Halogene gehen mit Sauerstoff eine Reihe von Verbindungen ein. Alle diese Verbindungen sind jedoch instabil, können nicht durch direkte Wechselwirkung von Halogenen mit Sauerstoff erhalten werden und können nur erhalten werden indirekt. Solche Eigenschaften von Sauerstoffverbindungen von Halogenen stehen im Einklang mit der Tatsache, dass fast alle von ihnen durch positive Werte der Standard-Gibbs-Bildungsenergie gekennzeichnet sind (Werte für finden Sie beispielsweise in Tabelle 7 auf Seite 194).

Von den sauerstoffhaltigen Halogenverbindungen sind Salze am stabilsten Sauerstoffsäuren, am wenigsten - Oxide und Säuren. In allen sauerstoffhaltigen Verbindungen weisen Halogene mit Ausnahme von Fluor eine positive Oxidationsstufe auf und erreichen sieben.

Sauerstofffluorid kann durch Einleiten von Fluor in eine gekühlte Lösung hergestellt werden. Die Reaktion verläuft nach der Gleichung:

Darüber hinaus entstehen immer Sauerstoff, Ozon und Wasserstoffperoxid. Unter normalen Bedingungen ist es ein farbloses Gas mit einem stechenden Ozongeruch. Sauerstofffluorid ist sehr giftig, weist starke oxidierende Eigenschaften auf und kann als eines der wirksamen Oxidationsmittel von Raketentreibstoffen dienen.

Am zahlreichsten und praktisch wichtigsten sind die Sauerstoffverbindungen des Chlors, auf die wir etwas genauer eingehen werden.

Wie bereits angedeutet, können Sauerstoffverbindungen des Chlors nur auf indirektem Weg gewonnen werden. Beginnen wir mit der Betrachtung der Wege ihrer Entstehung mit dem Prozess der Chlorhydrolyse, d.h. reversible Reaktion zwischen Chlor und Wasser

Dabei entstehen Salzsäure und unterchlorige Säure.

Die Hydrolyse von Chlor ist eine Selbstoxidations-Selbstreduktionsreaktion, bei der eines der Chloratome, indem es ein Elektron von einem anderen Atom erhält, reduziert und das andere Chloratom oxidiert wird.

Die resultierende Hydrolyse von Chlor kann miteinander interagieren und wiederum Chlor und Wasser bilden, so dass die Reaktion nicht vollständig abläuft; Das Gleichgewicht stellt sich ein, wenn annähernd gelöstes Chlor reagiert. Daher enthält Chlorwasser neben Molekülen immer auch eine erhebliche Menge an Salzsäure und unterchloriger Säure.

Hypochlorige Säure ist eine sehr schwache Säure (), schwächer als Kohlensäure; seine Salze werden Hypochlorite genannt. Hypochlorige Säure ist eine sehr instabile Verbindung und zerfällt selbst in verdünnter Lösung allmählich (siehe unten).

Hypochlorige Säure ist ein sehr starkes Oxidationsmittel; Seine Bildung bei der Wechselwirkung von Chlor mit Wasser erklärt die aufhellenden Eigenschaften von Chlor. Völlig trockenes Chlor bleicht nicht, aber in Gegenwart von Feuchtigkeit wird der Farbstoff durch die bei der Hydrolyse von Chlor entstehende unterchlorige Säure schnell zerstört.

Wenn dem Chlorwasser Alkali zugesetzt wird, stellt sich durch die Neutralisation von Hypochlor- und Salzsäure das Gleichgewicht im System ein

bewegt sich nach rechts; Die Reaktion ist fast abgeschlossen und es wird eine Lösung erhalten, die Salze der unterchlorigen und Salzsäure enthält:

Das gleiche Ergebnis wird erzielt, wenn Chlor direkt in eine kalte Alkalilösung eingeleitet wird

oder in ionenmolekularer Form:

Die so gewonnene Lösung von Salzen der unterchlorigen und Salzsäure wird zum Bleichen verwendet; seine aufhellenden Eigenschaften beruhen auf der Tatsache, dass Kaliumhypochlorit sich bereits unter dem Einfluss von Kohlendioxid in der Luft leicht zersetzt und unterchlorige Säure entsteht:

Letzteres entfärbt Farbstoffe durch Oxidation.

Eine ähnliche Lösung, die Natriumhypochlorit enthält, wird durch Einleiten von Chlor in eine Natriumhydroxidlösung erhalten. Beide Lösungen können durch Elektrolyse von Lösungen von Kalium- oder Natriumchloriden gewonnen werden, wenn man das freigesetzte Chlor mit den bei der Elektrolyse gebildeten Alkalien reagieren lässt (siehe Seite 549).

Bei der Einwirkung von Chlor auf trockenen Löschkalk entsteht der sogenannte Bleich- oder Bleichkalk. Ihr wichtigstes Bestandteil ist ein Salz, das gemäß der Gleichung gebildet wird:

Dieses Salz hat eine Strukturformel, nach der es betrachtet werden sollte gemischtes Salz Salzsäure und hypochlorige Säure.

Bleichmittel ist ein weißes Pulver mit stechendem Geruch und stark oxidierenden Eigenschaften. In feuchter Luft zersetzt es sich unter dem Einfluss von Kohlendioxid allmählich und setzt hypochlorige Säure frei:

Wenn es Bleichmittel ausgesetzt wird Salzsäure Chlor wird freigesetzt:

Chlorkalk wird zum Bleichen von Pflanzenfasern (Stoffe, Papier) und zur Desinfektion verwendet.

Hypochlorige Säure durchläuft in Lösung drei verschiedene Arten von Umwandlungen, die unabhängig voneinander ablaufen:

Durch Veränderung der Bedingungen kann sichergestellt werden, dass die Reaktion nahezu ausschließlich in eine Richtung verläuft.

Bei direkter Sonneneinstrahlung und in Gegenwart bestimmter Katalysatoren oder Reduktionsmittel verläuft die Zersetzung von Hypochloriger Säure gemäß Gleichung (1).

Reaktion (2) findet beispielsweise in Gegenwart wasserentfernender Mittel statt. Bei der Reaktion entsteht ein Oxid (hypochloriges Anhydrid), ein äußerst instabiles gelbbraunes Gas mit einem chlorähnlichen Geruch.

Die Zersetzung gemäß Reaktion (3) erfolgt besonders leicht beim Erhitzen. Wenn Sie also Chlor in eine heiße Kaliumhydroxidlösung einleiten, erhalten Sie stattdessen sofort:

Die Reaktionsprodukte sind Kaliumchlorid und Kaliumchlorit, ein Salz der Perchlorsäure. Da Kaliumchlorat (oder Berthollet-Salz) in leicht löslich ist kaltes Wasser, dann fällt die Lösung beim Abkühlen aus.

Hypochlorsäure, entsprechend den Chloraten, ist nur in Form einer wässrigen Lösung mit einer Konzentration von nicht mehr als bekannt. Es weist die Eigenschaften einer starken Säure (ungefähr gleich stark wie und) und eines starken Oxidationsmittels auf. Konzentrierte Lösungen davon entzünden also Holz.

Im Gegensatz zu freien Chloraten sind die oxidierenden Eigenschaften in Lösung schwach ausgeprägt. Die meisten von ihnen sind gut wasserlöslich; sie sind alle giftig. Das am häufigsten verwendete Chlorat ist Chlorat, das sich beim Erhitzen leicht zersetzt. In Gegenwart (als Katalysator) verläuft die Zersetzung im Allgemeinen nach der Gleichung:

Mit verschiedenen brennbaren Stoffen (Schwefel, Kohle, Phosphor) bildet es Gemische, die beim Aufprall explodieren. Dies ist die Grundlage für seinen Einsatz in der Artillerie zur Herstellung von Zündern. Kaliumchlorat wird in der Pyrotechnik zur Herstellung verwendet Wunderkerzen und andere brennbare Gemische. Der Hauptverbraucher von Kaliumchlorat ist die Streichholzindustrie. Der Kopf eines regulären Streichholzes enthält etwa .

Chlorsäureanhydrid ist unbekannt. Bei der Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure wird stattdessen ein gelbbraunes Gas mit charakteristischem Geruch freigesetzt – Chlordioxid (oder Dioxid). Hierbei handelt es sich um eine sehr instabile Verbindung, die bei Erhitzung, Stößen oder Kontakt mit anderen Substanzen leicht explosionsartig in Chlor und Sauerstoff zerfällt.

Chlordioxid wird zum Bleichen oder Sterilisieren verschiedener Materialien (Papierbrei, Mehl usw.) verwendet.

Bei der Wechselwirkung mit einer Alkalilösung verläuft die Reaktion langsam

unter Bildung von Salzen zweier Säuren - Perchlorsäure und Chlorsäure.

Chlorige Säure ist nicht sehr stabil. Bezüglich Stärke und oxidativer Aktivität nimmt es eine Zwischenstellung zwischen und ein. Chloritsalze werden zum Bleichen von Textilien verwendet.

Beim vorsichtigen Erhitzen von Kaliumchlorat ohne Katalysator verläuft seine Zersetzung im Wesentlichen nach folgendem Schema:

Das entstehende Kaliumperchlorat ist in Wasser nur sehr schwer löslich und kann daher leicht isoliert werden.

Durch die Einwirkung konzentrierter Schwefelsäure kann freie Perchlorsäure entstehen, eine farblose Flüssigkeit, die an der Luft raucht.

Wasserfrei ist instabil und explodiert manchmal während der Lagerung, seine wässrigen Lösungen sind jedoch recht stabil. Die oxidierenden Eigenschaften sind weniger ausgeprägt als die von und saure Eigenschaften- stärker. Perchlorsäure ist die stärkste aller bekannten Säuren.

Salze sind, mit wenigen Ausnahmen, darunter und, gut löslich und zeigen in Lösung keine oxidierenden Eigenschaften.

Wenn man Perchlorsäure erhitzt und dabei Wasser daraus entfernt, entsteht ein Oxid oder Perchlorsäureanhydrid.

Oxid ist eine ölige Flüssigkeit, die unter Zersetzung siedet. Explodiert beim Aufprall oder wenn es extremer Hitze ausgesetzt wird.

Die Änderung der Eigenschaften in der Reihe der Chlorsauerstoffsäuren kann durch das folgende Schema ausgedrückt werden:

Mit zunehmendem Oxidationsgrad von Chlor nimmt die Stabilität seiner Sauerstoffsäuren zu und ihre Oxidationsfähigkeit ab. Das stärkste Oxidationsmittel ist unterchlorige Säure, das schwächste ist Perchlorsäure.

Im Gegenteil, die Stärke der Sauerstoffsäuren von Chlor nimmt mit zunehmender Oxidationsstufe zu. Von allen Chlorhydroxiden ist die schwächste Säure die unterchlorige Säure, die stärkste die Perchlorsäure. Dieses Muster (eine Zunahme der sauren Eigenschaften des Hydroxids bzw. eine Abschwächung seiner basischen Eigenschaften) mit einer Zunahme des Oxidationsgrades des Elements ist nicht nur für Chlor, sondern auch für andere Elemente charakteristisch. In erster Näherung lässt sich dieses Muster erklären, indem man alle chemischen Bindungen in Hydroxidmolekülen als rein ionisch betrachtet.

In Abb. 108 zeigt schematisch einen Teil eines Hydroxidmoleküls, bestehend aus einem geladenen Ion, einem Sauerstoffion und einem Wasserstoffion (Proton). Die Dissoziation dieses Teils des Moleküls in Ionen kann entweder durch Bindungsspaltung (was zur Spaltung führt) oder durch Bindungsspaltung (was zur Ionenspaltung führt) erfolgen; Im ersten Fall weist das Hydroxid die Eigenschaften einer Base auf, im zweiten Fall die Eigenschaften einer Säure.

Jede der möglichen Arten der Hydroxiddissoziation wird umso einfacher durchgeführt, je schwächer die Bindung zwischen den entsprechenden Ionen ist. Wenn der Oxidationsgrad eines Elements zunimmt, nimmt die Ladung des Ions zu, was seine Anziehungskraft auf das Ion erhöht und dadurch die Dissoziation des Hydroxids als Base erschwert.

Reis. 108. Ionenschema eines Fragments eines Hydroxidmoleküls

Gleichzeitig nimmt die gegenseitige Abstoßung gleich geladener Ionen zu, was die Dissoziation vom Säuretyp erleichtert. Mit zunehmender Oxidationsstufe eines Elements nehmen also die sauren Eigenschaften zu und die basischen Eigenschaften des von diesem Element gebildeten Hydroxids ab.

Eine Vergrößerung des Radius eines Ions bei unveränderter Ladung führt zu einer Vergrößerung der Abstände zwischen dem Zentrum dieses Ions und den Zentren der Ionen und . Dadurch wird die gegenseitige elektrostatische Anziehung der Ionen schwächer, was die Dissoziation je nach Haupttyp erleichtert; Gleichzeitig nimmt die gegenseitige Abstoßung der Ionen ab, so dass die säureartige Dissoziation schwieriger wird. Folglich werden mit zunehmendem Radius des Ions eines Elements (bei unveränderter Ladung) die basischen Eigenschaften verstärkt und die sauren Eigenschaften des von diesem Element gebildeten Hydroxids abgeschwächt. Ein Beispiel für die Manifestation dieses Musters ist die Änderung der Säuredissoziationskonstanten in der Reihe.

Chlorhaltige Säuren

Oxidierende Säuren und ihre Salze.

Das Einheitliche Staatsexamen stellt zu diesem Thema keine großen Fragen. Sie müssen die Namen von Säuren und Salzen kennen. Und einige Reaktionen. Ich habe versucht, in diesem Artikel so viele kanonische Reaktionen wie möglich auf das Unified State Exam zu schreiben. Die Prüfung kann aber auch etwas zeigen, was nicht hier ist. Daher ist es für das Einheitliche Staatsexamen wichtig, „chemische Intuition“ zu entwickeln, um Reaktionsprodukte vorherzusagen. Wenn Sie sich den OVR genau ansehen, können Sie die Hauptmuster ableiten. Das heißt, nicht alles kommt aufs Pauken an, die Hauptsache ist, das Prinzip zu verstehen. Und um in Ihrem Kopf ein Prinzip abzuleiten, müssen Sie viele Reaktionen lösen. Dann lesen Sie unsere Artikel.

Sie wissen wahrscheinlich bereits, dass Chlor alle sauerstoffhaltigen Chlorsäuren und ihre Salze enthält – Starke Oxidationsmittel, und sie sind alle instabil.

Die Stärke von Säuren nimmt mit dem Oxidationsgrad zu:

Hypochlorige Säure entsteht, wenn Chlor durch Wasser geleitet wird.

In diesem Fall kommt es zur Disproportionierung: Chlor wird oxidiert (auf +1) und reduziert (auf +1), es entstehen Salzsäure (Salzsäure) und unterchlorige Säure:

Cl 2 + H 2 Ö → HCl + HClO

Wenn Chlor nicht durch Wasser, sondern durch geleitet wird Wasserlösung Alkalien, dann entstehen Salze dieser Säuren: Chlorid und Hypochlorit:

Cl 2 + 2KOH → KCl + KClO + H 2 Ö

Und wenn Chlor durch eine HEISSE Alkalilösung geleitet wird, entsteht es anstelle von Hypochlorit Chlorat:

3Cl 2 + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO 3 + 3H 2 Ö

Wenn die resultierende Lösung abgekühlt wird, fallen weiße Kaliumchloratkristalle aus. KClO3.

Merken Sie sich den Trivialnamen dieses Salzes: Berthollet-Salz sowie diese historische Methode, es zu erhalten. Auf diese Weise gewann der französische Wissenschaftler Claude Louis Berthollet erstmals Kaliumchlorat (daher der Name des Salzes).

Bertholet-Salz- Sehr starkes Oxidationsmittel.

Beim Erhitzen zersetzt sich Berthollet-Salz, wiederum unter Disproportionierung von Chlor. Es wird reduziert (auf -1) und oxidiert (auf +7, weiter geht es nicht):

4 KClO 3 ( T)→ KCl + 3 KClO 4

Auch das entstehende Kaliumperchlorat ist nicht sehr stabil,und zerlegt auch:

KClO 4 ( T)→ KCl + 2 Ö 2

Hypochlorige Säure oxidiert Halogenwasserstoffe (Jodwasserstoff und Bromwasserstoff) zu freien Halogenen:

2HI + HClO → I 2 ↓ + HCl + H 2 Ö

Vorlesung 3. Sauerstoffverbindungen von Halogenen

Halogenoxide.

Anwendung von Halogenen und ihren Verbindungen.

1. Halogenoxide

Halogene gehen mit Sauerstoff eine Reihe von Verbindungen ein. Diese Verbindungen sind jedoch instabil, ∆G o >0, sie explodieren leicht beim Erhitzen und in Gegenwart organischer Verbindungen. Sie werden nur indirekt gewonnen.

Die folgenden Sauerstoffhalogenverbindungen sind relativ stabil:

Cl 2 O 3 , Br 2 O 3 , BrO 2 , Br 2 O 5 , I 2 O 4 , I 2 O 6 sind ebenfalls bekannt.

Quittung.

OF 2 (Fluoroxid oder genauer Sauerstofffluorid) ist ein starkes Oxidationsmittel. Es wird durch Einwirkung von F 2 auf eine gekühlte verdünnte Alkalilösung erhalten:

Chlor- und Jodoxide können durch folgende Reaktionen erhalten werden:

Chemische Eigenschaften:

Thermisch instabil:

Alle Halogenverbindungen mit Sauerstoff (außer OF 2) sind saure Oxide.

Cl 2 O, Cl 2 O 7, I 2 O 5 bilden bei Wechselwirkung mit Wasser Säuren:

ClO 2 , Cl 2 O 6 (C.O. = +4, +6 – instabil) sind bei Wechselwirkung mit Wasser unverhältnismäßig:

Halogenoxide – Oxidationsmittel:

OF 2 enthält O +2 – ein sehr starkes Oxidationsmittel:

Oxide mit mittlerer Abschluss Halogenoxidation ist unverhältnismäßig:

Sauerstoffhaltige Säuren von Halogenen

Alle sauerstoffhaltigen Halogensäuren sind gut wasserlöslich. HClO 4 , HIO 3 und H 5 IO 6 sind in freier Form bekannt, der Rest ist instabil und kommt nur in verdünnten wässrigen Lösungen vor. Die stabilsten Verbindungen liegen in SO vor. -1 und +5.

Vergleich der Säurestärken

Struktur von Chlorsauerstoffsäuren:

Die Änderung der Eigenschaften in der Reihe der Chlorsauerstoffsäuren lässt sich anhand des Diagramms darstellen:

Dieses Muster ist nicht nur für Chlor typisch, sondern auch für Brom und Jod.

Mit zunehmender Oxidationsstufe des Halogens nimmt die Ladung des Ions zu, wodurch seine Anziehungskraft auf O 2- zunimmt und die Dissoziation je nach Basentyp erschwert wird. Gleichzeitig nimmt die Abstoßung der positiven Ionen H + und E n + zu, was die Dissoziation vom Säuretyp erleichtert.

Reis. 1. Schema eines Fragments des E(OH) n-Moleküls

HOCl ist eine amphotere Verbindung: Es kann sowohl als Säure als auch als Base dissoziieren:

In der Reihe ClO - -ClO 2 - -ClO 3 - -ClO 4 - nimmt die Stabilität von Säuren und Anionen zu. Dies wird durch eine Zunahme der Anzahl der an der Bindungsbildung beteiligten Elektronen erklärt:

Verbindungsmultiplizität =1 Verbindungsmultiplizität=1,5

d(Cl-O)=0,170 nm d(Cl-O)=0,145 nm

Mit zunehmender Anzahl an Sauerstoffatomen in Säuren nimmt die Abschirmung von Cl zu, sodass die Oxidationsfähigkeit abnimmt.

Also in der Reihe НClO → НClO 2 → НClO 3 → HClO 4

die Stärke der Säuren nimmt zu;

die Säurestabilität nimmt zu;

Die oxidative Kapazität nimmt ab.

Die Stärke sauerstoffhaltiger Säuren in der HOCl-HOBr-HOI-Reihe nimmt aufgrund einer Vergrößerung des kovalenten Radius und einer Schwächung der O-Hal-Bindung ab:

K d 5∙10 -8 2∙10 -9 2∙10 -10

Die oxidierenden Eigenschaften werden reduziert

In der Reihe HCO-HBrO-HIO erhöht sich die Stabilität von Säuren. Wenn sie beispielsweise erhitzt oder Licht ausgesetzt werden, zersetzen sie sich:

, ∆G o (kJ)HClO,HBrO,HIO

Quittung.

Fluorige Säure wird durch folgende Reaktionen hergestellt:

. (bei Nr.)!!!

Hypochlorige Säure wird durch Hydrolyse von Chlor gewonnen (HCl wird durch die Einwirkung von CaCO 3 entfernt):

Das Gleichgewicht stellt sich ein, wenn 30 % des Chlors reagieren.

HClO und HBrO werden durch die Zersetzung von Hypochloriten und Hypobromiten gewonnen:

2. HClO 2 wird aus Salzen gewonnen:

3. HHalO 3 wird erhalten:

Aus Salzen:

Oxidation von Halogenen mit starken Oxidationsmitteln:

4. HClO 4,H 5 IO 6 aus Salzen:

Chemische Eigenschaften

Zersetzt sich bei Erhitzung und Lichteinwirkung:

Starke Oxidationsmittel (alle Säuren sind stärkere Oxidationsmittel als ihre Salze):

Perchlorsäure ist nur in konzentrierten Lösungen ein schwaches Oxidationsmittel:

Salze von Oxosäuren stabiler als Säuren. Ihre Stabilität nimmt mit zunehmender Oxidationsstufe zu.

Chemische Eigenschaften von Salzen:

1. Chlorate und Perchlorate zersetzen sich nur beim Erhitzen:

2. Sie sind wie Säuren Oxidationsmittel (jedoch schwächer als ihre Säuren):

Gewinnung von Salzen:

MeHalO wird erhalten, indem man Halogene durch eine kalte Lösung aus Alkali, Soda oder Kali leitet:

MeHalO 3 wird durch Durchleiten von Halogenen durch heiße (60–70 °C) Alkalilösungen gewonnen:

MeClO 4 und Me 5 IO 6 durch Oxidation von Chloraten und Jodaten während der Elektrolyse oder schwachen Erwärmung:

7. Bewerbung

Fluor

Flusssäure wird zum Ätzen von Glas, zum Entfernen von Sandrückständen aus Metallgussteilen und in der chemischen Synthese verwendet.

UF 6 wird in der Nuklearindustrie eingesetzt.

Als Kältemittel wird CF 2 Cl 2 verwendet.

CaF 2 wird in der Metallurgie verwendet.

Das Fluorderivat von Ethylen, Tetrafluorethylen, erzeugt durch Polymerisation ein wertvolles Polymer - Teflon, das gegen chemische Reagenzien beständig und bei der Herstellung von Substanzen besonderer Reinheit für die Herstellung von Geräten unverzichtbar ist.

Fluorierte Materialien – in der Medizin Ersatz für Blutgefäße und Herzklappen. Produkte aus Fluorkunststoff werden häufig in der Luftfahrt-, Elektro-, Nuklear- und anderen Industrie eingesetzt.

Chlor

Chlor ist für die Synthese in der organischen und Polymersynthese unerlässlich. Mit der Methode der Chlormetallurgie werden Silizium und feuerfeste Nichteisenmetalle (Titan, Niob, Tantal usw.) hergestellt.

Es wird als Oxidationsmittel und zur Sterilisation von Trinkwasser verwendet.

Salzsäure und Halogenide werden in der Metallurgie-, Textil- und Lebensmittelindustrie eingesetzt.

HClO wird als bakterizides und bleichendes Mittel verwendet. Der beim Auflösen der Säure freigesetzte atomare Sauerstoff verfärbt Farbstoffe und tötet Mikroben ab:

Speerwasser- Dies ist eine Mischung aus Kaliumchlorid und Hypochlorit, die durch Einwirkung von Alkali auf „Chlorwasser“ gewonnen wird und bleichende Eigenschaften hat:

Bleichmittel oder Bleichmittel ist ein weißes Pulver mit stechendem Geruch, das als Bleich- und Desinfektionsmittel verwendet wird:

Brom

Wird in der organischen Synthese verwendet.

AgBr wird in der Fotografie verwendet.

Bromverbindungen werden zur Herstellung von Arzneimitteln verwendet.

I 2 ist für die Metallurgie notwendig und wird als Antiseptikum und Desinfektionsmittel verwendet. Jod ersetzt Wasserstoffatome in den Proteinmolekülen von Mikroorganismen, was zu deren Tod führt:

KI wird für die Holzbearbeitung verwendet.

Jodverbindungen werden zur Herstellung von Arzneimitteln, in Lebensmittelzusatzstoffen (NaI), zur Synthese und in der chemischen Analyse (Iodometrie) verwendet.

In der Tabelle 16.12 zeigt systematische und traditionelle Namen sauerstoffhaltige Chlorsäuren und deren Salze. Je höher die Oxidationsstufe des Chlors in diesen Säuren ist, desto höher ist ihre thermische Stabilität und Säurestärke:

5 sind starke Säuren und 6 ist eine der stärksten aller bekannten Säuren. Die verbleibenden zwei Säuren dissoziieren nur teilweise in Wasser und

Tabelle 16.12. Sauerstoffhaltige Chlorsäuren und ihre Anionen

existieren in wässriger Lösung hauptsächlich in molekularer Form. Von den sauerstoffhaltigen Chlorsäuren können nur 7 in freier Form isoliert werden. Andere Säuren kommen nur in Lösung vor.

Die Oxidationsfähigkeit sauerstoffhaltiger Chlorsäuren nimmt mit zunehmendem Oxidationsgrad ab:

8 sind besonders gute Oxidationsmittel. Zum Beispiel saure Lösung 9:

1) oxidiert Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen:

2) zerfällt im Sonnenlicht zu Sauerstoff:

3) Beim Erhitzen auf etwa 75 °C disproportioniert es in Chloridionen und Chlorat-10-Ionen:

Salze sauerstoffhaltiger Chlorsäuren

Diese Salze sind normalerweise stabiler als die Säuren selbst. Eine Ausnahme bilden feste Chloratsalze (III), die beim Erhitzen und bei Kontakt mit brennbaren Materialien explodieren. In Lösungen ist die Oxidationskapazität sauerstoffhaltiger Chlorsalze umso größer, je höher die Oxidationsstufe des Chlors in diesen Salzen ist. Allerdings sind sie keine so guten Oxidationsmittel wie die entsprechenden Säuren. Natrium- und Kaliumsalze 11 sind von großer industrieller Bedeutung. Ihre Herstellung und Anwendungen werden im nächsten Abschnitt beschrieben. Kalium(V)chlorat wird häufig verwendet für Laborbeschaffung Sauerstoff, in Gegenwart von Oxid 12 als Katalysator:

Wenn dieses Salz ohne Katalysator auf eine niedrigere Temperatur erhitzt wird, entsteht 13Kalium:

Kaliumjodat (V) 14 Kalium 15 sind starke Oxidationsmittel und werden als Oxidationsmittel in der quantitativen Analyse verwendet.

Wiederholen wir also noch einmal 1. Die Eigenschaften von Halogeniden verschiedener Elemente ändern sich bei der Bewegung von links nach rechts innerhalb einer Periode wie folgt: a) Charakter chemische Bindung wird immer kovalenter und weniger ionisch; b) wässrige Lösungen von Halogeniden werden durch Hydrolyse zunehmend saurer. 2. Die Eigenschaften verschiedener Halogenide desselben Elements ändern sich beim Übergang in den unteren Teil der Gruppe VII wie folgt: a) die Art der chemischen Bindung der Halogenide wird immer kovalenter: b) die Bindungsstärke im Halogenwasserstoff Moleküle nimmt ab; c) der Säuregehalt von Halogenwasserstoffsäuren nimmt ab; d) die Leichtigkeit der Oxidation von Halogenwasserstoffen nimmt zu. 3. Mit zunehmendem Oxidationsgrad eines Halogens treten folgende Veränderungen auf: a) die thermische Stabilität seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu; b) der Säuregehalt seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu; c) die Oxidationsfähigkeit seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt ab; d) die Oxidationsfähigkeit der Salze seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu. 4. Halogenide können durch direkte Synthese aus ihren Bestandteilen gewonnen werden. 5. Um Halogenwasserstoffe zu erhalten, kann die Reaktion der Verdrängung eines Halogenidsalzes mit einer weniger flüchtigen Säure verwendet werden. 6. Anomale Eigenschaften von Fluorverbindungen: a) Silberfluorid ist in Wasser löslich und Calciumfluorid ist unlöslich; b) Fluorwasserstoff hat ungewöhnlich hohe Schmelz- und Siedepunkte; c) eine wässrige Lösung von Fluorwasserstoff weist einen geringen Säuregehalt auf; d) Fluor weist nur eine stabile Oxidationsstufe auf. Andere Halogene weisen mehrere Oxidationsstufen auf, was durch die Beförderung ihrer 16 Elektronen in leicht zugängliche 17 niederenergetische Orbitale erklärt wird.

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31. Sauerstoff. Produktion und Eigenschaften von Sauerstoff. Allotropie von Sauerstoff. Ozon, seine Eigenschaften. Ozon in der Natur. Sauerstoffelement mit Seriennummer 8, seine relative Atommasse = 15,999. Es befindet sich in der zweiten Periode, in der Hauptuntergruppe der Gruppe 6.
In den meisten seiner Verbindungen hat Sauerstoff eine Oxidationsstufe von -2. In Wasserstoff und Metallperoxiden (H2O2, Na2O, CaO2 usw.) beträgt die Oxidationsstufe von Sauerstoff -1. Es gibt nur eine Verbindung, in der Sauerstoff eine hat positive Oxidationsstufe von +2 – das ist Sauerstofffluorid OF2 (Fluor ist das einzige Element, dessen EO größer ist als der EO von Sauerstoff, der 3,5 beträgt). Gewöhnlicher Sauerstoff O2 ist ein farb- und geruchloses Gas, schwerer als Luft. In Wasser schwer löslich. Quittung. Labormethoden Die O2-Produktion ist recht zahlreich. 1. Verdünnung von Berthollet-Salz (Kaliumchlorat) beim Erhitzen in Gegenwart von Mangan(IV)-oxid als Katalysator: 2KClO3(t)(MnO2)=2KCl + 3O2
2. Thermische Zersetzung von Kaliumpermanganat: 2KMnO4(t)=K2MnO4 + MnO2 + O2
3.Thermische Zersetzung von Nitraten Alkali Metalle, zum Beispiel: 2NaNo3(t)=2NaNO2 + O2 4. Katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid: 2H2O2(MnO2)=2H2O + O2
5. Wechselwirkung von Alkalimetallperoxiden mit Kohlendioxid: 2Na2O2 + 2CO2=2NaCO3 + O2 6. Elektrolyse wässriger Lösungen von Alkalien oder Salzen sauerstoffhaltiger Säuren. Der Kern der dabei ablaufenden Prozesse liegt in der Zersetzung von Wasser unter Einfluss elektrischer Strom: 2H2O(Elektrolyse)=2H2 + O2

In der Industrie wird Sauerstoff aus Luft gewonnen. Chemische Eigenschaften.
Sauerstoff geht mit allem Verbindungen ein chemische Elemente, außer leichten Inertgasen (He, Ne, Ar) und mit allen einfache Substanzen Mit Ausnahme der Metalle Fluor, Chlor, Gold und Platin interagiert es direkt. Bei allen Reaktionen spielt O2 die Rolle eines Oxidationsmittels. Wenn Sauerstoff mit einfachen Substanzen – Metallen und Nichtmetallen – interagiert, entstehen normalerweise Oxide; zum Beispiel: 4Li+O2=2LiO2 4P+5O2(60 Grad)=2P2O5 Fast alle Reaktionen mit O2 sind exotherm, mit seltenen Ausnahmen; zum Beispiel: N2+O2=2NO-Q Sauerstoff kann in Form von zwei allotropen Modifikationen vorliegen: Sauerstoff O2 und Ozon O3. Allotropie (von griechisch allos – „anderes“ und tropos – Bild, Methode) wird mit beidem in Verbindung gebracht verschiedene Zahlen Atome in einem Molekül oder mit Struktur. Beim Vergleich physikalische Eigenschaften Sauerstoff und Ozon, es ist ratsam, sich daran zu erinnern, was es ist gasförmige Stoffe, unterschiedlich in der Dichte (Ozon ist 1,5-mal schwerer als Sauerstoff), den Schmelz- und Siedepunkten. Ozon löst sich besser in Wasser. Sauerstoff ist unter normalen Bedingungen ein farb- und geruchloses Gas, Ozon ist ein Gas blaue Farbe mit einem charakteristischen stechenden, aber angenehmen Geruch. Es gibt auch Unterschiede in chemische Eigenschaften.
Ozon ist chemisch aktiver als Sauerstoff. Die Aktivität von Ozon erklärt sich aus der Tatsache, dass bei seiner Zersetzung ein Sauerstoffmolekül und atomarer Sauerstoff entstehen, der aktiv mit anderen Substanzen reagiert. Beispielsweise reagiert Ozon leicht mit Silber, während sich Sauerstoff auch beim Erhitzen nicht mit diesem verbindet: Gleichzeitig reagieren aber sowohl Ozon als auch Sauerstoff mit aktiven Metallen, beispielsweise mit Kalium K. Ozon entsteht nach folgender Gleichung: Die Reaktion erfolgt unter Energieaufnahme beim Durchgang einer elektrischen Entladung durch Sauerstoff, beispielsweise bei einem Gewitter, wenn ein Blitz zuckt. Die Rückreaktion findet unter normalen Bedingungen statt, da Ozon eine instabile Substanz ist. In der Natur wird Ozon durch Gase zerstört, die bei anthropogenen Aktivitäten des Menschen in die Atmosphäre abgegeben werden, beispielsweise Freone. Die Folge ist die Bildung sogenannter Ozonlöcher, also Brüche in der dünnsten Schicht aus Ozonmolekülen.
Chemische Eigenschaften: Ozon ist ein starkes Oxidationsmittel, es oxidiert alle Metalle, einschließlich Gold – Au und Platin – Pt (und Metalle der Platingruppe). Ozon wirkt auf eine glänzende Silberplatte, die sofort mit schwarzem Silberperoxid – Ag2O2 – bedeckt wird; Mit Terpentin getränktes Papier entzündet sich, metallische Schwefelverbindungen werden zu Schwefelsäuresalzen oxidiert; viele Farbstoffe verfärben sich; zerstört organische Substanz– In diesem Fall spaltet das Ozonmolekül ein Sauerstoffatom ab und Ozon verwandelt sich in gewöhnlichen Sauerstoff. Wie die meisten Nichtmetalle wandelt es niedere Oxide in höhere und Sulfide ihrer Metalle in ihre Sulfate um: Kaliumiodid oxidiert Ozon zu molekularem Jod: Bei Wasserstoffperoxid H2O2 fungiert Ozon jedoch als Reduktionsmittel: Chemisch gesehen Ozonmoleküle sind instabil – Ozon kann spontan in molekularen Sauerstoff zerfallen:

In der Natur sein: In der Atmosphäre entsteht dabei Ozon elektrische Entladungen. Anwendung: Als starkes Oxidationsmittel zerstört Ozon verschiedene Arten von Bakterien und wird daher häufig zur Wasserreinigung und Luftdesinfektion sowie als Bleichmittel verwendet.

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32) . Wasserstoffperoxid, seine Struktur und Eigenschaften.

Oxidationsstufen. Alle Halogene in Halogenidverbindungen haben die Oxidationsstufe 1. Diese Oxidationsstufe für Fluor in Verbindungen ist im Allgemeinen die einzig mögliche. Andere Halogene können noch in Zuständen mit positiven Oxidationsstufen existieren. Diese Zustände entstehen durch die Förderung von Elektronen aus den -Orbitalen von Halogenatomen zu ihren freien (von Elektronen nicht besetzten) d-Orbitalen (Abb. 16.2). In Halogenatomen haben d-Orbitale eine relativ niedrige Energie und sind daher für die Besetzung durch geförderte Elektronen leicht zugänglich.

Chlor und Brom haben mögliche stabile Zustände mit den folgenden Oxidationsstufen: Jod weist Oxidationsstufen auf.

Reis. 16.2. Förderung von -Elektronen von Chlor in Zuständen mit hohe Abschlüsse Oxidation.

Sauerstoffhaltige Säuren (Oxosäuren) von Chlor

In der Tabelle 16.12 zeigt die systematischen und traditionellen Namen sauerstoffhaltiger Chlorsäuren und ihrer Salze. Je höher die Oxidationsstufe des Chlors in diesen Säuren ist, desto höher ist ihre thermische Stabilität und Säurestärke:

Starke Säuren, eine der stärksten aller bekannten Säuren. Die verbleibenden zwei Säuren dissoziieren nur teilweise in Wasser und

Tabelle 16.12. Sauerstoffhaltige Chlorsäuren und ihre Anionen

existieren in wässriger Lösung hauptsächlich in molekularer Form. Unter sauerstoffhaltigen Säuren kann Chlor nur in freier Form isoliert werden. Andere Säuren kommen nur in Lösung vor.

Die Oxidationsfähigkeit sauerstoffhaltiger Chlorsäuren nimmt mit zunehmender Oxidationsstufe ab:

Besonders gute Oxidationsmittel. Zum Beispiel eine saure Lösung:

1) oxidiert Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen:

2) zerfällt im Sonnenlicht zu Sauerstoff:

3) Beim Erhitzen auf ca. 75 °C disproportioniert es in Chloridionen und Chlorationen:

Salze sauerstoffhaltiger Chlorsäuren

Diese Salze sind normalerweise stabiler als die Säuren selbst. Eine Ausnahme bilden feste Chloratsalze (III), die beim Erhitzen und bei Kontakt mit brennbaren Materialien explodieren. In Lösungen ist die Oxidationskapazität sauerstoffhaltiger Chlorsalze umso größer, je höher die Oxidationsstufe des Chlors in diesen Salzen ist. Allerdings sind sie keine so guten Oxidationsmittel wie die entsprechenden Säuren.

Natrium- und Kaliumsalze sind von großer industrieller Bedeutung. Ihre Herstellung und Anwendungen werden im nächsten Abschnitt beschrieben. Kaliumchlorat (V) wird üblicherweise zur Herstellung von Sauerstoff im Labor in Gegenwart eines Oxids als Katalysator verwendet:

Wenn dieses Salz ohne Katalysator auf eine niedrigere Temperatur erhitzt wird, entsteht Kalium:

Kaliumjodat(V) ist ein starkes Oxidationsmittel und wird als Oxidationsmittel in der quantitativen Analyse verwendet.

Also sagen wir es noch einmal

1. Die Eigenschaften von Halogeniden verschiedener Elemente ändern sich bei der Bewegung von links nach rechts innerhalb einer Periode wie folgt:

a) die Art der chemischen Bindung wird immer kovalenter und immer weniger ionisch;

b) wässrige Lösungen von Halogeniden werden durch Hydrolyse zunehmend saurer.

2. Die Eigenschaften verschiedener Halogenide desselben Elements ändern sich beim Übergang in den unteren Teil der Gruppe VII wie folgt:

a) Die Art der chemischen Bindung von Halogeniden wird immer kovalenter:

b) die Bindungsstärke in Halogenwasserstoffmolekülen nimmt ab;

c) der Säuregehalt von Halogenwasserstoffsäuren nimmt ab;

d) die Leichtigkeit der Oxidation von Halogenwasserstoffen nimmt zu.

3. Mit zunehmender Oxidationsstufe des Halogens treten folgende Veränderungen auf:

a) die thermische Stabilität seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu;

b) der Säuregehalt seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu;

c) die Oxidationsfähigkeit seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt ab;

d) die Oxidationsfähigkeit der Salze seiner sauerstoffhaltigen Säuren nimmt zu.

4. Halogenide können durch direkte Synthese aus ihren Bestandteilen gewonnen werden.

5. Um Halogenwasserstoffe zu erhalten, kann die Reaktion der Verdrängung eines Halogenidsalzes mit einer weniger flüchtigen Säure verwendet werden.

6. Anomale Eigenschaften von Fluorverbindungen:

a) Silberfluorid ist in Wasser löslich, Calciumfluorid jedoch unlöslich;

b) Fluorwasserstoff hat ungewöhnlich hohe Schmelz- und Siedepunkte;

c) eine wässrige Lösung von Fluorwasserstoff weist einen geringen Säuregehalt auf;

d) Fluor weist nur eine stabile Oxidationsstufe auf. Andere Halogene weisen mehrere Oxidationsstufen auf, was durch die Beförderung ihrer -Elektronen in leicht zugängliche Orbitale niedriger Energie erklärt wird.