Proprietățile oxizilor

Oxizi- acestea sunt complexe chimicale, care sunt compuși chimici ai elementelor simple cu oxigen. Se întâmplă formatoare de sareŞi neformatoare de sare. În acest caz, există 3 tipuri de agenți formatori de sare: principal(din cuvântul „fundație”), acidŞi amfoter. Un exemplu de oxizi care nu formează săruri sunt: ​​NO (oxid nitric) - este un gaz incolor, inodor. Se formează în timpul unei furtuni în atmosferă. CO (monoxidul de carbon) este un gaz inodor produs prin arderea cărbunelui. Se numește în mod obișnuit monoxid de carbon. Există și alți oxizi care nu formează săruri. Acum să aruncăm o privire mai atentă asupra fiecărui tip de oxizi care formează sare.

Oxizii bazici- Sunt substanțe chimice complexe legate de oxizi care formează săruri la reacția chimică cu acizi sau oxizi acizi și nu reacţionează cu baze sau oxizi bazici. De exemplu, principalele includ următoarele: K 2 O (oxid de potasiu), CaO (oxid de calciu), FeO (oxid de fer).

Să luăm în considerare proprietățile chimice ale oxizilor cu exemple

1. Interacțiunea cu apa: - interacțiunea cu apa pentru a forma o bază (sau alcalin) CaO+H 2 O = Ca(OH) 2 (o reacție cunoscută de stingere a varului, care eliberează o cantitate mare de căldură!)

2. Interacțiunea cu acizii: - interacțiunea cu acidul pentru a forma sare și apă (soluție de sare în apă) CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O (Cristalele acestei substanțe CaSO 4 sunt cunoscute de toată lumea sub denumirea de „gips". ”).

3. Interacțiunea cu oxizii acizi: formarea de sare CaO + CO 2 = CaCO 3 (Toată lumea știe această substanță - cretă obișnuită!)

Oxizi acizi- sunt substanţe chimice complexe legate de oxizi care formează săruri când interacțiune chimică cu baze sau oxizi bazici si nu reactioneaza cu oxizii acizi. Exemple de oxizi acizi pot fi: CO 2 (dioxid de carbon binecunoscut), P 2 O 5 - oxid de fosfor(format prin ardere în aer fosfor alb), SO 3 - trioxid de sulf - aceasta substanta este folosita pentru obtinere acid sulfuric.

Reacție chimică cu apa CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - această substanță este acidul carbonic - unul dintre acizii slabi, se adaugă în apă carbogazoasă pentru a crea „bule”. Odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea gazului în apă scade, iar excesul său iese sub formă de bule. - reacția cu alcaline (baze): CO 2 +NaOH=Na 2 CO 3 - substanța rezultată (sarea) este utilizată pe scară largă în gospodărie. Denumirea sa - soda sau soda de spălat - este un detergent excelent pentru vase arse, grăsime și urme de ars. Nu recomand să lucrezi cu mâinile goale! - reacția cu oxizi bazici: CO 2 +MgO=MgCO 3 - sarea rezultată este carbonat de magneziu - numită și „sare amară”.

Oxizi amfoteri- sunt substanțe chimice complexe, legate și de oxizi, care formează săruri în timpul interacțiunii chimice cu acizii (sau oxizi acizi) și motive (sau oxizi bazici). Cea mai frecventă utilizare a cuvântului „amfoter” în cazul nostru se referă la oxizi metalici. Exemplu oxizi amfoteri poate fi: ZnO - oxid de zinc (pulbere albă, folosită adesea în medicină pentru fabricarea măștilor și cremelor), Al 2 O 3 - oxid de aluminiu (numit și „alumină”).

Proprietățile chimice ale oxizilor amfoteri sunt unice prin faptul că pot intra în reacții chimice atât cu baze, cât și cu acizi. De exemplu: - reacția cu un oxid acid: ZnO + H 2 CO 3 = ZnCO 3 + H 2 O - Substanța rezultată este o soluție de sare „carbonat de zinc” în apă. - reactie cu baze: ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O - substanta rezultata este o sare dubla de sodiu si zinc.

Obținerea oxizilor produs în diverse moduri. Acest lucru se poate întâmpla prin mijloace fizice și chimice. Cea mai simplă cale este interacțiunea chimică a elementelor simple cu oxigenul. De exemplu, rezultatul procesului de ardere sau unul dintre produsele acestei reacții chimice sunt oxizi. De exemplu, dacă o tijă de fier fierbinte, și nu numai fier (puteți lua zinc Zn, staniu Sn, plumb Pb, cupru Cu - practic orice este la îndemână) este plasat într-un balon cu oxigen, atunci o reacție chimică de oxidare a fierului va apărea, care este însoțită de un bliț strălucitor și scântei. Produsul de reacție va fi pulbere neagră de oxid de fier FeO: 2Fe+O 2 = 2FeO Complet similar reactii chimice cu alte metale și nemetale, De exemplu: Zincul arde în oxigen pentru a forma oxid de zinc 2Zn+O 2 =2ZnO Arderea cărbunelui este însoțită de formarea a doi oxizi simultan: monoxid de carbon și dioxid de carbon 2C+O 2 = 2CO - formarea monoxidului de carbon. C+O 2 =CO 2 - formarea dioxidului de carbon. Acest gaz se formează dacă există mai mult decât suficient oxigen, adică, în orice caz, mai întâi are loc o reacție cu formarea de monoxid de carbon, iar apoi monoxidul de carbon este oxidat, transformându-se în dioxid de carbon. Obținerea oxizilor se poate face în alt mod - prin reacție chimică de descompunere. De exemplu, pentru a obține oxid de fier sau oxid de aluminiu, este necesar să se calcineze bazele corespunzătoare ale acestor metale: Fe(OH) 2 =FeO+H 2 O 2Al(OH) 3 =Al 2 O 3 +3H 2 O, precum și în timpul descompunerii acizilor individuali: H 2 CO 3 =H 2 O+CO 2 - descompunere a acidului carbonic H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 - descompunerea acidului sulfuros Obținerea oxizilor se poate realiza din saruri metalice cu incalzire puternica, de exemplu: CaCO 3 = CaO + CO 2 - prin calcinare a cretei se obtin oxid de calciu (sau var nestins) si dioxid de carbon. Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 - în această reacție de descompunere se obțin doi oxizi deodată: cupru CuO (negru) și azot NO 2 (se mai numește și gaz brun datorită culorii sale cu adevărat maro). O altă modalitate prin care se pot obține oxizi este reacții redox, de exemplu Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (conc.) = 3SO 2 + 2H 2 O

Oxizi de clor

Sunt cunoscute următoarele oxizi de clor: CI20, CI02, CI206, CI207. Toate acestea, cu excepția Cl 2 O 7, au culoare galbenă sau portocalie și nu sunt stabile, în special ClO 2, Cl 2 O 6. Toate oxizi de clor sunt explozive și sunt agenți oxidanți foarte puternici. Reacționând cu apa, ele formează corespunzătoare conţinând oxigenŞi conţinând clor acizi: Deci, Cl 2 O - oxid de clor acid acid hipocloros. Cl2O + H2O = 2HClO - Acid hipocloros ClO2 - oxid de clor acid acid hipocloros și acidul hipocloros, deoarece în timpul unei reacții chimice cu apa formează doi dintre acești acizi simultan: ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - de asemenea oxid de clor acid acizi percloric și percloric: Cl 2 O 6 + H 2 O = HClO 3 + HClO 4 Și, în final, Cl 2 O 7 - lichid incolor - oxid de clor acid acid percloric: Cl 2 O 7 + H 2 O = HClO 4

Oxizi de azot

Azotul este un gaz care formează 5 compuși diferiți cu oxigenul - 5 oxizi de azot. Și anume: - N 2 O - oxid de azot. Celălalt nume este cunoscut în medicină ca gaz ilariant sau protoxid de azot- Este incolor, dulceag si placut la gust de gaz. - NU - monoxid de azot- un gaz incolor, inodor, insipid. - N 2 O 3 - anhidridă de azot- substanță cristalină incoloră - NO 2 - dioxid de azot. Celălalt nume al său este gaz brun- gazul are într-adevăr o culoare maro-brun - N 2 O 5 - anhidridă nitrică- lichid albastru, care fierbe la temperatura de 3,5 0 C

Dintre toți acești compuși de azot enumerați, NO - monoxidul de azot și NO 2 - dioxidul de azot sunt de cel mai mare interes în industrie. Monoxid de azot(NU) și protoxid de azot N 2 O nu reacționează cu apa sau cu alcalii. Anhidridă de azot(N 2 O 3) când reacționează cu apa formează o substanță slabă și instabilă acid azotat HNO 2, care în aer se transformă treptat într-o substanță chimică mai stabilă acid azotic. Să ne uităm la unele proprietățile chimice ale oxizilor de azot: Reacţia cu apa: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 - se formează deodată 2 acizi: acidul azotic HNO 3 şi acidul azotat. Reacția cu alcalii: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - se formează două săruri: azotat de sodiu NaNO 3 (sau azotat de sodiu) și azotat de sodiu (o sare a acidului azotat). Reacția cu sărurile: 2NO 2 + Na 2 CO 3 = NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - se formează două săruri: azotat de sodiu și azotat de sodiu și se eliberează dioxid de carbon.

Dioxidul de azot (NO 2) este produs din monoxid de azot (NO) prin reacția chimică a compusului c oxigen: 2NO + O 2 = 2NO 2

Oxizi de fier

Fier formează două oxid: FeO - oxid de fier(2-valent) - pulbere neagră, care se obține prin reducere oxid de fier Monoxid de carbon (3-valent) conform următoarei reacții chimice: Fe 2 O 3 +CO --> 2FeO+CO 2 Acesta este un oxid bazic care reacționează ușor cu acizii. Are proprietăți reducătoare și se oxidează rapid în oxid de fier(3-valent). FeO +O 2 --> 2Fe 2 O 3 Oxid de fier(3-valent) - pulbere roșu-maro (hematit), care are proprietăți amfotere (poate interacționa atât cu acizii, cât și cu alcalii). Dar proprietăți acide a acestui oxid sunt atât de slab exprimate încât este cel mai des folosit ca oxid bazic. Există, de asemenea, așa-numitele oxid de fier mixt Fe3O4. Se formează atunci când fierul arde și conduce bine curent electricși are proprietăți magnetice (se numește minereu de fier magnetic sau magnetit). Dacă fierul arde, în urma reacției de ardere, se formează calamă, constând din doi oxizi: oxid de fier(III) și (II) valență.

19 august 2012

Oxizii sau oxizii sunt compuși diverse elemente cu oxigen. Aproape toate elementele formează astfel de compuși. Clorul, ca și alți halogeni, este caracterizat în astfel de compuși printr-o stare de oxidare pozitivă. Toți oxizii de clor sunt substanțe extrem de instabile, ceea ce este tipic pentru oxizii tuturor halogenilor. Sunt cunoscute patru substanțe ale căror molecule conțin clor și oxigen.

1. Un compus gazos de la culoarea galbenă la roșiatică cu un miros caracteristic (care amintește de mirosul de gaz Cl2) este oxidul de clor (I). Formula chimică Cl2O. Punct de topire minus 116 °C, punctul de fierbere plus 2 °C. La conditii normale densitatea sa este de 3,22 kg/m³.
2. Un gaz galben sau galben-portocaliu cu un miros caracteristic este oxidul de clor (IV). Formula chimică ClO2. Punct de topire minus 59 °C, punctul de fierbere plus 11 °C.
3. Lichidul roșu-brun este oxidul de clor (VI). Formula chimică Cl2O6. Punct de topire plus 3,5 °C, punctul de fierbere plus 203 °C.
4. Lichid uleios incolor - oxid de clor (VII). Formula chimică Cl2O7. Punct de topire minus 91,5 °C, punctul de fierbere plus 80 °C.

Oxidul de clor cu starea de oxidare +1 este anhidrida acidului hipocloros monohidric slab (HClO). Se obţine prin metoda Pelouse prin reacţia oxidului de mercur cu clorul gazos conform uneia dintre ecuaţiile de reacţie: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 sau 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Condițiile pentru aceste reacții sunt diferite. Oxidul de clor (I) se condensează la o temperatură de minus 60 oC, deoarece la mai mult temperatură ridicată se descompune, explodează și, în formă concentrată, este explozivă. O soluție apoasă de Cl2O se obține prin clorurarea carbonaților de metale alcalino-pământoase sau alcaline în apă. Oxidul se dizolvă bine în apă și se formează acid hipocloros: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. În plus, este solubil și în tetraclorură de carbon.

Oxidul de clor cu o stare de oxidare de +4 se numește altfel dioxid. Această substanță este solubilă în apă, acizi sulfuric și acetic, acetonitril, tetraclorură de carbon, precum și în alți solvenți organici, odată cu creșterea polarității, solubilitatea sa crește. În condiţii de laborator, se obţine prin reacţia cloratului de potasiu cu acid oxalic: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Deoarece oxidul de clor (IV) este o substanță explozivă, nu poate fi depozitat în soluție. În aceste scopuri, se folosește silicagel, pe suprafața căruia ClO2 poate fi depozitat în formă adsorbită pentru o lungă perioadă de timp, în timp ce, în același timp, este posibil să scapi de contaminanții cu clor, deoarece nu este absorbit de silicagel. In conditii industriale, ClO2 se obtine prin reducerea cu dioxid de sulf, in prezenta acidului sulfuric, clorat de sodiu: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Este folosit ca agent de albire, de exemplu, hârtie sau celuloză etc., precum și pentru sterilizarea și dezinfecția diferitelor materiale.

Oxidul de clor cu starea de oxidare de +6, la topire, se descompune după ecuația reacției: Cl2O6 → 2ClO3. Oxidul de clor (VI) se obţine prin oxidarea dioxidului cu ozon: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Acest oxid este capabil să interacționeze cu soluțiile alcaline și cu apa. În acest caz, apar reacții de disproporționare. De exemplu, la reacția cu hidroxid de potasiu: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, rezultă clorat și perclorat de potasiu.

Oxidul de clor mai mare este numit și anhidridă clorică sau dicloroheptaoxid și este un agent oxidant puternic. Poate exploda la impact sau la încălzire. Cu toate acestea, această substanță este mai stabilă decât oxizii cu stări de oxidare +1 și +4. Descompunerea lui în clor și oxigen se accelerează datorită prezenței oxizilor mai mici și cu creșterea temperaturii de la 60 la 70 oC. Oxidul de clor (VII) este capabil să se dizolve încet în apă rece, ca urmare a reacției, se formează acid percloric: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Dicloroheptaoxidul se obține prin încălzirea atentă a acidului percloric cu anhidridă fosforică: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Cl2O7 poate fi obținut și prin utilizarea oleum în loc de anhidridă fosforică.

Capitol chimie anorganică, care studiază oxizii de halogen, inclusiv oxizii de clor, în ultimii ani a început să se dezvolte activ, deoarece acești compuși sunt consumatoare de energie. Ele sunt capabile să furnizeze energie instantaneu în camerele de ardere ale motoarelor cu reacție și în surse chimice Viteza actuală de eliberare a acestuia poate fi ajustată. Un alt motiv de interes este posibilitatea de a sintetiza noi grupuri compuși anorganici, de exemplu, oxidul de clor (VII) este strămoșul percloraților.

Sursa: fb.ru

Actual

Autor: Enciclopedia chimică N.S.Zefirov

OXIZI DE CLOR. Toți OXIZI DE CLOR o. au un miros înțepător, sunt instabile termic și fotochimic, predispuse la descompunere explozivă, au un efect pozitiv Monoxid [Cl(I) oxid, dicloroxid, hemioxid] Cl 2 O este un gaz galben-portocaliu cu o nuanță verzuie slabă, în stare lichidă- roșu-brun; Lungimea legăturii Cl - O 0,1700 nm, unghi OClO 111°, 2,60 x 10 -30 Cl x m (tabel); ecuația pentru dependența de temperatură a presiunii aburului logp (mm Hg) = 7,87 - 1373/T (173-288 K); solubil în apă pentru a forma HNS, solubilitate (g în 100 g de H2O la 0 °C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). La 60-100 °C, descompunerea termodinamică a Cl 2 O este finalizată în 12-24 de ore peste 110 °C, o explozie are loc după câteva minute, accelerează descompunerea și crește probabilitatea unei explozii; Cu cloruri formează oxicloruri, de exemplu, cu T1Cl 4, TaCl 5 și AsCl 3 dă T1OCl 2, TaOCl 3 și, respectiv, AsO 2 Cl. Cu NO 2 formează un amestec de NO 2 Cl şi NO 3 Cl, cu N 2 O 5 - NO 3 Cl pur. Fluorurarea Cl 2 O cu AgF 2 poate produce ClOF 3, iar prin reacția cu AsF 5 sau SbF 5 - săruri de clor ClO + 2 MF - 6. Cl02 şi Cl2O6 reacţionează în mod similar cu MF5 (unde M este As şi Sb). Cu sat. compuși organici Cl 2 O se comportă ca un agent de clorurare asemănător clorului. CI20 se prepară prin trecerea CI2 diluată cu N2 peste HgO sau prin reacţia CI2 cu Na2C03 umed.

PROPRIETATI ALE OXIZILOR DE CLOR

Indicator
punctul de fierbere, °C
Densitate, g/cm3				2,023 (3,5 °C)	1,805** (25 °C)
J/(mol x K)
KJ/mol
KJ/mol
J/(mol x K)

*Calculat. **2,38 g/cm3 la -160°C.

Dioxidul ClO 2 este un gaz galben, în stare lichidă este roșu aprins, în stare solidă este galben-roșiatic; Lungimea legăturii C - O 0,1475 nm, unghi OClO 117 °C; ecuația pentru dependența de temperatură a presiunii aburului logp (mm Hg) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 K); solubilitate în apă 26,1 g/l (25 °C, 20,68 kPa), solubil în CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. În stare individuală este explozivă la 30-50 °C, descompunerea are loc la o viteză măsurabilă peste 50 °C, după o perioadă de inducție, explodează. Într-un mediu alcalin, ClO2 este disproporționat față de și, în prezență. Se formează H2O2 şi se eliberează O2. Se reduce prin ioduri, arseniduri, PbO, H 2 SO 3, amine la ion clorit. CNO2 şi N2O5 formează NO3CI, cu NOCl-NO2CI. Fluorurat cu AgF 2, BrF 3 sau F 2 diluat la ClO 2 F. ClO 2 se obţine prin acţiunea agenţilor reducători (SO 2, NO 2, metanol, peroxizi organici) asupra unei soluţii acidulate de clorat de metal alcalin, prin încălzirea unui amestec de clorat cu acid oxalic umed, acțiunea Cl 2 pentru cloriți. Spre deosebire de restul, OXIZI DE CLOR o. ClO 2 - produs industrial. producție, este folosit în locul Cl 2 ca produs mai sigur pentru mediu pentru albirea pulpei de lemn, celulozei, materialelor sintetice. fibre, pentru prepararea produselor de băut și tehnologice. apa, dezinfectare apa reziduala. Irită mucoasele, provoacă tuse, vărsături etc.; MPC în aerul zonei de lucru 0,1 mg/m 3, LD 50 140 mg/kg (șobolani, intragastric).
Perclorat de clor (ciclorotetroxid) Cl 2 O 4, sau СlOClО 3 - lichid galben deschis, cristalin. starea este aproape incoloră (vezi Perclorati).
Trioxidul (diclorhexaoxid) Cl 2 O 6 este un lichid roșu aprins, în stare solidă este portocaliu, culoarea slăbește la răcire. În gaze și lichide, moleculele au structura O 2 Cl - O - ClO 3, în cristale sunt cristale ale sistemului monoclinic (grup spațial, z = 4); presiunea aburului 39,9 Pa (0 °C), 133 Pa (19 °C). Se descompune încet deja la 0-10 ° C în ClO 2 și O 2, peste 20 ° C Cl 2 apare în produsele de descompunere; reacţionează cu apa cu fulger, produşii de hidroliză sunt HClO 3 şi HClO 4. Cu cloruri, bromuri, nitrați formează perclorați, de exemplu cu NOCl dă NOClO 4, cu N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, cu AlCl 3 - ClO 2, cu FeCl 3 - ClO 2. Când sunt încălzite în vid, astfel de complecși se desprind Cl2O6 și se transformă în perclorați nesolvați Al(ClO4)3, Fe(ClO4)3. Cl 2 O 6 se obţine prin reacţia ozonului cu ClO 2 sau prin acţiunea F 2 asupra cloraţilor metalici. Folosit pentru sinteza percloraților anhidri în condiții de laborator.
Cl(VII) oxid (anhidridă clorică, dicloroheptaoxid) Cl 2 O 7 - incolor. lichid mobil, sensibil la impact și frecare. Molecula are structura O 3 Cl - O - ClO 3, lungimea legăturii Cl - O este de 0,1709 nm, în grupe ClO 3 - 0,1405 nm, unghi ClOCl 118,6°, OClO 115,2°, 2,40 x 10 x m -30 Kl; cristale monoclinice (grup spaţial C 2/c); ecuația pentru dependența de temperatură a presiunii aburului lgp (mm Hg) = 7,796-1770/T. Solubil nelimitat în CCl 4, foarte solubil în HClO 4, POCl 3 etc. Nu se amestecă cu apa, reacţionează la limita de fază pentru a forma HClO 4, reacţia este foarte exotermă -211 kJ/mol); încălzirea stratului de Cl 2 O 7 poate duce la o explozie. Descompunerea Cl 2 O 7 în gaz în clor și oxigen are loc cu o viteză măsurabilă la 100-120 ° C, dar la o presiune de Cl 2 O 7 peste 13,3 kPa devine explozivă. Cl 2 O 7 lichid este stabil până la 60-70 ° C, un amestec de OXIZI DE CLOR inferiori o. accelerează degradarea acestuia. Cl 2 O 7 lichid se caracterizează prin reacții cu formarea de compuși covalenti cu grupa - ClO 3. Cu NH 3 în CCl 4 formează NH 4 HNClO 3 și NH 4 ClO 4, cu alchilamine - RHNClO 3 și respectiv R 2 NClO 3, cu SbF 5 - SbOF 3 și FClO 3, cu N 2 O 5 în CCl 4 NO 3 2ClO4. Folosind Cl 2 Aproximativ 7, se pot sintetiza perclorati organici din alcooli. Cl 2 O 7 se obţine prin acţiunea P 2 O 5 sau oleum asupra acidului percloric sau prin electroliza unei soluţii de HClO 4 pe electrozi de Pt sub 0°C (Cl 2 O 7 se acumulează în spaţiul anodic). Cl 2 O 7 pur poate fi obținut și prin încălzirea unor perclorați în vid, de exemplu Nb(ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Sunt cunoscuți o serie de radicali liberi clor-oxigen, obținuți în diverse matrice la temperatură joasă și studiați în principal prin metoda EPR - ClO 3, ClOO, ClClO, precum și sesquioxidul cu stabilitate scăzută Cl 2 O 3, care se descompune la - 50 - 0 ° C și probabil are structura clorat de clor СlOClO2. Radicalul ClO stabil termic (lungimea legăturii Cl - O 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ/mol) este un produs intermediar al oxidării hidrocarburilor cu acid percloric și OXIZI DE CLOR o., descompunerea tuturor OXIZILOR DE CLOR o. și alți compuși clor-oxigen, precum și reacția ozonului cu clorul atomic din stratosferă.

Literatură: Nikitin I.V., Chemistry of oxygen compounds of halogens, M., 1986.

V.Ya.Rosolovsky.

Enciclopedie chimică. Volumul 5 >>

Oxid de clor(I). Cl2O- se poate obţine un compus instabil endotermic astfel: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O.

La încălzire se descompune: 2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2, cu apă dă acid hipocloros (are caracter acid): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Starea de oxidare a clorului este +4. ClO2- oxidul de clor (IV), endotermic cu miros înțepător, are formă unghiulară, deci este polar.

ClO 2 se caracterizează prin reacții de disproporționare: 6ClO 2 + 3H 2 O = 5HClO 3 + HCl,

2ClO 2 + 2KOH = KСlO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,

Folosit în principal pentru albirea sau sterilizarea diferitelor materiale. S-a stabilit că poate fi folosit pentru defenolizarea apelor uzate din uzinele chimice.

Cl2O6 dă reacția de disproporționare: 2ClO 2 + 2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2,

CI2O6 + 2KOH = KClO3 + KClO4 + H2O.

Oxid de clor (VII). Cl2O7- anhidrida perclorica HClO 4 (ml polara), relativ stabila, la incalzire (peste 120 de grade) se descompune exploziv. 2 HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3,

Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HCIO 4, 2Cl 2 O 7 = 2Cl 2 + 7O 2,

Oxidul de brom (I) se poate obține astfel: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, la temperatura camerei se

se descompune: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2.

Oxidul de brom (IV) 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 este o substanță solidă galben deschis, stabilă doar la -40 de grade. Unul dintre produsele descompunerii sale termice în vid este oxidul de brom brun.

Oxidul de iod (V) se obține prin deshidratarea acidului iod (cu acid sulfuric la încălzire): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, peste 3000 C se descompune: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2.

Întrebarea nr. 20. Acizi ai halogenilor care conțin oxigen, cum ar fi NHO și sărurile acestora. Nomenclatură. Structura m-l. Sustenabilitate. Proprietăți oxidative și acide. Albire. Chitanța și cererea.

Acid fluor se formează parțial prin interacțiunea unui flux lent de fluor sub presiune redusă cu apa răcită. Izolată doar în cantități foarte mici, este o substanță incoloră cu presiune mare vaporii, în condiții normale, se descompune destul de repede în HF și O2. M-la HOF are un unghi = 97 de grade. Este aparent puternic, dar este rapid hidrolizat de apă, în principal conform ecuației: HOF + HOH = HF + H 2 O 2. Sărurile sale nu au fost obținute, dar sunt cunoscute substanțe, care pot fi considerate produse ale înlocuirii hidrogenului său cu radicali metaloizi.

Acid hipocloros foarte slab, se descompune ușor la lumină odată cu eliberarea de oxigen atomic, ceea ce îi determină proprietățile oxidante foarte puternice.

HClO și hipocloriții pot fi obținuți astfel: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O Apa Javel, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - var clor Cl 2 O + 2 KOH = 2KClO + H 2 O,

2HI + HCIO = I2 + HCI + H2O. CI2O + H2O = 2HOCl.

Acidul hipocloros și hipocloriții sunt ok. O comparație a potențialelor redox standard arată că acidul hipocloros este un agent oxidant mai puternic decât clorul liber și hipocloriții. Oxidativ mare rezistenţă s se explică prin efectul puternic polarizabil al protonului asupra legăturii clor-oxigen, în care legătura este deformată și este o formațiune instabilă în comparație cu hipocloriții.

Apa Javel este folosită pentru a înălbi țesăturile, iar înălbitorul este folosit pentru dezinfecție.

M-la are un unghi de structură unghiulară = 103° d(OH) = 0,97, d(ОCl) = 1,69A°.

Acid hipobrom Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, hipobromit de potasiu Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Hipobromitul de potasiu se descompune ușor: 3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 bromat de potasiu.

Acid hidric: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO, Sărurile pot fi obținute prin reacția acizilor cu alcalii sau prin reacții:

Ultimii 2 compuși nu sunt izolați în stare individuală, iar sărurile - hipobromuri și hipoioduri - sunt destul de stabile în absența sării. În acest rând, forța scade.

Întrebarea nr. 21. Compuși ai halogenilor care conțin oxigen, cum ar fi HXO3 și sărurile acestora. Nomenclatură. Structura ml. Sustenabilitate. Proprietăți oxidante și acide. Chitanța și cererea. Sarea lui Bertholet. Conceptul de sisteme oscilatorii.

Acidul hipocloros HClO 3 este stabil numai în solutii apoase- Asta acid puternicși un agent oxidant energetic: Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HClO 3 + BaSO 4, 6P + 5HClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 HCl,

HCl03 + NaOH = NaCl03 + H2O (clorat de sodiu).

Pe măsură ce temperatura crește, are loc reacția: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, unde KClO 3 este o sare (clorat de potasiu), numită și sare Berthollet în onoarea descoperitorului său, francezul. chimist C. Berthollet. Este folosit ca agent oxidant în pirotehnică, în producția de chibrituri și pentru a produce oxigen în laborator. Când este încălzit, se descompune: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4, iar în prezența unui catalizator MnO 2 se produce următoarele: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2.

HBrO 3 - acid bromic (există doar în soluție) se poate obține astfel: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4.

Este interesant de observat că iodul poate înlocui bromul din bromatul de potasiu 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2

HIO 3 – iod (iodați) d(IO) = 1,8 A (două legături) și 1,9 (o legătură) și unghi OIO = 98°

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCI, 3I 2 + 10HNO 3 = 6HIO 3 + 10NO + 2H 2O,

I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (iodul înlocuiește clorul), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Sărurile pot fi obținute prin reacția acizilor cu alcalii sau prin reacții:

3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,

Solubilitatea și proprietățile acide ale acizilor scad, iar stabilitatea crește