsantre çözeltileri çok güçlü oksitleyici maddelerdir ve buradaki oksitleyici atomlar hidrojen atomları değil, +VI oksidasyon durumundan +IV oksidasyon durumuna geçen kükürt atomlarıdır. Sonuç olarak, konsantre sülfürik asit ile reaksiyona girdiğinde genellikle kükürt dioksit oluşur, örneğin:

Cu + 2H2S04 = CuS04 + S02 + 2H20;
2KBr + 3H2S04 = 2KHSO4 + Br2 + S02 + 2H20.

Böylece hidrojenin sağındaki voltaj serisinde yer alan metaller (Cu, Ag, Hg) bile konsantre sülfürik asitle reaksiyona girer. Aynı zamanda, bazı oldukça aktif metaller (Fe, Cr, Al, vb.) konsantre sülfürik asitle reaksiyona girmez, bunun nedeni, bu tür metallerin yüzeyinde, etkisi altında yoğun bir koruyucu film oluşmasıdır. sülfürik asit, daha fazla oksidasyonu önler. Bu fenomene denir pasivasyon.
Dibazik asit olan sülfürik asit iki sıra oluşturur tuzlar: orta ve ekşi. Asit tuzları yalnızca alkali elementler ve amonyum için izole edilir; diğer asit tuzlarının varlığı şüphelidir.
Çoğu orta sülfat suda çözünür ve sülfat iyonu pratikte anyonik bir baz olmadığı için anyon hidrolizine uğramaz.
Sülfürik asit üretimine yönelik modern endüstriyel yöntemler, kükürt dioksitin üretilmesine (1. aşama), bunun trioksite oksidasyonuna (2. aşama) ve kükürt trioksitin su ile etkileşimine (3. aşama) dayanmaktadır.

Kükürt dioksit, kükürtün veya çeşitli sülfitlerin oksijende yakılmasıyla üretilir:

S + O2 = S02;
4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.

Demir dışı metalurjide sülfür cevherlerinin kavrulması işlemine her zaman sülfürik asit üretmek için kullanılan kükürt dioksit oluşumu eşlik eder.
Normal koşullar altında kükürt dioksitin oksijenle oksitlenmesi mümkün değildir. Oksidasyon, bir katalizör - vanadyum(V) veya platin oksit varlığında ısıtılarak gerçekleştirilir. Her ne kadar tepki

2SO 2 + Ç 2 2SO 3 + Q

geri dönüşümlüdür, verim %99'a ulaşır.
Ortaya çıkan kükürt trioksit ve hava gaz karışımı temiz sudan geçirilirse kükürt trioksitin çoğu emilmez. Kayıpları önlemek için gaz karışımı sülfürik asit veya bunun konsantre çözeltilerinden geçirilir. Bu disülfürik asit üretir:

S03 + H2S04 = H2S207.

Sülfürik asit içindeki bir disülfürik asit çözeltisine oleum adı verilir ve genellikle sülfürik asit içindeki bir kükürt trioksit çözeltisi olarak temsil edilir.
Oleumu suyla seyrelterek hem saf sülfürik asit hem de çözeltilerini elde edebilirsiniz.

1.Yapısal formüller oluşturun
a) kükürt dioksit, b) kükürt trioksit,
c) sülfürik asit, d) disülfürik asit.

Şu tarihte: artan st.TAMAM . klor asidi stabilitesi de büyüyor .

Stabilitedeki artış şu şekilde açıklanmaktadır:

A) sertleşme Klordaki NEP sayısının azalması nedeniyle anyonlardaki bağlar,

B) artan oranπ-bağlarının sayısı ClO'da 0/1'den ClO-4'te 3/4'e kadar σ-bağlarının sayısıyla örtüşür. Asitlerin grafik formüllerini karşılaştırın:

H – O - Cl, H - O - Cl = O, H – O – Cl = Ö H – O – Cl = O

c) HClO'dan HClO4'e artışlar simetri anyon (her ikisi de artış nedeniyle

oksijen atomlarının sayısı ve bunun bir sonucu olarak azalma kutuplaştırıcı hareketler

anyonla bağının zayıflaması nedeniyle hidrojen).

d) azalır saldırı açısı klor atomu (yani etkileşim için mekansal erişilebilirliği).

Halojen hidroksitlerin asit özellikleri. Asit-baz özellikleri

Herhangi bir hidroksitin miktarı H - O ve O - E bağ kuvvetlerinin oranına bağlıdır.

H - O - E parçası. Açıkçası, elementin elektronegatifliği ne kadar büyük olursa, H - O bağındaki elektron yoğunluğu O - E bağına o kadar fazla kayar

(H − O − E) ve özellikle hidroksit asidik özellikler gösterir.

Bu nedenle önemli bir faktör doğa halojen Böylece klordan iyodine geçerken E.O. Hidroksitlerin asidik özellikleri azalır. Üstelik o kadar ki hipoiyodik asit aşağıdakilere göre ayrışır: asidik yazın az derece НIO → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),

ana olana göre: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).

Nötrleştirme reaksiyonu bile mümkündür (ancak tersine çevrilebilir): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.

Klor asitlerinin tuzları, (asitlerden) daha kararlı bileşiklerdir.

özgür bir durumda izole edilmiş, aynı zamanda Sıcaklık düştükçe aktiviteleri artar. Cl. Böylece, KClO3 (Berthollet tuzu) iyodür iyonlarını yalnızca asidik bir ortamda ve KClO'yu nötr bir ortamda oksitler.

2.8.1. Hipokloröz asit HCl +1 O H–O–Cl (hipokloritler)

Fiziki ozellikleri. Sadece seyreltik sulu çözeltiler halinde bulunur.

Fiş.

Cl2 + H20 ↔ HCl + HClO

Kimyasal özellikler.

HClO zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir:

1) Atomik oksijeni açığa çıkararak ayrışır

HClO – ışıkta → HCl + O HClO – hacim. geleneksel → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3

2) Alkali tuzlar verir - hipoklorit

HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 – ağartma kireci (ağartıcı)

CaOCl2 + C02 + H2O → CaCO3 + CaCl2 + HClO (HCl + O)

3) güçlü bir indirgeyici ajanla HI

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O

2.8.2. Klorlu asit HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (kloritler)

Fiziki ozellikleri. Yalnızca sulu çözeltilerde bulunur.

Fiş

Hidrojen peroksitin, H2SO4 ortamında Berthollet tuzu ve oksalik asitten elde edilen klor oksit (IV) ile etkileşimi sonucu oluşur:

2KClO 3 + H 2 C 2 Ö 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O

2ClO2 + H202 → 2HClO2 + O2

Kimyasal özellikler

HClO2 zayıf bir asit ve güçlü bir oksitleyici maddedir.

1)HClO2 + KOH → KClO2 + H2O

KClO 2 + KI + H 2 SO 4 → I 2 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O

2) Kararsız, depolama sırasında ayrışır

4HClO2 → HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

5HClO2 ---t→ 3HClO3 + Cl2 + H2O

2.8.3. Hipokloröz asit HCl +5 O3 (kloratlar)

Fiziki ozellikleri: Yalnızca sulu çözeltilerde stabildir.

Fiş: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓

Kimyasal özellikler

HClO 3 - Güçlü asit ve güçlü oksitleyici madde; perklorik asit tuzları -

kloratlar:

6P + 5HClO3 → 3P205 + 5HCl HClO3 + KOH → KClO3+H2O

- KClO 3 - Berthollet tuzu; klorun ısıtılmış (40°C) KOH çözeltisinden geçirilmesiyle elde edilir: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

Berthollet tuzu oksitleyici bir madde olarak kullanılır; Isıtıldığında ayrışır:

4KClO 3 – cat olmadan → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 cat → 2KCl + 3O 2

2.8.4. Perklorik asit HCl +7 O 4 (perkloratlar)

Fiziki ozellikleri: Renksiz sıvı, kaynama noktası. = 25°C, sıcaklık = -101°C.

Fiş: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4

Kimyasal özellikler:

HClO4 çok güçlü bir asit ve çok güçlü bir oksitleyici maddedir;

perklorik asit tuzları - perkloratlar .

1) HClO4 + KOH → KClO4 + H2O

2) Isıtıldığında perklorik asit ve tuzları ayrışır:

4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2

Hidrojen bromür HBr (BROMÜR)

Fiziki ozellikleri

Renksiz gaz, suda oldukça çözünür; kaynatın. = -67°C; t°pl. = -87°C.

Fiş

1) 2NaBr + H3PO 4 – t ° → Na2HPO4 + 2HBr 2) PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr

Kimyasal özellikler

Sulu bir hidrojen bromür çözeltisi, hidroklorik asitten bile daha güçlü olan hidrobromik asittir. Kendisi de aynı tepkileri veriyor HC1

1) Ayrışma: HBr ↔ H+ + Br -

2) Hidrojene kadar gerilim serisindeki metallerle:

Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2

3) metal oksitlerle:

CaO + 2HBr → CaBr2 + H2O

4) bazlar ve amonyak ile:

NaOH + HBr → NaBr + H20 Fe(OH)3 + 3HBr → FeBr3 + 3H20 NH3 + HBr → NH4Br

5) tuzlarla

MgCO3 + 2HBr → MgBr2 + H2O + CO2

Kalitatif reaksiyon: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3

Asitlerde çözünmeyen sarı bir gümüş bromür çökeltisinin oluşumu, çözeltideki Br - anyonunun tespit edilmesine hizmet eder.

6) onarıcı özellikler:

2HBr + H 2 SO 4 (kons.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2

Bromun oksijen asitleri arasında bilinmektedir

Zayıf bromür HBr +1 O ve

Güçlü bromlu HBr +5 O3 .

Hidrojen iyodür (iyodürler)

Fiziki ozellikleri: Keskin kokulu, renksiz, suda yüksek oranda çözünen gaz,

kaynatın. = -35°C; t°pl. = -51°C.

Fiş:

1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI

Kimyasal özellikler

1) Suda bir HI çözeltisi - güçlü hidroiyodik asit:

HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O

Hidroiyodik asit tuzları - iyodürler (diğer HI reaksiyonları için HCl ve HBr'nin özelliklerine bakın)

2) HI çok güçlü bir indirgeyici ajandır:

2HI + Cl2 → 2HCl + I2

8HI + H2S04 (kons.) → 4I2 + H2S + 4H2O

5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O

3)Kalitatif reaksiyon: Asitlerde çözünmeyen koyu sarı gümüş iyodür çökeltisinin oluşumu, çözeltideki iyot anyonunun tespit edilmesine hizmet eder.

NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3

3.0.1. İyotun oksijen asitleri ( iyodatlar )

a) Sulu asit HI +5 O 3

Renksiz kristal madde, erime noktası = 110°C, suda oldukça çözünür.

Almak: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O

HIO 3 güçlü bir asittir (tuzlar - iyodatlar) ve güçlü bir oksitleyici maddedir.

b) İyodik asit H 5 I +7 O 6

Suda yüksek oranda çözünen kristal higroskopik madde,

t°pl = 130°C. Zayıf asit (tuzlar - periyodatlar); güçlü oksitleyici ajan.