Cl 2 bei vol. T – gelbgrünes Gas mit scharfem, erstickendem Geruch, 2,5-mal schwerer als Luft, schwer löslich in Wasser (~ 6,5 g/l); X. R. in unpolaren organischen Lösungsmitteln. In freier Form kommt es nur in vulkanischen Gasen vor.
Methoden zur Beschaffung
Basierend auf dem Oxidationsprozess von Cl-Anionen
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Industriell
Elektrolyse wässrige Lösungen Chloride, häufiger NaCl:
2NaCl + 2H 2 O = Cl 2 + 2NaOH + H 2
Labor
Oxidation von Konz. HCI mit verschiedenen Oxidationsmitteln:
4HCI + MnO 2 = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
6HCl + KClO 3 = 3Cl 2 + KCl + 3H 2 O
14HCl + K 2 Cr 2 O 7 = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Chemische Eigenschaften
Chlor ist ein sehr starkes Oxidationsmittel. Oxidiert Metalle, Nichtmetalle und komplexe Substanzen, verwandeln sich in sehr stabile Cl - Anionen:
Cl 2 0 + 2e - = 2Cl -
Reaktionen mit Metallen
Aktive Metalle in einer Atmosphäre aus trockenem Chlorgas entzünden und verbrennen; in diesem Fall entstehen Metallchloride.
Cl 2 + 2Na = 2NaCl
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3
Niedrigaktive Metalle werden durch feuchtes Chlor oder seine wässrigen Lösungen leichter oxidiert:
Cl 2 + Cu = CuCl 2
3Cl 2 + 2Au = 2AuCl 3
Reaktionen mit Nichtmetallen
Chlor interagiert nicht direkt nur mit O 2, N 2, C. Reaktionen mit anderen Nichtmetallen finden unter anderen Bedingungen statt.
Es entstehen Nichtmetallhalogenide. Die wichtigste Reaktion ist die Wechselwirkung mit Wasserstoff.
Cl 2 + H 2 = 2HC1
Cl 2 + 2S (Schmelze) = S 2 Cl 2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (oder РCl 5 - im Überschuss an Cl 2)
2Cl 2 + Si = SiCl 4
3Cl 2 + I 2 = 2ICl 3
Verdrängung freier Nichtmetalle (Br 2, I 2, N 2, S) aus ihren Verbindungen
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
3Cl 2 + 2NH 3 = N 2 + 6HCl
Disproportionierung von Chlor in Wasser und wässrigen Alkalilösungen
Durch Selbstoxidation-Selbstreduktion werden einige Chloratome in Cl-Anionen umgewandelt, während andere in einer positiven Oxidationsstufe in die ClO- oder ClO 3 -Anionen aufgenommen werden.
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO unterchlorige Säure
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
3Cl 2 + 2Ca(OH) 2 = CaCl 2 + Ca(ClO) 2 + 2H 2 O
Diese Reaktionen haben wichtig, da sie zur Bildung von Sauerstoffchlorverbindungen führen:
KClO 3 und Ca(ClO) 2 – Hypochlorite; KClO 3 – Kaliumchlorat (Berthollet-Salz).
Wechselwirkung von Chlor mit organischen Substanzen
a) Ersatz von Wasserstoffatomen in OM-Molekülen
b) Anlagerung von Cl 2 -Molekülen an der Bruchstelle mehrerer Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindungen
H 2 C=CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-Dichlorethan
HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-Tetrachlorethan
Chlorwasserstoff und Salzsäure
Chlorwasserstoffgas
Physikalische und chemische Eigenschaften
HCl - Chlorwasserstoff. Bei rev. T – farblos. ein Gas mit stechendem Geruch, das sich recht leicht verflüssigt (Schmelzpunkt -114 °C, Siedepunkt -85 °C). Wasserfreies HCl ist sowohl im gasförmigen als auch im flüssigen Zustand nicht elektrisch leitfähig und chemisch inert gegenüber Metallen, Metalloxiden und -hydroxiden sowie vielen anderen Substanzen. Dies bedeutet, dass Chlorwasserstoff in Abwesenheit von Wasser keine sauren Eigenschaften aufweist. Erst bei sehr hohen Temperaturen reagiert gasförmiges HCl mit Metallen, auch mit so wenig aktiven Metallen wie Cu und Ag.
In geringem Maße treten auch die reduzierenden Eigenschaften des Chlorid-Anions in HCl in Erscheinung: Es wird durch Fluor in Vol. oxidiert. T, und auch bei hoher T (600°C) in Gegenwart von Katalysatoren reagiert es reversibel mit Sauerstoff:
2HCl + F 2 = Cl 2 + 2HF
4HCl + O 2 = 2Сl 2 + 2H 2 O
HCl-Gas wird häufig verwendet organische Synthese(Hydrochlorierungsreaktionen).
Methoden zur Beschaffung
1. Synthese aus einfache Substanzen:
H 2 + Cl 2 = 2HCl
2. Entsteht als Nebenprodukt bei der Chlorierung von Kohlenwasserstoffen:
R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl
3. Im Labor wird es durch Einwirkung von Konz. gewonnen. H 2 SO 4 für Chloride:
H 2 SO 4 (konz.) + NaCl = 2HCl + NaHSO 4 (bei geringer Erwärmung)
H 2 SO 4 (konz.) + 2NaCl = 2HCl + Na 2 SO 4 (mit sehr hoher Erwärmung)
Wässrige Lösung von HCl - starke Säure (Salzsäure oder Salzsäure)
HCl ist in Wasser sehr gut löslich: bei Vol. In 1 Liter H 2 O werden ~ 450 Liter Gas gelöst (die Auflösung geht mit der Freisetzung einer erheblichen Wärmemenge einher). Gesättigte Lösung Es hat Massenanteil HCl entspricht 36-37 %. Diese Lösung hat einen sehr stechenden, erstickenden Geruch.
HCl-Moleküle in Wasser zerfallen fast vollständig in Ionen, d. h. eine wässrige Lösung von HCl ist eine starke Säure.
Chemische Eigenschaften von Salzsäure
1. In Wasser gelöstes HCl verrät alles allgemeine Eigenschaften Säuren aufgrund der Anwesenheit von H + -Ionen
HCl → H + + Cl -
Interaktion:
a) mit Metallen (bis H):
2HCl 2 + Zn = ZnCl 2 + H 2
b) mit basischen und amphoteren Oxiden:
2HCl + CuO = CuCl 2 + H 2 O
6HCl + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + ZN 2 O
c) mit Basen und amphoteren Hydroxiden:
2HCl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2H 2 O
3HCl + Al(OH) 3 = AlCl 3 + ZH 2 O
d) mit Salzen schwächerer Säuren:
2HCl + CaCO 3 = CaCl 2 + CO 2 + H 3 O
HCl + C 6 H 5 ONa = C 6 H 5 OH + NaCl
e) mit Ammoniak:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl
Reaktionen mit starken Oxidationsmitteln F 2, MnO 2, KMnO 4, KClO 3, K 2 Cr 2 O 7. Das Cl-Anion wird zu freiem Halogen oxidiert:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Reaktionsgleichungen finden Sie unter „Herstellung von Chlor“. Von besonderer Bedeutung ist die ORR zwischen Salz- und Salpetersäure:
Reaktionen mit organischen Verbindungen
Interaktion:
a) mit Aminen (als organische Basen)
R-NH 2 + HCl → + Cl -
b) mit Aminosäuren (als amphotere Verbindungen)
Chloroxide und Oxosäuren
Saure Oxide
Säuren
Salze
Chemische Eigenschaften
1. Alle Chloroxosäuren und ihre Salze sind starke Oxidationsmittel.
2. Fast alle Verbindungen zersetzen sich beim Erhitzen durch intramolekulare Oxidation-Reduktion oder Disproportionierung.
Bleichpulver
Chlorkalk (Bleichkalk) ist eine Mischung aus Hypochlorit und Calciumchlorid, hat eine bleichende und desinfizierende Wirkung. Manchmal als Beispiel gesehen gemischtes Salz, das gleichzeitig Anionen zweier Säuren enthält:
Speerwasser
Wässrige Lösung von Kaliumchlorid und Hapochlorit KCl + KClO + H 2 O
15.1. allgemeine Charakteristiken Halogene und Chalkogene
Halogene („erzeugende Salze“) sind Elemente der Gruppe VIIA. Dazu gehören Fluor, Chlor, Brom und Jod. Zu dieser Gruppe gehört auch das instabile und daher in der Natur nicht vorkommende Astat. Manchmal zählt auch Wasserstoff zu dieser Gruppe.
Chalkogene („kupferproduzierend“) sind Elemente der VIA-Gruppe. Dazu gehören Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur und Polonium, die in der Natur praktisch nicht vorkommen.
Von den acht in der Natur vorkommenden Atomen Elemente Von diesen beiden Gruppen sind die häufigsten Sauerstoffatome ( w= 49,5 %), gefolgt von reichlich Chloratomen ( w= 0,19 %), dann – Schwefel ( w= 0,048 %), dann Fluor ( w= 0,028 %). Die Atome anderer Elemente sind hunderte und tausende Male kleiner. Sauerstoff haben Sie bereits in der achten Klasse (Kapitel 10) studiert; von den anderen Elementen sind Chlor und Schwefel die wichtigsten – Sie lernen sie in diesem Kapitel kennen.
Die Umlaufradien der Atome von Halogenen und Chalkogenen sind klein und nur das vierte Atom jeder Gruppe nähert sich einem Angström. Dies führt dazu, dass alle diese Elemente nichtmetallbildende Elemente sind und nur Tellur und Jod einige Anzeichen von Amphoterität aufweisen.
Die allgemeine elektronische Valenzformel von Halogenen lautet ns 2 n.p. 5 und Chalkogene – ns 2 n.p. 4 . Die geringe Größe der Atome erlaubt es ihnen nicht, Elektronen abzugeben; im Gegenteil, die Atome dieser Elemente neigen dazu, sie aufzunehmen und bilden einfach geladene (für Halogene) und doppelt geladene (für Chalkogene) Anionen. Durch die Verbindung mit kleinen Atomen bilden die Atome dieser Elemente kovalente Bindungen. Sieben Valenzelektronen ermöglichen die Bildung von bis zu sieben Halogenatomen (außer Fluor). kovalente Bindungen und sechs Valenzelektronen von Chalkogenatomen – bis zu sechs kovalente Bindungen.
In Fluorverbindungen, dem elektronegativsten Element, ist nur eine Oxidationsstufe möglich, nämlich –I. Wie Sie wissen, hat Sauerstoff eine maximale Oxidationsstufe von +II. Bei Atomen anderer Elemente entspricht die höchste Oxidationsstufe der Gruppennummer.
Die einfachen Stoffe der Elemente der Gruppe VIIA sind strukturell vom gleichen Typ. Sie bestehen aus zweiatomigen Molekülen. Unter normalen Bedingungen sind Fluor und Chlor Gase, Brom ist eine Flüssigkeit und Jod ist ein Feststoff. Aufgrund ihrer chemischen Eigenschaften sind diese Stoffe starke Oxidationsmittel. Aufgrund der Zunahme der Atomgrößen mit zunehmender Größe Seriennummer ihre oxidative Aktivität nimmt ab.
Von den einfachen Stoffen der Elemente der Gruppe VIA sind unter normalen Bedingungen nur Sauerstoff und Ozon gasförmig und bestehen aus zweiatomigen bzw. dreiatomigen Molekülen; der Rest sind Feststoffe. Schwefel besteht aus achtatomigen zyklischen Molekülen S 8, Selen und Tellur aus Polymermolekülen Se N und Te N. Hinsichtlich ihrer oxidativen Aktivität sind Chalkogene den Halogenen unterlegen: Nur Sauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel, während der Rest in deutlich geringerem Maße oxidierende Eigenschaften aufweist.
Verbindung Wasserstoffverbindungen
Halogene (HE) entsprechen vollständig der allgemeinen Regel, und Chalkogene können neben gewöhnlichen Wasserstoffverbindungen der Zusammensetzung H 2 E auch komplexere Wasserstoffverbindungen der Zusammensetzung H 2 E bilden N Kettenstruktur. In wässrigen Lösungen weisen sowohl Halogenwasserstoffe als auch andere Chalkogenwasserstoffe saure Eigenschaften auf. Ihre Moleküle sind Säureteilchen. Von diesen sind nur HCl, HBr und HI starke Säuren.
Zur Halogenbildung Oxide uncharakteristisch, die meisten von ihnen sind instabil, aber höhere Oxide der Zusammensetzung E 2 O 7 sind für alle Halogene bekannt (außer Fluor, dessen Sauerstoffverbindungen keine Oxide sind). Alle Halogenoxide sind molekulare Substanzen; ihre chemischen Eigenschaften sind saure Oxide.
Entsprechend ihrer Wertigkeitsfähigkeit bilden Chalkogene zwei Reihen von Oxiden: EO 2 und EO 3. Alle diese Oxide sind sauer.
Hydroxide von Halogenen und Chalkogenen sind Oxosäuren.
Erstellen Sie abgekürzte elektronische Formeln und Energiediagramme von Atomen der Elemente der Gruppen VIA und VIIA. Geben Sie die Außen- und Valenzelektronen an.
Chlor ist das häufigste und damit wichtigste Halogen.
IN Erdkruste Chlor kommt in Mineralien vor: Halit (Steinsalz) NaCl, Sylvit KCl, Carnallit KCl MgCl 2 6H 2 O und viele andere. Basic industrielle Methode Produktion - Elektrolyse von Natrium- oder Kaliumchloriden.
Eine einfache Substanz, Chlor, ist ein grünliches Gas mit einem stechenden, erstickenden Geruch. Bei –101 °C kondensiert es zu einer gelbgrünen Flüssigkeit. Chlor ist sehr giftig, im Ersten Weltkrieg wurde sogar versucht, es als chemischen Kampfstoff einzusetzen.
Chlor ist eines der stärksten Oxidationsmittel. Es reagiert mit den meisten einfachen Stoffen (Ausnahmen: Edelgase, Sauerstoff, Stickstoff, Graphit, Diamant und einige andere). Dabei entstehen Halogenide:
Cl 2 + H 2 = 2HCl (bei Erhitzen oder Lichteinwirkung);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (bei Verbrennung im Überschuss an Chlor);
Cl 2 + 2Na = 2NaCl (bei Raumtemperatur);
3Cl 2 + 2Sb = 2SbCl 3 (bei Raumtemperatur);
3Cl 2 + 2Fe = 2FeCl 3 (beim Erhitzen).
Darüber hinaus kann Chlor viele komplexe Stoffe oxidieren, zum Beispiel:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (in der Gasphase und in Lösung);
Cl 2 + 2HI = I 2 + 2HCl (in der Gasphase und in Lösung);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (in Lösung);
Cl 2 + 2KBr = Br 2 + 2KCl (in Lösung);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (in konzentrierter Lösung);
Cl 2 + CO = CCl 2 O (in der Gasphase);
Cl 2 + C 2 H 4 = C 2 H 4 Cl 2 (in der Gasphase).
Im Wasser ist Chlor teilweise (physikalisch) gelöst und reagiert teilweise reversibel damit (siehe § 11.4 c). Bei einer kalten Lösung von Kaliumhydroxid (und jedem anderen Alkali) läuft eine ähnliche Reaktion irreversibel ab:
Cl 2 + 2OH = Cl + ClO + H 2 O.
Dadurch entsteht eine Lösung aus Kaliumchlorid und Hypochlorit. Bei der Reaktion mit Calciumhydroxid entsteht eine Mischung aus CaCl 2 und Ca(ClO) 2, die als Bleichmittel bezeichnet wird.
Bei heißen konzentrierten Alkalilösungen verläuft die Reaktion anders:
3Cl 2 + 6OH = 5Cl + ClO 3 + 3H 2 O.
Bei der Reaktion mit KOH entsteht Kaliumchlorat, das sogenannte Berthollet-Salz.
Chlorwasserstoff ist das einzige Wasserstoffanschluss Chlor Dieses farblose Gas mit erstickendem Geruch ist in Wasser gut löslich (es reagiert vollständig damit und bildet Oxoniumionen und Chloridionen (siehe § 11.4). Seine Lösung in Wasser wird Salzsäure oder Salzsäure genannt. Dies ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Technologie, da aufgewendet wird Salzsäure in vielen Branchen. Tolles Preis-Leistungs-Verhältnis Es hat auch Vorteile für den Menschen, insbesondere weil es im Magensaft enthalten ist und die Verdauung der Nahrung erleichtert.
Chlorwasserstoff wurde früher industriell durch die Verbrennung von Chlor in Wasserstoff hergestellt. Derzeit wird der Bedarf an Salzsäure nahezu vollständig durch den Einsatz von Chlorwasserstoff gedeckt, der als Nebenprodukt bei der Chlorierung verschiedener organischer Stoffe, beispielsweise Methan, entsteht:
CH 4 + Cl 2 = CH 3 + HCl
Und Labore stellen aus Natriumchlorid Chlorwasserstoff her, indem sie es mit konzentrierter Schwefelsäure behandeln:
NaCl + H 2 SO 4 = HCl + NaHSO 4 (bei Raumtemperatur);
2NaCl + 2H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (beim Erhitzen).
Höher Oxid Chlor Cl 2 O 7 – farblose ölige Flüssigkeit, molekulare Substanz, Säureoxid. Durch Reaktion mit Wasser entsteht Perchlorsäure HClO 4, die einzige Chloroxosäure, die als Einzelstoff existiert; die restlichen Chloroxosäuren sind nur in wässrigen Lösungen bekannt. Informationen zu diesen Chlorsäuren finden Sie in Tabelle 35.
Tabelle 35. Chlorsäuren und ihre Salze
C/O |
Formel |
Name |
Gewalt |
Name |
Salzsäure |
||||
hypochlorig |
Hypochlorite |
|||
Chlorid |
||||
hypochlorig |
||||
Perchlorate |
Die meisten Chloride sind wasserlöslich. Ausnahmen sind AgCl, PbCl 2, TlCl und Hg 2 Cl 2. Bildung eines farblosen Niederschlags von Silberchlorid, wenn der Testlösung Silbernitratlösung zugesetzt wird – qualitative Reaktion für Chloridion:
Ag + Cl = AgCl
Chlor kann im Labor aus Natrium- oder Kaliumchloriden gewonnen werden:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
Als Oxidationsmittel bei der Herstellung von Chlor mit dieser Methode können Sie nicht nur Mangandioxid, sondern auch KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, KClO 3 verwenden.
Natrium- und Kaliumhypochlorite sind in verschiedenen Haushalts- und Industriebleichmitteln enthalten. Bleichmittel werden auch als Bleichmittel und auch als Desinfektionsmittel verwendet.
Kaliumchlorat wird bei der Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen und pyrotechnischen Zusammensetzungen verwendet. Beim Erhitzen zersetzt es sich:
4KClO 3 = KCl + 3KClO 4;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (in Gegenwart von MnO 2).
Kaliumperchlorat zersetzt sich ebenfalls, allerdings bei einer höheren Temperatur: KClO 4 = KCl + 2O 2.
1. Make-up molekulare Gleichungen Reaktionen, für die im Text des Absatzes Ionengleichungen angegeben sind.
2. Schreiben Sie die Gleichungen für die im Text des Absatzes angegebenen Reaktionen beschreibend auf.
3. Erstellen Sie Gleichungen für Reaktionen, die die chemischen Eigenschaften von a) Chlor, b) Chlorwasserstoff (und Salzsäure), c) Kaliumchlorid und d) Bariumchlorid charakterisieren.
Chemische Eigenschaften von Chlorverbindungen
Verschiedene allotrope Modifikationen sind unter verschiedenen Bedingungen stabil Element Schwefel. Unter normalen Bedingungen einfache Substanz Schwefel ist gelb und spröde kristalline Substanz, bestehend aus achtatomigen Molekülen:
Dies ist der sogenannte orthorhombische Schwefel (oder -Schwefel) S 8. (Der Name stammt von einem kristallographischen Begriff, der die Symmetrie der Kristalle dieser Substanz charakterisiert). Beim Erhitzen schmilzt es (113 °C) und verwandelt sich in eine bewegliche gelbe Flüssigkeit, die aus den gleichen Molekülen besteht. Bei weiterer Erwärmung werden Kreisläufe unterbrochen und es bilden sich sehr lange Polymermoleküle – die Schmelze verdunkelt sich und wird sehr viskos. Dabei handelt es sich um den sogenannten -Schwefel S N. Schwefel siedet (445 °C) in Form zweiatomiger Moleküle S 2, deren Struktur den Sauerstoffmolekülen ähnelt. Die Struktur dieser Moleküle kann, ebenso wie die der Sauerstoffmoleküle, nicht im Rahmen des kovalenten Bindungsmodells beschrieben werden. Darüber hinaus gibt es noch weitere allotrope Modifikationen des Schwefels.
In der Natur gibt es Vorkommen von nativem Schwefel, aus denen er gewonnen wird. Der größte Teil des geförderten Schwefels wird zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet. Ein Teil des Schwefels wird in der Landwirtschaft zum Pflanzenschutz eingesetzt. Gereinigter Schwefel wird in der Medizin zur Behandlung von Hautkrankheiten eingesetzt.
Aus Wasserstoffverbindungen Schwefel, das wichtigste ist Schwefelwasserstoff (Monosulfan) H 2 S. Es ist ein farbloses giftiges Gas mit dem Geruch von faulen Eiern. Es ist in Wasser schwer löslich. Die Auflösung ist physisch. In geringem Umfang erfolgt die Protolyse von Schwefelwasserstoffmolekülen in wässriger Lösung und in noch geringerem Maße der daraus resultierenden Hydrosulfidionen (siehe Anhang 13). Eine Lösung von Schwefelwasserstoff in Wasser wird jedoch Schwefelwasserstoffsäure (oder Schwefelwasserstoffwasser) genannt.
Schwefelwasserstoff brennt in der Luft:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + SO 2 (mit überschüssigem Sauerstoff).
Eine qualitative Reaktion auf das Vorhandensein von Schwefelwasserstoff in der Luft ist die Bildung von schwarzem Bleisulfid (Schwärzung von mit einer Bleinitratlösung angefeuchtetem Filterpapier:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O = PbS + 2H 3O
Aufgrund der sehr geringen Löslichkeit von Bleisulfid verläuft die Reaktion in diese Richtung.
Neben Schwefelwasserstoff bildet Schwefel auch andere Sulfane H 2 S N, zum Beispiel Disulfan H 2 S 2, ähnlich in der Struktur wie Wasserstoffperoxid. Es ist auch eine sehr schwache Säure; sein Salz ist Pyrit FeS 2.
Entsprechend der Wertigkeitsfähigkeit seiner Atome bildet Schwefel zwei Oxid: SO 2 und SO 3 . Schwefeldioxid (allgemein als Schwefeldioxid bekannt) ist ein farbloses Gas mit einem stechenden Geruch, der Husten verursacht. Schwefeltrioxid (der alte Name ist Schwefelsäureanhydrid) ist eine feste, äußerst hygroskopische, nichtmolekulare Substanz, die sich beim Erhitzen in eine molekulare Substanz verwandelt. Beide Oxide sind sauer. Bei der Reaktion mit Wasser bilden sie Schwefeldioxid bzw. Schwefeldioxid. Säuren.
In verdünnten Lösungen ist Schwefelsäure eine typische starke Säure mit all ihren charakteristischen Eigenschaften.
Reine Schwefelsäure sowie ihre konzentrierten Lösungen sind sehr starke Oxidationsmittel, und die oxidierenden Atome sind hier keine Wasserstoffatome, sondern Schwefelatome, die von der Oxidationsstufe +VI in die Oxidationsstufe +IV übergehen. Dadurch entsteht bei der Reaktion mit konzentrierter Schwefelsäure meist Schwefeldioxid, zum Beispiel:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 = 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.
So reagieren auch Metalle, die in der Spannungsreihe rechts von Wasserstoff liegen (Cu, Ag, Hg), mit konzentrierter Schwefelsäure. Gleichzeitig reagieren einige ziemlich aktive Metalle (Fe, Cr, Al usw.) nicht mit konzentrierter Schwefelsäure, was darauf zurückzuführen ist, dass sich unter dem Einfluss von auf der Oberfläche solcher Metalle ein dichter Schutzfilm bildet Schwefelsäure, wodurch eine weitere Oxidation verhindert wird. Dieses Phänomen nennt man Passivierung.
Als zweibasige Säure bildet Schwefelsäure zwei Reihen Salze: mittel und sauer. Saure Salze werden nur für alkalische Elemente und Ammonium isoliert; die Existenz anderer saurer Salze ist fraglich.
Die meisten mittleren Sulfate sind wasserlöslich und unterliegen keiner anionischen Hydrolyse, da das Sulfation praktisch keine anionische Base ist.
Moderne industrielle Verfahren zur Herstellung von Schwefelsäure basieren auf der Herstellung von Schwefeldioxid (1. Stufe), seiner Oxidation zu Trioxid (2. Stufe) und der Wechselwirkung von Schwefeltrioxid mit Wasser (3. Stufe).
Schwefeldioxid entsteht durch die Verbrennung von Schwefel oder verschiedenen Sulfiden in Sauerstoff:
S + O 2 = SO 2;
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Beim Rösten von Sulfiderzen in der Nichteisenmetallurgie entsteht immer Schwefeldioxid, das zur Herstellung von Schwefelsäure verwendet wird.
Unter normalen Bedingungen ist es unmöglich, Schwefeldioxid mit Sauerstoff zu oxidieren. Die Oxidation erfolgt durch Erhitzen in Gegenwart eines Katalysators – Vanadium(V) oder Platinoxid. Auch wenn die Reaktion
2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q
reversibel, Ausbeute erreicht 99 %.
Wenn das entstehende Gasgemisch aus Schwefeltrioxid und Luft durch sauberes Wasser geleitet wird, wird der größte Teil des Schwefeltrioxids nicht absorbiert. Um Verluste zu vermeiden, wird das Gasgemisch durchgeleitet Schwefelsäure oder seine konzentrierten Lösungen. Dabei entsteht Dischwefelsäure:
SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7.
Eine Lösung von Dischwefelsäure in Schwefelsäure wird Oleum genannt und oft als Lösung von Schwefeltrioxid in Schwefelsäure dargestellt.
Durch Verdünnen von Oleum mit Wasser erhält man sowohl reine Schwefelsäure als auch deren Lösungen.
1. Strukturformeln erstellen
a) Schwefeldioxid, b) Schwefeltrioxid,
c) Schwefelsäure, d) Dischwefelsäure.
Chlor bildet vier sauerstoffhaltige Säuren: Hypochlorsäure, Chlorsäure, Hypochlorsäure und Perchlorsäure.
Hypochlorige Säure HClO entsteht durch die Wechselwirkung von Chlor mit Wasser sowie seinen Salzen mit starken Mineralsäuren. Es ist eine schwache Säure und sehr instabil. Die Zusammensetzung der Produkte seiner Zersetzungsreaktion hängt von den Bedingungen ab. Bei starker Beleuchtung von unterchloriger Säure, der Anwesenheit eines Reduktionsmittels in der Lösung und auch bei längerem Stehen zersetzt es sich unter Freisetzung von atomarem Sauerstoff: HClO = HCl + O
In Gegenwart wasserentziehender Stoffe entsteht Chloroxid (I): 2 HClO = 2 H2O + Cl2O
Wenn Chlor mit einer heißen Alkalilösung interagiert, entstehen daher Salze nicht aus Salz- und Hypochlorsäure, sondern aus Salz- und Hypochlorsäure: 6 NaOH + 3 Cl2 = 5 NaCl + NaClO3 + 3 H2O
Salze der unterchlorigen Säure- sehr starke Oxidationsmittel. Sie entstehen, wenn Chlor in der Kälte mit Alkalien reagiert. Gleichzeitig entstehen Salze der Salzsäure. Von diesen Mischungen werden Bleichmittel und Speerwasser am häufigsten verwendet.
Chlorige Säure HClO2 entsteht durch die Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf Chlorite Alkali Metalle, die als Zwischenprodukte bei der Elektrolyse von Lösungen von Alkalimetallchloriden in Abwesenheit eines Diaphragmas zwischen Kathoden- und Anodenraum anfallen. Es ist eine schwache, instabile Säure, ein sehr starkes Oxidationsmittel in einer sauren Umgebung. Bei der Wechselwirkung mit Salzsäure wird Chlor freigesetzt: HClO2 + 3 HCl = Cl2 + 2 H2O
Unterchlorige Säure HClO3 entsteht durch die Wirkung ihrer Salze – Chlorate- Schwefelsäure. Dies ist eine sehr instabile Säure, ein sehr starkes Oxidationsmittel. Kann nur in verdünnten Lösungen vorkommen. Durch Verdampfen einer HClO3-Lösung bei niedriger Temperatur im Vakuum erhält man eine viskose Lösung mit etwa 40 % Perchlorsäure. Bei höheren Säuregehalten zersetzt sich die Lösung explosionsartig. Auch bei geringeren Konzentrationen kommt es in Gegenwart von Reduktionsmitteln zu explosionsartiger Zersetzung. In verdünnten Lösungen zeigt Perchlorsäure oxidierende Eigenschaften und die Reaktionen verlaufen recht ruhig:
HClO3 + 6 HBr = HCl + 3 Br2 + 3 H2O
Salze der Perchlorsäure – Chlorate – entstehen bei der Elektrolyse von Chloridlösungen in Abwesenheit eines Diaphragmas zwischen Kathoden- und Anodenraum sowie beim Lösen von Chlor in einer heißen Alkalilösung, wie oben gezeigt. Kaliumchlorat (Berthollet-Salz), das bei der Elektrolyse entsteht, ist in Wasser schwer löslich und lässt sich in Form eines weißen Niederschlags leicht von anderen Salzen trennen. Chlorate sind wie Säure ziemlich starke Oxidationsmittel:
KClO3 + 6 HCl = KCl + 3 Cl2 + 3 H2O
Chlorate werden zur Herstellung von Sprengstoffen sowie zur Herstellung von Sauerstoff verwendet Laborbedingungen und Salze der Perchlorsäure – Perchlorat. Beim Erhitzen von Berthollet-Salz in Gegenwart von Mangandioxid MnO2, das die Rolle eines Katalysators spielt, wird Sauerstoff freigesetzt. Erhitzt man Kaliumchlorat ohne Katalysator, zerfällt es zu Kaliumsalzen der Salz- und Perchlorsäure:
2 KClO3 = 2 KCl + 3 O2
4 KClO3 = KCl + 3 KClO4
Durch die Behandlung von Perchloraten mit konzentrierter Schwefelsäure kann Perchlorsäure gewonnen werden:
KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4
Dies ist die stärkste Säure. Sie ist die stabilste aller sauerstoffhaltigen Chlorsäuren, wasserfreie Säure kann sich jedoch beim Erhitzen, Schütteln oder bei Kontakt mit Reduktionsmitteln explosionsartig zersetzen. Verdünnte Perchlorsäurelösungen sind recht stabil und sicher in der Anwendung. Chlorate von Kalium, Rubidium, Cäsium, Ammonium und den meisten organischen Basen sind in Wasser schlecht löslich.
In der Industrie wird Kaliumperchlorat durch elektrolytische Oxidation von Berthollet-Salz gewonnen:
2 H+ + 2 e- = H2 (an der Kathode)
ClO3- - 2 e- + H2O = ClO4- + 2 H+ (an der Anode)
Biologische Rolle.
Es gehört zu den lebenswichtigen, unersetzlichen Elementen. Im menschlichen Körper 100 g.
Chlorionen spielen eine sehr wichtige biologische Rolle. Zusammen mit den Ionen K+, Mg2+, Ca2+, HCO~, H3PO4 und Proteinen spielen sie eine entscheidende Rolle bei der Erzeugung eines bestimmten osmotischen Drucks (osmotische Homöostase) von Blutplasma, Lymphe, Liquor cerebrospinalis usw.
Chlorionen sind an der Regulierung des Wasser-Salz-Stoffwechsels und des vom Gewebe zurückgehaltenen Flüssigkeitsvolumens beteiligt, wobei sie den pH-Wert der intrazellulären Flüssigkeit und das Membranpotential aufrechterhalten, das durch den Betrieb der Natrium-Kalium-Pumpe entsteht, was erklärt wird (wie im Fall). seiner Beteiligung an der Osmose) durch die Fähigkeit, durch Zellmembranen zu diffundieren, wie dies bei Na+- und K+-Ionen der Fall ist. Chlorionen sind (zusammen mit H2PO4-, HSO4-Ionen, Enzymen usw.) ein notwendiger Bestandteil des Magensafts, der Teil der Salzsäure ist.
Durch die Förderung der Verdauung zerstört Salzsäure auch eine Vielzahl pathogener Bakterien.
Bei zunehmender st.OK . Chlorsäurestabilität auch wachsend .
Der Stabilitätszuwachs erklärt sich durch:
A) Härten Bindungen in Anionen aufgrund einer Abnahme der Anzahl von NEPs in Chlor,
B) zunehmendes Verhältnis die Anzahl der π-Überlappungen zur Anzahl der σ-Bindungen von 0/1 in ClO - bis 3/4 in ClO - 4. Vergleichen Sie die grafischen Formeln der Säuren:
H – O – Cl, H – O – Cl = O, H – O – Cl = O H – O – Cl = O
c) steigt von HClO auf HClO 4 Symmetrie Anion (beide aufgrund einer Erhöhung
Anzahl der Sauerstoffatome und infolge einer Abnahme polarisierend Aktionen
Wasserstoff aufgrund der Schwächung seiner Bindung mit dem Anion).
d) nimmt ab Angriffswinkel Chloratom (d. h. seine räumliche Zugänglichkeit für Wechselwirkungen).
Säureeigenschaften von Halogenhydroxiden. Säure-Base-Eigenschaften
eines beliebigen Hydroxids hängen vom Verhältnis der Bindungsstärken H - O und O - E in ab
Fragment H - O - E. Je größer die Elektronegativität des Elements ist, desto stärker wird offensichtlich die Elektronendichte von der H - O-Bindung zur O - E-Bindung verschoben
(H − O − E) und noch mehr saure Eigenschaften weist Hydroxid auf.
Daher ist ein wichtiger Faktor Die Natur Halogen. Beim Übergang von Chlor zu Jod nimmt also der Wert von E.O. die sauren Eigenschaften von Hydroxiden werden verringert. Darüber hinaus so sehr, dass Hypojodsäure entsprechend dissoziiert sauer eintippen weniger Grad НIO → Н + + IO - (K d = 4 ∙10 − 13),
als nach dem Hauptprinzip: IOH → I + + OH − (K d = 3 ∙10 − 10).
Sogar eine Neutralisationsreaktion ist möglich (aber reversibel): IOH + HNO 3 → INO 3 + H 2 O.
Salze von Chlorsäuren gelten als stabilere (als Säuren) Verbindungen
isoliert in einem freien Staat, aber auch ihre Aktivität nimmt mit sinkender Temperatur zu. Cl. Somit oxidiert KClO 3 (Berthollet-Salz) Jodidionen nur in einer sauren Umgebung und KClO – in einer neutralen Umgebung.
2.8.1. Hypochlorige Säure HCl +1 O H–O–Cl (Hypochlorite)
Physikalische Eigenschaften. Liegt nur in Form verdünnter wässriger Lösungen vor.
Quittung.
Cl 2 + H 2 O ↔ HCl + HClO
Chemische Eigenschaften.
HClO ist eine schwache Säure und ein starkes Oxidationsmittel:
1) Zersetzt sich unter Freisetzung von atomarem Sauerstoff
HClO – im Licht → HCl + O HClO – Vol. konventionell → H 2 O + Cl 2 O НClO --- t → НCl + НClO 3
2) Ergibt Salze mit Alkalien - Hypochlorite
HClO + KOH → KClO + H 2 O CaOCl 2 – Bleichkalk (Bleichmittel)
CaOCl 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 + CaCl 2 + HClO (HCl + O)
3) mit einem starken Reduktionsmittel HI
2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 O
2.8.2. Chlorige Säure HCl +3 O 2 H–O–Cl=O (Chlorite)
Physikalische Eigenschaften. Kommt nur in wässrigen Lösungen vor.
Quittung
Es entsteht durch die Wechselwirkung von Wasserstoffperoxid mit Chloroxid (IV), das aus Berthollet-Salz und Oxalsäure in einer H 2 SO 4-Umgebung gewonnen wird:
2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2СlO 2 + 2H 2 O
2ClO 2 + H 2 O 2 → 2HClO 2 + O 2
Chemische Eigenschaften
HClO 2 ist eine schwache Säure und ein starkes Oxidationsmittel.
1)HClO 2 + KOH → KClO 2 + H 2 O
KClO 2 + KI + H 2 SO 4 → I 2 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O
2) Instabil, zersetzt sich während der Lagerung
4HClO 2 → HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O
5HClO 2 ---t→ 3HClO 3 + Cl 2 + H 2 O
2.8.3. Hypochlorige Säure HCl +5 O 3 (Chlorate)
Physikalische Eigenschaften: Nur in wässrigen Lösungen stabil.
Quittung: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 → 2HClO 3 + BaSO 4 ↓
Chemische Eigenschaften
HClO 3 – Starke Säure und starkes Oxidationsmittel; Salze der Perchlorsäure -
Chlorate:
6P + 5HClO 3 → 3P 2 O 5 + 5HCl HClO 3 + KOH → KClO3+H2O
- KClO 3 - Berthollet-Salz; Es wird erhalten, indem man Chlor durch eine erhitzte (40°C) KOH-Lösung leitet: 3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O
Als Oxidationsmittel wird Berthollet-Salz verwendet; Beim Erhitzen zersetzt es sich:
4KClO 3 – ohne Kat → KCl + 3KClO 4 2KClO 3 – MnO2 Kat → 2KCl + 3O 2
2.8.4. Perchlorsäure HCl +7 O 4 (Perchlorate)
Physikalische Eigenschaften: Farblose Flüssigkeit, Siedepunkt. = 25°C, Temperatur = -101°C.
Quittung: KClO 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HClO 4
Chemische Eigenschaften:
HClO 4 ist eine sehr starke Säure und ein sehr starkes Oxidationsmittel;
Salze der Perchlorsäure - Perchlorate .
1) HClO 4 + KOH → KClO 4 + H 2 O
2) Beim Erhitzen zersetzen sich Perchlorsäure und ihre Salze:
4HClO 4 – t° → 4ClO 2 + 3O 2 + 2H 2 O KClO 4 – t° → KCl + 2O 2
Bromwasserstoff HBr (BROMID)
Physikalische Eigenschaften
Farbloses Gas, gut wasserlöslich; t°kochen. = -67°C; t°pl. = -87°C.
Quittung
1) 2NaBr + H 3 PO 4 – t ° → Na 2 HPO 4 + 2HBr 2) PBr 3 + 3H 2 O → H 3 PO 3 + 3HBr
Chemische Eigenschaften
Eine wässrige Lösung von Bromwasserstoff ist Bromwasserstoffsäure, die noch stärker ist als Salzsäure. Sie erfährt die gleichen Reaktionen wie HCl
1) Dissoziation: HBr ↔ H+ + Br -
2) Bei Metallen in der Spannungsreihe bis Wasserstoff:
Mg + 2HBr → MgBr 2 + H 2
3) mit Metalloxiden:
CaO + 2HBr → CaBr 2 + H 2 O
4) mit Basen und Ammoniak:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O Fe(OH) 3 + 3HBr → FeBr 3 + 3H 2 O NH 3 + HBr → NH 4 Br
5) mit Salzen
MgCO 3 + 2HBr → MgBr 2 + H 2 O + CO 2
Qualitative Reaktion: AgNO 3 + HBr → AgBr↓ + HNO 3
Die Bildung eines gelben Niederschlags von Silberbromid, der in Säuren unlöslich ist, dient zum Nachweis des Br-Anions in Lösung.
6) restaurative Eigenschaften:
2HBr + H 2 SO 4 (konz.) → Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 2HBr + Cl 2 → 2HCl + Br 2
Aus Sauerstoffsäuren Brom sind bekannt
Schwaches Bromid HBr +1 O und
Stark bromiertes HBr +5 O 3 .
Jodwasserstoff (Iodide)
Physikalische Eigenschaften: Farbloses Gas mit stechendem Geruch, gut wasserlöslich,
t°kochen. = -35°C; t°pl. = -51°C.
Quittung:
1) I 2 + H 2 S → S + 2HI 2) 2P + 3I 2 + 6H 2 O → 2H 3 PO 3 + 6HI
Chemische Eigenschaften
1) Eine Lösung von HI in Wasser – starke Jodwasserstoffsäure:
HI ↔ H + + I - 2HI + Ba(OH) 2 → BaI 2 + 2H 2 O
Salze der Jodwasserstoffsäure – Jodide (weitere HI-Reaktionen finden Sie unter den Eigenschaften von HCl und HBr)
2) HI ist ein sehr starkes Reduktionsmittel:
2HI + Cl 2 → 2HCl + I 2
8HI + H 2 SO 4 (konz.) → 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O
5HI + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 → 5HIO 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO4 + 9H 2 O
3)Qualitative Reaktion: Die Bildung eines dunkelgelben Niederschlags von Silberiodid, der in Säuren unlöslich ist, dient zum Nachweis des Jodanions in Lösung.
NaI + AgNO 3 → AgI↓ + NaNO 3 HI + AgNO 3 → AgI↓ + HNO 3
3.0.1. Sauerstoffsäuren von Jod ( Jodate )
a) Wasserhaltige Säure HI +5 O 3
Farblose kristalline Substanz, Schmelzpunkt = 110°C, gut wasserlöslich.
Erhalten: 3I 2 + 10HNO 3 → 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O
HIO 3 ist eine starke Säure (Salze – Jodate) und ein starkes Oxidationsmittel.
b) Jodsäure H 5 I +7 O 6
Kristalline hygroskopische Substanz, gut wasserlöslich,
T°pl. = 130°C. Schwache Säure (Salze – Periodate); starkes Oxidationsmittel.
Alle Chloroxide haben einen stechenden Geruch, sind thermisch und photochemisch instabil und neigen zur explosionsartigen Zersetzung. +1 Cl 2 O T. Pl o. C T. kip °C -120,6 +3 +4 +4 +5 +6 +7 Cl 2 O 3 Cl. O 2 Cl 2 O 4 Cl 2 O 5 Cl 2 O 6 Cl 2 O 7 wird nicht durch HCl erhalten. O 2 -117 9,7 2,0 -59 nicht erhalten 44,5 -93,4 203 HCl. O 3 3 87 HCl. O 4 Chlor Chlorid gelöstes Chlor stark sehr stark Hypochlorite Chlorate Na. Cl. O 2 KCl. O 3 perchloriert schwaches mittelstarkes Chlor KCl. O 4
§ Alle Verbindungen mit positivem Chlorgehalt sind sehr starke Oxidationsmittel. § Die stärksten oxidierenden Eigenschaften kommen in hypochloriger Säure zum Ausdruck, obwohl sie schwach und instabil ist. § Freie sauerstoffhaltige Chlorsäuren sind instabil und kommen mit Ausnahme von Perchlorsäure nur in Lösung vor. Sie alle sind starke Oxidationsmittel. § Stärke von Säuren und ihre oxidierenden Eigenschaften verschiedene Konzepte. § In der Reihe HCl. O - HCl. O 2 - HCl. O 3 - HCl. Die O 4 -Stabilität und die Stärke der Säuren nehmen zu und die Reaktivität nimmt ab.
Verhältnis von Halogenen zu Wasser ü 2 F 20 + 2 H 2 O− 2 → 4 HF + O 2 Wechselwirkung, F 2 - Oxidationsmittel, ü Cl 20 + H 2 O ↔ HCl+1 O + HCl− 1 Wechselwirkung, Cl 20 - Oxidationsmittel, Reduktionsmittel; Reaktion - Disproportionierung, ü Br 20 + H 2 O ↔ HBr +1 O + HBr - 1 ist gut löslich, es findet praktisch keine Wechselwirkung statt; Br 20 – Oxidationsmittel, Reduktionsmittel; Reaktion – Disproportionierung, ü I 2 + H 2 O ≠ schwer löslich, praktisch keine Wechselwirkung; ü Bei 2 + H 2 O ≠ schlecht löslich, praktisch keine Wechselwirkung
Chloroxide Vergleichsparameter Chlor(I)-oxid Chlor(IV) Aggregatzustand bei n. u. , Farbe bräunlich-gelbes Gas; bei t°
Vergleichsparameter Chloroxid (I) Chloroxid (IV) Chloroxid (VII) Thermische Stabilität Thermisch instabil, zersetzt sich bei Licht Thermisch sehr instabil Zersetzt sich langsam bei Raumtemperatur Das stabilste Chloroxid, zersetzt sich beim Erhitzen auf 120 ° C Toxizität Giftig, wirkt über die Atemwege Giftig Hochgiftig Giftig Verhältnis zu Wasser Gut löslich, interagiert mit Wasser
Methoden zur Gewinnung von Chloroxiden Chloroxid Name der Methode, UHR Chloroxid (I) Wechselwirkung von Quecksilberoxid (II) mit Chlor bei 0°C: Hg. O(fest) + 2 Cl 2(gas) → Hg. Cl 2 + Cl 2 O Chloroxid (IV) 1) Reaktion von Kaliumchlorat mit Oxalsäure: KCl. O 3 + H 2 C 2 O 4 → K 2 CO 3 + 2 Cl. O 2 + CO 2 + H 2 O (Labormethode); 2) Einleiten von Schwefeldioxid SO 2 in eine angesäuerte Lösung von Natriumchlorat: 2 Na. Cl. O 3 + SO 2 + H 2 SO 4 = 2 Na. HSO 4 + 2 Cl. O 2 (industrielle Methode) Chlor(VI)-oxid Oxidation von Chlor(IV)-oxid mit Ozon: 2 Cl. O 2 + 2 O 3 = 2 O 2 + Cl 2 O 6 Chloroxid (VII) Reaktion von Perchlorsäure mit Phosphoranhydrid – Phosphoroxid (V): 8 HCl. O 4 + P 4 O 10 → 4 Cl 2 O 7 + 2 H 4 P 2 O 7
Chemische Eigenschaften von Chloroxiden Cl 2 O – Chloroxid (I) Cl 2+1 O + H 2 O = 2 HCl+1 O nicht ORP, Cl 2+1 O + 2 KOH = 2 KCl+1 O + H 2 O nicht OVR, Cl. O 2 – Chloroxid (IV) 2 Cl+4 O 2 + H 2 O = HCl+3 O 2 + HCl+5 O 3 ORR, Cl+4 – sowohl ein Reduktionsmittel als auch ein Oxidationsmittel 2 Cl+4 O 2 + 2 KOH = KCl+3 O 2 + KCl+5 O 3 + H 2 O ORR, Cl+4 – sowohl ein Reduktionsmittel als auch ein Oxidationsmittel Cl 2 O 6 – Chloroxid (VI) Cl 2+6 O 6 + H 2 O = HCl+ 5 O 3 + HCl+7 O 4 ORR, Cl+6 – sowohl ein Reduktionsmittel als auch ein Oxidationsmittel Cl 2+6 O 6 + 2 KOH = KCl+5 O 3 + KCl+7 O 4 + H 2 O ORR, Cl+6 – sowohl ein Reduktionsmittel als auch ein Oxidationsmittel Cl 2 O 7 – Chloroxid (VII) Cl 2+7 O 7 + H 2 O = 2 HCl+7 O 4 ist kein ORR, sondern Cl 2+7 O 7 + 2 KOH = 2 KCl+ 7 O 4 + H 2 O nicht ORR,
Sauerstoffhaltige Chlorsäuren Physikalische Eigenschaften, Herstellungsverfahren Chemische Eigenschaften – Zusammenhang mit Erhitzen, Alkalilösungen und basischen Oxiden
Sauerstoffhaltige Säuren von Chlor Säureformel Oxidationszustand von Cl in Säure HCl+1 O HCl+3 O 2 HCl+5 O 3 HCl+7 O 4 +1 +3 +5 +7 Erhöht die thermische Stabilität Erhöht die Säurestärke Erhöht sehr Schwache Säure. Teilweise schwache Säure dissoziiert in Wasser. Existenzform. Eine Säure mittlerer Stärke, eher stark. Eine der stärksten Säuren dissoziiert fast irreversibel. Sie existiert nur in Lösung, isoliert in freier Form
Hypochlorige Säure wird durch Auflösen von Chloroxid (I) in Wasser (1) erhalten: (1) Cl 2 O + H 2 O → 2 HCl. O Hypochlorige Säure – Chlorwasser, eine Lösung von Chlor in Wasser. Es wird in einem Chlorator gewonnen, indem Chlor bis zur Sättigung in Wasser eingeleitet wird (1 Volumenteil Wasser löst etwa 2,2 Volumenteile gasförmiges Chlor bei 20 °C) (2): (2) Cl 2 + H 2 O ⇌ HCl. O + HCl HCl gebildet. O zerfällt im Licht in O 2 und HCl. Chlorwasser ist ein starkes Oxidationsmittel und wird zur Desinfektion von Wasser und zum Bleichen von Textilien verwendet.
Chlorige Säure Aus ihren Salzen wird eine saure Lösung gewonnen – Chlorite Ba(Cl. O 2)2 + H 2 SO 4 → 2 HCl. O 2 + Ba. SO 4↓ Und auch entsprechend der Reaktion: 2 Cl. O 2 + H 2 O → HCl. O 2 + HCl. O 3 Chlorige Säure ist eine mittelstarke, eher schwache Säure. Chlorite werden zum Bleichen verwendet.
Hypochlorige Säure in wässrigen Lösungen ist bei Konzentrationen unter 30 % in der Kälte recht stabil; in konzentrierteren Lösungen zersetzt es sich: In 8 HCl. O 3 = 4 HCl. O 4 + 3 O 2 + 2 Cl 2 + 2 H 2 O. Hypochlorige Säure ist ein starkes Oxidationsmittel; Die Oxidationskapazität nimmt mit zunehmender Konzentration und Temperatur zu, beispielsweise entzündet sich Filterpapier in 40 %iger Säure. Hypochlorige Säure wird unter Laborbedingungen durch Reaktion von Bariumchlorat mit verdünnter Schwefelsäure gewonnen: Ba(Cl. O 3)2 + H 2 SO 4 = Ba. SO 4↓+ 2 HCl. O 3.
Perchlorsäure Wasserfreie Perchlorsäure wird durch Reaktion von Natrium- oder Kaliumperchloraten mit konzentrierter Schwefelsäure oder wässrigen Lösungen von Perchlorsäure mit Oleum sowie durch Reaktion von Chloroxid (VII) mit Wasser: KCl gewonnen. O 4 + H 2 SO 4 → KHSO 4 + HCl. O 4 Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HCl. O 4
Thermische Stabilität von Säuren – Verhältnis zum Erhitzen Perchlorsäure (HCl. O 4) Ø Kann in freier Form isoliert werden; Ø Bei mäßiger Erhitzung mit Phosphorsäureanhydrid zersetzt sich § 2 HCl. O 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2 HPO 3 Hypochlorige Säure (HCl. O 3) Ø Bei leichter Erwärmung zersetzt sich § 8 HCl. O 3 = 4 HCl. O 4 + 3 O 2 + 2 Cl 2 + 2 H 2 O Chlorige Säure (HCl. O 2) Ø Sehr instabil, zersetzt sich bei Raumtemperatur im Licht § 4 HCl. O 2 = HCl + HCl. O 3 + 2 Cl. O 2 + H 2 O Hypochlorige Säure (HCl. O) Ø 2 HCl. O = 2 HCl + O 2 (unter Lichteinfluss)
Beziehung zu Alkalilösungen Wenn sauerstoffhaltige Chlorsäuren mit Alkalilösungen interagieren, entsteht durch eine Austauschreaktion ein Salz dieser Säure und Wasser. Es kommt zu einer Neutralisationsreaktion. HCl. O2+Na. OH = Na. Cl. O 2 + H 2 O; HCl. O 3 + KOH = KCl. O 3 + H 2 O; Beziehung zu basischen Oxiden Wenn sauerstoffhaltige Chlorsäuren mit basischen Oxiden interagieren, entsteht durch eine Austauschreaktion ein Salz dieser Säure und Wasser. 2 HCl. O + Na 2 O = 2 Na. Cl. O + H 2 O; 2 HCl. O 4 + Cu. O = Cu(Cl. O 4)2 + H 2 O
