Хлор - это тяжелый (почти в 2,5 раза тяжелее воздуха) зеленовато-желтый газ, обладающий острым удушающим запахом и высокой ядовитостью для всего живого - от едва различимых под микроскопом бактерий до крупнейших животных.
Ядовитость газа, названного за свой цвет хлором (от греческого слова "хлорос" - зеленовато-желтый), объясняется его большой химической активностью. Он легко вступает в соединение почти со всеми химическими элементами, в том числе со многими металлами (натрием, калием, медью, оловом и др.). При химическом взаимодействии хлора с другими элементами выделяется большое количество тепла и света. Отнимая водород от воды, входящей в состав каждой клетки растительных и животных организмов, хлор тем самым разрушает структуру их, что влечет гибель всего живого.
Активность хлора "убила" и его самого. В природе в свободном состоянии он не встречается. Если же где-либо и образуется при редких условиях (например, при извержениях подводных морских вулканов), то в очень небольших количествах, и тотчас исчезает в результате взаимодействия с окружающими веществами.
Одно из наиболее распространенных соединений хлора - поваренная соль. Но не каждому, пожалуй, известно, каково количество имеющейся на земном шаре соли. А оно огромно! В растворенном состоянии соль содержится в воде морей и океанов. В твердом виде вся соль заняла бы 20 000 000 куб. км. Таким количеством соли можно било бы засыпать всю поверхность суши земного тара (149 000 000 км2) слоем более сотни метров толщиной.
В растворенном состоянии соль содержится в минеральных озерах, соляных ключах и соляных ручьях (несколько таких ключей вносят свои воды в озеро Баскунчак). На дне русла высохшей реки Узбой соль залегает на большом протяжении сплошным соляным пластом. Огромные куполообразные глыбы соли, целые соляные горы находятся в недрах земли и на ее поверхности, например, гора Ходжа-Мумын в Южном Таджикистане" сплошь состоящая из каменной соли, подымается на 900 м над уровнем моря.
Соль - необходимое соединение для организмов животных и человека. В организме человека содержится до 200 г соли. Важное значение соли в организмах наземных животных и правильное соотношение между солью и другими соединениями хлора, находящимися в крови наземных животных, приближающееся к тому, которое имеется в морской воде, рассматривается некоторыми учеными как доказательство происхождения наземных животных из морских организмов.
Соль открывает историю искусственного получения хлористых соединений и самого хлора. Начало этой истории связывается с 1648 г., когда немецкий химик и врач Иоганн Глаубер, нагревая влажную соль на угле, получил, конденсируя выделяющийся дым, сильную кислоту, названную им "соляным спиртом".
Следует указать, что в книге "Триумфальная колесница антимония", написанной Василием Валентином, жившим в начале XV столетия, среди подробного описания свойств и медицинского применения сурьмы и некоторых соединений висмута упоминается также и "соляный спирт". Видимо, нужно допустить, что последний был известен до Глаубера, и Глаубер лишь открыл и описал способ приготовления этого вещества. Однако современные историки химии полагают, что сочинения Василия Валентина написаны врагами Парацельса с целью доказать, что все написанное им было известно уже в XV в., поэтому, может быть, и упоминающийся в этой книге "соляный спирт" внесен в нее после открытия Глаубера. В 1772 г. английской химик Пристли, изучив свойства раствора "соляного спирта" в воде, назвал его соляной кислотой. В 1774 г. шведский химик Шееле нашел, что соляная кислота, при нагревании с двуокисью марганца, дает желто-зеленый газ - хлор.
Хлор не сразу нашел применение. Впервые хлор был использован в медицине. Раствор хлора в воде- хлорная вода - рекомендовалась как девинфицирующее вещество врачам и студентам-медикам при работе на трупах. В 30-х годах прошлого столетия хлорную воду использовали для ингаляции при туберкулезе легких, дифтерии и некоторых других болезнях.
С развитием техники области применения хлора все более и более расширялись. Он применялся при изготовлении многочисленных химических соединений в анилиново-красочной и фармацевтической промышленностях, в производстве соляной кислоты, хлорной извести, гипохлоритов и т. д. Большие количества хлора используются для отбелки тканей и целлюлозы в бумажной и текстильной промышленностях. В цветной металлургии хлорированием получают некоторые металлы из руд. В химии высокомолекулярных соединений хлор используется при изготовлении пластических масс, синтетических волокон, каучука и т. д. Интересным свойством обладает одно из кислородных соединений хлора с магнием (хлорат магния). При действии этого вещества на хлопчатник последний теряет листья. Это используется при сборе хлопка. Веществ с подобным действием получено уже много. Они называются дефолиантами.
В первую мировую войну хлор нашел неожиданное применение как оружие массового уничтожения.
Вскоре после хлора был применен другой удушающий газ - фосген - соединение хлора с окисью углерода. Название нового, газа отражало один из способов его получения. Это соединение образуется под влиянием солнечных лучей (от греч. "фос" - свет и "генао" - произвожу, т. е. рожденный светом).
В 1917 г. массовое применение нашел иприт, который тоже содержал в себе хлор. К концу войны применялось более 50 различных боевых отравляющих веществ, 95 % которых были производными хлора. Чтобы судить об эффективности 0В на полях войны, достаточно указать, что в одной только английской армии, занимавшей среди воюющих государств 5 место по своей численности, с июля 1917 г. по ноябрь 1918 г. 0В вывели из строя более 160 000 человек.
Ключевые слова этой страницы: , .
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
Характер химической связи, а, следовательно, и свойства хлоридов, как и фторидов, закономерно изменяются по группам и перйодам элементов. Так, в ряду хлоридов элементов данного перйода, тип химической связи изменяется от преимущественно ионной в хлоридах типичных металлов до ковалентной в хлоридах неметаллов.
Ионные хлориды – твердые кристаллические вещества с высокими температурами плавления, ковалентные хлориды – газы, жидкости или же легкоплавкие твердые вещества. Промежуточное положение занимают ионно-ковалентные хлориды. Ионные хлориды (хлориды металлов) проявляют основные свойства, ковалентные хлориды (хлориды неметаллов) – кислотные. Основные хлориды гидролизу практически не подвергаются, а кислотные гидролизуются полностью и необратимо с образованием кислот:
SiCl 4 + 3НОН = H 2 SiО 3 + 4НСl.
Различие свойств хлоридов разного типа проявляется также в реакциях между собой, например:
KСl + АlСl 3 = K[АlСl 4 ].
При этом основные хлориды (за счет хлорид-ионов Сl –) являются донорами электронных пар, а кислотные – акцепторами. Амфотерные хлориды взаимодействуют как с кислотными, так и с основными соединениями.
Большинство хлоридов металлов хорошо растворимо в воде (за исключением AgCl, CuCl, AuCl, ТlСl и РbСl 2).
Хлориды получают:
– хлорированием простых веществ хлором или сухим хлоридом водорода:
2Fe + 3Сl 2 = 2FeCl 3 ,
Fe + 2НСl (г) = FeCl 2 + Н 2 ;
– взаимодействием оксидов с хлором (либо с хлоридами, часто с ССl 4) в присутствии угля:
ТiO 2 + 2Сl 2 + С = TiCl 4 + СО 2 .
Большое применение в технике имеет хлорид водорода НСl. В обычных условиях НСl – бесцветный газ (Т пл = –114,2 °С, Т кип = –84,9 °С). В промышленности его получают синтезом из простых веществ:
Н 2(г) + Сl 2(г) = 2НСl (г) .
В лаборатории хлороводород получают взаимодействием концентрированной серной кислоты и кристаллического хлорида натрия, реакция идет при нагревании:
Н 2 SO 4(к) + 2NaСl (т) = 2НСl + Na 2 SO 4 .
Хлорид водорода очень хорошо поглощается водой (1 объем Н 2 O при 20 °С поглощает около 450 объемов НСl). Водный раствор НСl – сильная кислота (рK а ~ 7,1), называемая соляной. Как сильная кислота HC1 находит широкое применение в технике, медицине, лабораторной практике. Хлороводородная кислота входит в состав желудочного сока.
Соляная (хлороводородная кислота) проявляет все общие свойства сильных кислот. Кроме этого, при действии сильных окислителей или при электролизе проявляет восстановительные свойства:
МnО 2 + 4НСl = МnСl 2 + Сl 2 + 2Н 2 О.
Этой реакцией пользуются в лаборатории для получения хлора.
При нагревании хлорид водорода окисляется кислородом (катализатор – СuСl 2):
4НСl (г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 2Сl 2(г) .
Соединения хлора (+1)
Степень окисления хлора +1 проявляется во фториде ClF, оксиде Сl 2 О и нитриде Cl 3 N, а также в соответствующих им анионах – , [СlO] – и 2– .
ClF – ядовитый бесцветный газ. Экзотермическое соединение. Молекула имеет линейное строение.
Cl 2 O – желто-коричневый газ, ядовит. Молекула имеет угловое строение. Экзотермическое соединение.
Cl 3 N – темно-желтое летучее вещество. Структура молекулы тригонально-пирамидальная.
Бинарные соединения хлора (I) имеют кислотный характер, что подтверждается, например, их отношением к воде:
Сl 2 О + НОН = 2НСlO,
ClF + НОН = НСlO + HF,
Cl 3 N + 3НОН = 3НСlO + H 3 N.
Оксид хлора (I) Сl 2 О – желто-коричневый газ. Молекула имеет угловое строение с валентным углом 170°. Это эндотермическое соединение, очень неустойчивое и даже при незначительном нагревании подвергается распаду со взрывом:
2Сl 2 О = 2Сl 2 + O 2 .
Получить оксид хлора (I) можно при взаимодействии хлора с оксидом ртути:
2Сl 2 + HgO = Cl 2 O + HgCl 2 .
Производные оксохлорат (1) аниона [С1O] – , называемые гипохлоритами, неустойчивы. Их растворы получают, пропуская хлор в охлаждаемые растворы щелочей:
2OН – + Сl 2 = Сl – + СlO – + Н 2 O,
2КOН + Cl 2 = КСl + КСlO + Н 2 O.
Оксохлорат (I) водорода НСlO известен только в разбавленных растворах. Это хлорноватистая кислота. Образуется она, наряду с соляной, при взаимодействии хлора с водой:
Cl 2 + HOH = HCl + HСlO.
Хлорноватистая кислота слабая, проявляет в растворе все общие свойства слабых кислот.
В растворе хлорноватистой кислоты происходят следующие процессы:
НСlО = НСl + O 0 ,
НСlО + О 2 = НСlO 3 ,
3НСlO = НСlO 3 + 2НСl.
Производные хлора (+1) проявляют окислительно-восстановительную двойственность с преобладанием сильных окислительных свойств:
3Сl 2 O + 6AgNO 3 + 3H 2 O = 4AgCl + 2AgClO 3 + 6HNO 3 ,
NaСlO + 2HCl = NaСl + Cl 2 + H 2 O .
Особенно агрессивен ClF, который реагирует с веществами еще более энергично, чем свободный фтор. На этом основано его применение в качестве фторирующего агента.
Соли хлорноватистой кислоты называются гипохлориты:
Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O,
Лаборраковая вода
Cl 2 + 2КOH = КCl + КСlO + H 2 O.
Жавелевая вода
Гипохлориты применяются в качестве отбеливающего средства.
Наибольший практический интерес (как отбеливающее средство, средство для дегазации, дешевый окислитель) представляет гипохлорит кальция Са(СlO) 2 . Получается он при взаимодействии хлора с гидроксидом кальция:
2Са(ОН) 2 + 2Сl 2 = Са(СlO) 2 + СаСl 2 + 2Н 2 О.
Как видно из приведенного уравнения реакции, одновременно с Са(СlO) 2 образуется СаС1 2 . Поэтому получаемый в технике продукт – белильная или хлорная известь – можно рассматривать как смешанную соль Са(СlO)Сl, т.е. гипохлорит-хлорид кальция. На воздухе карбонизируется:
2Ca(ClO)Cl + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + CaCl 2 + 2HClO,
HClO = HCl + O 0 .
Выделение атомарного кислорода обусловливает сильные окислительные свойства. За счет Сl +1 хлорная известь также проявляет окислительные свойства:
Ca(ClO)Cl + PbO = PbO 2 + CaCl 2 .
Гипохлориты более мягкие окислители, чем раствор хлорноватистой кислоты.
Соединения хлора (+3)
Степень окисления хлора +3 проявляется в трифториде ClF 3 и тетрафторохлорат(III)-анионе – , а также в диоксохлорат(III)-анионе – .
Трифторид хлора – газ бледно-зеленого цвета, может быть получен при нагревании C1F с избытком фтора. По химической природе ClF 3 – соединение кислотное:
ClF 3 + KF = KClF 4 .
Оксид хлора (III) Cl 2 O 3 и диоксохлорат (III) водорода НСlO 2 в индивидуальном состоянии не выделены.
Производные аниона называются хлоритами. Хлориты щелочных металлов представляют собой белые кристаллические вещества. Раствор НСlO 2 – кислота средней силы называемая хлористой. При нагревании хлориты диспропорционируют:
3NaClO 2 = NaCl + 2NaClO 3
и разлагаются с выделением кислорода:
NaClO 2 = NaCl + O 2 .
Степень окисления +3 для хлора – это промежуточная степень окисления, поэтому соединения обладают окислительно-восстановительной двойственностью:
5HClO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5HClO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O,
KClO 2 + 2H 2 S = KCl + 2S + 2H 2 O.
В присутствии органических веществ твердые оксо- и фторохлораты (III) взрываются от удара.
Трифторид хлора и тетрафторохлораты (III) применяются как фторирующие агенты. Из хлоритов наибольшее значение имеет NaClO 2 , применяемый при отбелке тканей и бумажной массы.
Cоединения хлора (+4)
Диоксид хлора ClO 2 – зеленовато-желтый газ с резким запахом хлора. Молекула имеет угловую форму с валентным углом 118 о, полярна, обладает парамагнитными свойствами. Диоксид хлора постепенно разлагается на свету:
2ClO 2 = Cl 2 + 2O 2 .
При небольшом нагревании, ударе или соприкосновении с горючими веществами разлагается со взрывом.
Один из технических методов получения СlО 2 основан на реакции восстановления NaClO 3 диоксидом серы в растворе серной кислоты при нагревании:
2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2NaHSO 4 + 2ClO 2 .
Диоксид хлора является смешанным ангидридом 2-х кислот: хлоритой и хлорноватой:
2ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 .
Аналогично диспропорционирование идет в щелочах:
2ClO 2 + 2NaОH = NaClO 2 + NaClO 3 + Н 2 О.
При окислительно-восстановительной двойственности преобладают окислительные свойства:
2ClO 2 + 10FeSO 4 + 5H 2 SO 4 = 5Fe 2 (SO 4) 3 + 2HCl + 4H 2 O,
PbO + 2ClO 2 + 2NaOH = PbO 2 + 2NaClO 2 + H 2 O.
Применяется для отбелки бумажной массы и в некоторых других технологических процессах.
Соединения хлора (+5)
Из соединений, в которых хлор проявляет степень окисления +5, известны пентафторид ClF 5 , оксотрифторид ClOF 3 , диоксофторид ClO 2 F и производные триоксохлорат (V)-аниона [СlOз] – , триоксофторохлорат(V)-аниона 2– , оксотетрафторохлорат (V)-аниона – .
Молекула ClF 5 имеет формулу тетрагональной пирамиды. Пентафторид хлора это малодиосоциирующая жидкость, устойчив до 200°С. Его получают фторированием ClF 3:
ClF 3 + F 2 = ClF 5 .
Оксотрифторид хлора ClOF 3 образуется при действии на смесь ClF 3 и OF 2 ультрафиолетовых лучей:
2ClF 3 + OF 2 = ClF 5 + ClOF 3 .
Это соединение легко разлагается на ClF 3 и O 2 . Является кислотным соединением.
Диоксофторид хлора ClO 2 F (хлорилфторид) – бесцветный довольно устойчивый газ. Получают его фторированием СlO 2 . Хлорилфторид – кислотное соединение; его гидролиз идет по схеме:
ClO 2 F + Н 2 O = НСlO 3 + HF.
Оксид хлора (V) неизвестен. Производные [ СlO 3 ] – называют хлоратами. Наибольшее практическое значение имеет хлорат калия КСlO 3 (бертолетова соль). Его получают пропусканием хлора через горячий раствор КОН:
6KОН + 3Сl 2 = 5KСl + KСlO 3 + 3Н 2 O
или электролизом горячего раствора KСl. Поскольку KСlO 3 мало растворим в воде, его легко отделяют от KСl охлаждением раствора.
Триоксохлорат (V) водорода НСlO 3 в свободном состоянии не выделен. В отличие от НСlO и НСlO 2 известны его концентрированные растворы (до 40 %). В водных растворах НСlO 3 – сильная кислота, называемая хлорноватой. Ее обычно получают обменной реакцией:
Ва(СlO 3) 2 (р) + H 2 SО 4 (p) = BaSО 4 (т) + 2НСlO 3 (р).
Хлорноватая кислота по свойствам напоминает азотную кислоту, в частности, ее смесь с соляной кислотой – сильный окислитель, напоминающий по свойствам «царскую водку».
При нагревании хлораты диспропорционируют:
4KСlO 3 = 3KСlO 4 + KСl,
а в присутствии катализатора (MnO 2) распадаются с выделением кислорода:
2KСlO 3 = 2КСl + 3O 2 .
При нагревании триоксохлораты (V) – сильные окислители. В смеси с восстановителями они образуют легко взрывающиеся составы. Бертолетову соль используют в производстве спичек и смеси для фейерверков. Хлорат натрия NaClO 3 применяется в качестве средства для борьбы с сорняками.
Cоединения хлора (+6)
Триоксид хлора ClO 3 – неустойчивый короткоживущий радикал, который самопроизвольно димеризуется в Cl 2 O 6 .
Оксид Cl 2 O 6 в обычных условиях – темно-красная маслообразная жидкость, замерзающая при +3 °С.
При обычных условиях Сl 2 О 6 постепенно разлагается. Энергично взаимодействует с водой, образуя за счет дисропорционирования хлорноватую и хлорную кислоты:
Сl 2 О 6 + Н 2 О = НСlО 3 + HClO 4 .
Аналогично взаимодействует со щелочами:
Сl 2 О 6 + 2NaОH = NaСlО 3 + NaClO 4 + H 2 O.
При соприкосновении с органическими веществами Cl 2 O 6 взрывается.
Соединения хлора (+7)
Высшая степень окисления хлора +7 проявляется в его оксиде, ряде оксофторидов и отвечающих им анионных комплексах:
Cl 2 O 7 ClO 3 F ClO 2 F 3 ClOF 5 ClF 7
– – – - -
Оксид хлора (VII) C1 2 O 7 – бесцветная жидкость
Получается при нагревании смеси оксохлората (VII) водорода и оксида фосфора (V):
2НСlO 4 + Р 2 O 5 = Сl 2 O 7 + 2Н 3 РO 4 .
Молекула С1 2 O 7 полярна. В ней согласно электронографическому исследованию два тетраэдра объединены посредством атома кислорода:
Оксид Сl 2 O 7 относительно устойчив, но при нагревании (выше 120° С) разлагается со взрывом.
Тетраоксохлорат (VII)-ион имеет тетраэдрическое строение, что в рамках теории валентных связей соответствует sр 3 -гибридизации валентных орбиталей атома хлора, стабилизированной за счет π-связей.
Тетраоксохлораты (VII) (перхлораты) весьма многочисленны. Большинство их хорошо растворимо в воде. Тетраоксохлорат (VII) водорода НСlO 4 – бесцветная жидкость, способная взрываться. Строение молекулы НСlO 4 приведено ниже:
Тетраоксохлорат (VII) водорода хорошо растворим в воде. Раствор является хлорной кислотой.
Хлорная кислота – одна из наиболее сильных кислот. Ее получают действием концентрированной H 2 SO 4 на KСlO 4.
