Hlorna oksid hemijska formula. Kako doći do oksida hlora
Hlor (I) oksid Cl 2 O - endotermno nestabilno jedinjenje može se dobiti na sljedeći način: 2 Cl 2 + HgO \u003d HgCl 2 + Cl 2 O.
Zagrijavanjem se raspada: 2Cl 2 O \u003d 2Cl 2 + O 2, s vodom daje hlorovodoničnu kiselinu (ima karakter kobilice): Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HOCl.
Stanje oksidacije hlora je +4. ClO 2 - hlor (IV) oksid, endotermni oštrog mirisa, m-la ima ugaoni oblik, pa je polarni.
Za ClO 2 karakteristične su reakcije disproporcije: 6ClO 2 + 3H 2 O \u003d 5HClO 3 + HCl,
2ClO 2 + 2KOH \u003d KS02 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,
Uglavnom se koristi za izbjeljivanje ili sterilizaciju različitih materijala. Utvrđeno je da se može koristiti za uklanjanje fenolnih otpadnih voda iz hemijskih postrojenja.
Cl 2 O 6daje reakciju disproporcije: 2ClO 2 + 2O 3 \u003d Cl 2 O 6 + 2 O 2,
Cl 2 O 6 + 2 KOH \u003d KClO3 + KClO 4 + H 2 O.
Hlor (VII) oksid Cl 2 O 7 - anhidrid perhlorne kiseline HClO 4 (ml polarni), relativno stabilan, zagrijavanjem (iznad 120 stepeni) raspada se eksplozijom. 2 HClO 4 + P 2 O 5 \u003d Cl 2 O 7 + 2HPO 3,
Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d 2HClO 4, 2Cl 2 O 7 \u003d 2Cl 2 + 7O 2,
Bromov (I) oksid može se dobiti na sljedeći način: 2 Br 2 + HgO \u003d HgBr 2 + Br2O, na sobnoj temperaturi
razlaže se: 2Br 2 O \u003d 2 Br 2 + O 2.
Bromov (IV) oksid 4O 3 + 3Br 2 \u003d 6BrO 2 - čvrsta supstanca svetlo žute boje, stabilna samo na -40 stepeni. Jedan od produkata njegove termičke razgradnje u vakuumu je smeđi bromov oksid.
Jodov oksid (V) se dobija dehidratacijom jodne kiseline (sumpornom kiselinom kada se zagreva): 2 HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O, iznad 3000 C on se raspada: 2 I 2 O 5 \u003d 2 I 2 + 5 O 2.
Pitanje br. 20. Kiseonike koje sadrže halogene tipa HHO i njihove soli. Nomenklatura. Ml struktura... Stabilnost. Oksidirajuća i kisela svojstva. Prašak za izbjeljivanje. Prijem i upotreba.
Fluorna kiselina djelomično nastao interakcijom spore struje fluora pod smanjenim pritiskom s rashlađenom vodom. Samo u vrlo malim količinama oslobađa se bezbojna supstanca sa visokim pritiskom pare, koja se u normalnim uvjetima prilično brzo razlaže na HF i O 2. M-la HOF ima kut od 97 stepeni. Čini se da je to jako, ali se brzo hidrolizira vodom, uglavnom prema jednačini: HOF + HOH \u003d HF + H 2 O 2. Njegove soli nisu dobivene, ali su poznata ostrva, koja se mogu smatrati proizvodima zamjene njegovog vodika radikalima metaloidnog karaktera.
Hypochlorous acid vrlo slab, lako se razlaže na svjetlosti oslobađanjem atomskog kisika, što uzrokuje njegova vrlo jaka oksidacijska svojstva.
HClO i hipohloriti se mogu dobiti na sledeći način: Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O žele vode, Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaOCl 2 + H 2 O - hlor kreč Cl 2 O + 2 KOH \u003d 2KClO + H 2 O,
2 HI + HClO \u003d I 2 + HCl + H2 O. Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HOCl.
Hypochlorous to-that i hypochlorites su ok-lyami. Usporedba standardnih redoks potencijala pokazuje da je hlorovodonična kiselina jače oksidirajuće sredstvo od slobodnog klora i hipohlorita. Veliki oksidativni snaga do-ts se objašnjava snažnim polarizirajućim učinkom protona na vezu hlor - kiseonik, u kojoj se veza deformiše Þ do - to je nestabilna formacija u poređenju sa hipohloritima.
Voda kopljem koristi se za izbjeljivanje tkanina, a izbjeljivač za dezinfekciju.
M-la ima ugao ugaone strukture \u003d 103 ° d (OH) \u003d 0,97, d (OCl) \u003d 1,69A °.
Hipobromna kiselina Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO, Br 2 + KOH \u003d KBr + KBrO + H 2 O, kalijum hipobromit Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O \u003d 2 HBrO + 10 HCl. Kalijum hipobromit se lako razgrađuje: 3 KBrO \u003d 2 KBr + KBrO 3 kalijum bromat.
Hipoksična kiselina:2I 2 + HgO + H 2 O \u003d HgI 2 + 2 HIO, Soli se mogu dobiti interakcijom kiselina sa lužinama ili reakcijama:
Posljednja dva niste izolirani u pojedinačnom stanju, a soli - hipobromidi i hipoiodidi - prilično su stabilne u odsustvu zagisila. U ovom redu pada snaga.
Pitanje br. 21. Halogeni za vas koji sadrže kiseonik tipa HHO3 i njihove soli. Nomenklatura. Struktura ml. Stabilnost. Oksidirajuća i kisela svojstva. Prijem i upotreba. Bertoletova sol. Koncept vibracionih piona.
Hlorova kiselina HClO 3 stabilna je samo u vodenim rastvorima - jaka je kiselina i energetsko oksidirajuće sredstvo: Ba (ClO 3) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2 HClO 3 + BaSO 4, 6P + 5HClO 3 \u003d 3 P 2 O 5 + 5 HCl,
HClO 3 + NaOH \u003d NaClO 3 + H 2 O (natrijum hlorat).
Povišenjem temperature dolazi do reakcije: 3 Cl 2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, gdje je KClO 3 sol (kalijev klorat), koja se naziva i Bertholletova sol u čast svog otkrivača, francuskog kemičara C. Bertholleta. Koristi se kao oksidirajuće sredstvo u pirotehnici, u proizvodnji šibica i za dobivanje kiseonika u laboratorijskim uvjetima. Zagrijavanjem se raspada: 4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4, a u prisustvu MnO 2 katalizatora dolazi do sljedećeg: 2 KClO 3 \u003d 2 KCl + 3 O 2.
HBrO 3 - bromna kiselina (postoji samo u rastvoru) može se dobiti na sljedeći način: Ba (BrO 3) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2 HBrO 3 + BaSO 4.
Zanimljivo je primijetiti da jod može istisnuti brom iz kalijum-bromata 2 KBrO 3 + I 2 \u003d 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 - jod (jodati) d (IO) \u003d 1,8 A (dvije veze) i 1,9 (jedna veza) i ugao OIO \u003d 98 °
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O \u003d 2HIO 3 + 10HCl, 3I 2 + 10HNO 3 \u003d 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O,
I 2 + 2HClO 3 \u003d 2HIO 3 + Cl 2 (jod istiskuje hlor), AKO je 5 + 3 H 2 O \u003d 5 HF + HIO 3
Soli se mogu dobiti interakcijom kiselina s lužinama ili reakcijama:
3 I 2 + 6 NaOH \u003d 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,
Topljivost i kisela svojstva kiselina se smanjuju, a stabilnost povećava
(prema Paulingu)
/ cm³
Hlor (χλωρός - zelena) - element glavne podskupine sedme grupe, treće razdoblje periodični sistem hemijski elementi DI Mendeleev, sa atomskim brojem 17. Označen je simbolom Cl (lat. Chlorum). Reaktivni nemetal. Uključen je u skupinu halogena (izvorno je naziv „halogen“ njemački kemičar Schweiger koristio za klor [doslovno „halogen“ se prevodi kao soleod], ali nije zaživio, a kasnije je postao uobičajen za VII skupinu elemenata, koja uključuje i klor).
Jednostavna supstanca hlor (CAS broj: 7782-50-5) u normalnim je uvjetima otrovni plin žućkasto-zelene boje, oštrog mirisa. Molekul klora je dvoatomni (formula Cl 2).
Dijagram atoma klora
Klor je prvi put dobio 1772. godine Scheele, koji je u svom radu o piroluzitu opisao njegovo oslobađanje tokom interakcije piroluzita sa solnom kiselinom:
4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O
Scheele je primijetio miris klora, sličan mirisu akva regije, njegovu sposobnost interakcije sa zlatom i cinobarom i svojstva izbjeljivanja.
Međutim, Scheele je, u skladu s teorijom flogistona koja je u to vrijeme prevladavala u kemiji, sugerirao da je klor deflogiziran kao solna kiselina, odnosno oksid klorovodične kiseline. Berthollet i Lavoisier sugerirali su da je klor oksid elementa murij, ali pokušaji njegovog izoliranja ostali su bezuspješni sve do rada Davyja, koji je elektrolizom uspio razgraditi kuhinjsku sol u natrij i hlor.
Rasprostranjenost u prirodi
U prirodi postoje dva izotopa hlora 35 Cl i 37 Cl. Hlor je najzastupljeniji halogen u zemljinoj kori. Klor je vrlo aktivan - on se direktno kombinira sa gotovo svim elementima periodnog sistema. Stoga se u prirodi javlja samo u obliku spojeva u sastavu minerala: halit NaCI, silvit KCl, silvinit KCl NaCl, bischofite MgCl 2 6H2O, karnalit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najveće rezerve hlora nalaze se u sastavu soli voda mora i okeana.
Hlor čini 0,025% ukupnog broja atoma u zemljinoj kori, klarkov broj hlora je 0,19%, a ljudsko tijelo sadrži 0,25% težinskih jona klora. Hlor se kod ljudi i životinja nalazi uglavnom u međustaničnim tečnostima (uključujući krv) i igra važnu ulogu u regulaciji osmotskih procesa, kao i u procesima povezanim sa radom nervnih ćelija.
Izotopski sastav
U prirodi postoje 2 stabilna izotopa hlora: sa masenim brojem 35 i 37. Proporcije njihovog sadržaja jednake su 75,78% i 24,22%.
| Izotop | Relativna masa, amu | Poluživot | Tip raspadanja | Nuklearni spin |
|---|---|---|---|---|
| 35 Kl | 34.968852721 | Stabilan | — | 3/2 |
| 36 Kl | 35.9683069 | 301.000 godina | β-raspad u 36 Ar | 0 |
| 37 Kl | 36.96590262 | Stabilan | — | 3/2 |
| 38 Kl | 37.9680106 | 37,2 minuta | β-raspad u 38 Ar | 2 |
| 39 Kl | 38.968009 | 55,6 minuta | β-raspad u 39 Ar | 3/2 |
| 40 Kl | 39.97042 | 1,38 minuta | β-raspadanje na 40 Ar | 2 |
| 41 Kl | 40.9707 | 34 s | β-raspad u 41 Ar | |
| 42 Kl | 41.9732 | 46,8 s | β-raspad na 42 Ar | |
| 43 Kl | 42.9742 | 3.3 s | β-raspadanje na 43 Ar |
Fizička i fizičko-hemijska svojstva
U normalnim uvjetima, klor je žuto-zeleni plin sa zagušljivim mirisom. Neki od njega fizička svojstva su predstavljeni u tabeli.
Neka fizička svojstva hlora
| Vlasništvo | Vrijednost |
|---|---|
| Temperatura vrenja | -34 ° C |
| Temperatura topljenja | -101 ° C |
| Temperatura raspadanja (disocijacija na atome) |
~ 1400 ° C |
| Gustina (plin, br.) | 3,214 g / l |
| Elektronski afinitet atoma | 3.65 eV |
| Prva energija jonizacije | 12,97 eV |
| Kapacitet toplote (298 K, plin) | 34,94 (J / mol K) |
| Kritična temperatura | 144 ° C |
| Kritični pritisak | 76 atm |
| Standardna entalpija formacije (298 K, plin) | 0 (kJ / mol) |
| Standardna entropija formacije (298 K, plin) | 222,9 (J / mol K) |
| Entalpija topljenja | 6,406 (kJ / mol) |
| Entalpija ključanja | 20,41 (kJ / mol) |
Hlađenjem se hlor pretvara u tečnost na temperaturi od oko 239 K, a zatim ispod 113 K kristalizira u ortorombičnu rešetku sa svemirskom grupom Cmca i parametri a \u003d 6,29 b \u003d 4,50, c \u003d 8,21. Ispod 100 K, ortoromična modifikacija kristalnog hlora pretvara se u tetragonalnu koja ima svemirsku skupinu P4 2 / ncm a parametri rešetke a \u003d 8,56 i c \u003d 6,12.
Topljivost
| Rastvarač | Rastvorljivost g / 100g |
|---|---|
| Benzen | Rastvoriti |
| Voda (0 ° C) | 1,48 |
| Voda (20 ° C) | 0,96 |
| Voda (25 ° C) | 0,65 |
| Voda (40 ° C) | 0,46 |
| Voda (60 ° C) | 0,38 |
| Voda (80 ° C) | 0,22 |
| Tetrahlorometan (0 ° C) | 31,4 |
| Tetrahlorometan (19 ° C) | 17,61 |
| Tetrahlorometan (40 ° C) | 11 |
| Hloroform | Dobro se rastvorimo |
| TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 | Rastvoriti |
Kada je izložen svjetlu ili zagrijavanju, aktivno reagira (ponekad i eksplozijom) s vodikom radikalnim mehanizmom. Smeše hlor-vodonik koje sadrže od 5,8 do 88,3% vodonika eksplodiraju pri zračenju stvaranjem hlorovodonika. Smeša klora i vodonika u malim koncentracijama sagorijeva bezbojnim ili žuto-zelenim plamenom. Maksimalna temperatura plamena vodonik-hlor 2200 ° C.:
Cl 2 + H 2 → 2HCl 5Cl 2 + 2P → 2PCl 5 2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 Cl 2 + 3F 2 (g) → 2ClF 3
Ostala svojstva
Cl 2 + CO → COCl 2Kada se otopi u vodi ili lužinama, hlor se dismutira, formirajući hlorovodoničnu (i kada se zagrijava, perhlornu) i solnu kiselinu ili njihove soli:
Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO 3Cl 2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO 3 + 3H 2 O Cl 2 + Ca (OH) 2 → CaCl (OCl) + H 2 O 4NH 3 + 3Cl 2 → NCl 3 + 3NH 4 Kl
Svojstva oksidacije hlora
Cl2 + H2S → 2HCl + SReakcije sa organskim supstancama
CH 3 -CH 3 + Cl 2 → C 2 H 6-x Cl x + HClSpaja nezasićene spojeve u više veza:
CH 2 \u003d CH 2 + Cl 2 → Cl-CH 2 -CH 2 -Cl
Aromatična jedinjenja zamenjuju atom vodonika klorom u prisustvu katalizatora (na primer, AlCl 3 ili FeCl 3):
C 6 H 6 + Cl 2 → C 6 H 5 Cl + HCl
Metode proizvodnje hlora
Industrijske metode
U početku se industrijska metoda za proizvodnju klora temeljila na Scheeleovoj metodi, odnosno reakciji piroluzita sa solnom kiselinom:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2NaOH Anoda: 2Cl - - 2e - → Cl 2 0 Katoda: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Budući da se elektroliza vode odvija paralelno sa elektrolizom natrijum klorida, onda sumarna jednadžba može se izraziti na sljedeći način:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Koriste se tri varijante elektrohemijske metode za proizvodnju hlora. Dvije od njih su elektroliza na čvrstoj katodi: dijafragma i membranske metode, treća je elektroliza na tečnoj katodi (metoda proizvodnje žive). Među elektrokemijskim metodama proizvodnje najlakša i najprikladnija metoda je elektroliza sa živinom katodom, ali ova metoda nanosi značajnu štetu okolišu isparavanjem i curenjem metalne žive.
Metoda dijafragme s čvrstom katodom
Šupljina elektrolizera podijeljena je poroznom azbestnom pregradom - dijafragmom - na katodni i anodni prostor, gdje su katoda i anoda elektrolizera. Stoga se takav elektrolizator često naziva dijalizom dijafragme, a metoda proizvodnje dijafragmom elektroliza. Struja zasićenog anolita (otopina NaCl) kontinuirano se dovodi u anodni prostor ćelije dijafragme. Kao rezultat elektrokemijskog procesa, klor se oslobađa na anodi uslijed razgradnje halita, a vodik na katodi zbog raspadanja vode. U ovom slučaju, katodna zona je obogaćena natrijum hidroksidom.
Metoda čvrste katodne membrane
Membranska metoda je u osnovi slična metodi dijafragme, ali su anodni i katodni prostori odvojeni polimernom membranom za izmjenu katjona. Metoda proizvodnje membrane je učinkovitija od dijafragme, ali je teža za upotrebu.
Metoda tekuće katode sa živom
Postupak se izvodi u elektrolitskoj kupki koja se sastoji od elektrolizera, razlagača i živine pumpe, međusobno povezanih komunikacijama. U elektrolitskoj kupki živa cirkulira pod dejstvom živine pumpe, prolazeći kroz elektrolizator i raspadač. Katoda elektrolizera je struja žive. Anode - grafit ili mala habanja. Zajedno sa živom, protok anolita - rastvor natrijum hlorida neprekidno teče kroz elektrolizator. Kao rezultat elektrokemijske razgradnje klorida, na anodi nastaju molekuli klora, a na katodi se oslobođeni natrijum otapa u živi tvoreći amalgam.
Laboratorijske metode
U laboratorijama za proizvodnju klora obično se koriste procesi zasnovani na oksidaciji hlorovodonika sa jakim oksidansima (na primer, mangan (IV) oksid, kalijum permanganat, kalijum dihromat):
2KMnO 4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 + 8H 2 O K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl → 3Cl 2 + 2KCl + 2CrCl 3 + 7H 2 O
Skladištenje hlora
Proizvedeni klor skladišti se u posebnim "rezervoarima" ili pumpa u čelične boce visokog pritiska. Cilindri sa tečnim klorom pod pritiskom imaju posebnu boju - močvarnu boju. Treba imati na umu da se tokom dugotrajnog rada boca sa hlorom u njima akumulira izuzetno eksplozivni azot trihlorid, pa se s vremena na vrijeme u bocama sa hlorom mora izvršiti rutinsko ispiranje i pročišćavanje azot hlorida.
Standardi kvaliteta hlora
Prema GOST 6718-93 „Tečni hlor. Specifikacije "proizvode se sljedeće vrste klora
Primjena
Klor se koristi u mnogim industrijama, nauci i za potrebe domaćinstva:
- U proizvodnji polivinilhlorida, plastičnih spojeva, sintetičke gume od koje su izrađeni: izolacija za žice, prozorski profili, ambalažni materijali, odjeća i obuća, linoleum i gramofonske ploče, lakovi, oprema i polistiren, igračke, dijelovi instrumenata, građevinski materijali. Polivinilklorid se proizvodi polimerizacijom vinilklorida, koji se danas najčešće dobija iz etilena hlor-uravnoteženom metodom putem međuprodukta 1,2-dikloroetana.
- Svojstva izbjeljivanja hlora poznata su već dugo, iako se ne izbjeljuje sam klor, već atomski kisik koji nastaje razgradnjom hlorovodonične kiseline: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Ova metoda izbjeljivanja tkanina, papira, karton se koristi već nekoliko stoljeća.
- Proizvodnja organohlornih insekticida - supstanci koje ubijaju insekte štetne za usjeve, ali su sigurne za biljke. Značajan dio proizvedenog klora troši se za dobivanje sredstava za zaštitu bilja. Jedan od najvažnijih insekticida je heksaklorocikloheksan (često se naziva i heksakloran). Ovu tvar je prvi put sintetizirao davne 1825. godine Faraday, ali praktična upotreba pronađena tek nakon više od 100 godina - 30-ih godina našeg stoljeća.
- Korišten je kao hemijsko ratno sredstvo, kao i za proizvodnju drugih hemijskih ratnih sredstava: iperit, fosgen.
- Za dezinfekciju vode - "hlorisanje". Najčešći način dezinfekcije vode za piće; zasnovan na sposobnosti slobodnog klora i njegovih jedinjenja da inhibiraju enzimske sisteme mikroorganizama koji kataliziraju redoks procese. Za dezinfekciju vode za piće koristite: hlor, hlor dioksid, hloramin i izbjeljivač. SanPiN 2.1.4.1074-01 utvrđuje sljedeće granice (koridor) dozvoljenog sadržaja slobodnog rezidualnog hlora u vodi za piće centraliziranog vodosnabdijevanja 0,3 - 0,5 mg / l. Brojni naučnici, pa čak i političari u Rusiji kritiziraju sam koncept hlorisanja vode iz vodovoda, ali ne mogu ponuditi alternativu dezinfekcijskom posljedici hlornih jedinjenja. Materijali od kojih su izrađene vodovodne cijevi međusobno djeluju na različite načine s kloriranom vodom iz slavine. Slobodni klor u vodi iz slavine značajno smanjuje životni vijek cjevovoda na bazi poliolefina: razne vrste polietilenskih cijevi, uključujući umreženi polietilen, velike poznate kao PEX (PE-X). U SAD-u, da bi kontrolirali prihvat cjevovoda od polimernih materijala za upotrebu u vodovodima sa kloriranom vodom, morali su usvojiti 3 standarda: ASTM F2023 za cijevi, membrane i skeletne mišiće. Ovi kanali obavljaju važne funkcije u regulaciji volumena tečnosti, trans-epitelnom transportu jona i stabilizaciji membranskih potencijala, te su uključeni u održavanje pH ćelije. Hlor se akumulira u visceralnom tkivu, koži i skeletnim mišićima. Hlor se uglavnom apsorbuje u debelom crijevu. Apsorpcija i izlučivanje hlora usko su povezane sa natrijumovim ionima i bikarbonatima, u manjoj mjeri sa mineralokortikoidima i aktivnošću Na + / K + - ATP -aze. Stanice akumuliraju 10-15% sveg klora, od toga od 1/3 do 1/2 - u eritrocitima. Oko 85% klora nalazi se u vanćelijskom prostoru. Klor se iz tijela izlučuje uglavnom urinom (90-95%), izmetom (4-8%) i kožom (do 2%). Izlučivanje klora povezano je sa natrijumovim i kalijumovim ionima, a recipročno sa HCO 3 - (kiselinsko-bazna ravnoteža).
Osoba konzumira 5-10 g NaCl dnevno. Minimalna potreba čovjeka za klorom je oko 800 mg dnevno. Dojenče prima potrebnu količinu hlora kroz majčino mlijeko, koje sadrži 11 mmol / L hlora. NaCl je neophodan za proizvodnju hlorovodonične kiseline u želucu, koja pomaže probavi i ubija bakterije. Trenutno učešće hlora u pojavi određenih bolesti kod ljudi nije dobro razumljivo, uglavnom zbog malog broja studija. Dovoljno je reći da čak i preporuke za dnevnu konzumaciju klora nisu razvijene. Ljudsko mišićno tkivo sadrži 0,20-0,52% hlora, kosti - 0,09%; u krvi - 2,89 g / l. Prosječna osoba (tjelesna težina 70 kg) sadrži 95 g klora. Svakog dana osoba dobije 3-6 g klora iz hrane, što u višku pokriva potrebu za ovim elementom.
Joni klora su vitalni za biljke. Hlor učestvuje u energetskom metabolizmu biljaka, aktivirajući oksidativnu fosforilaciju. Neophodan je za stvaranje kisika u procesu fotosinteze izoliranim hloroplastima, stimulira pomoćne procese fotosinteze, prvenstveno one povezane sa akumulacijom energije. Hlor pozitivno djeluje na apsorpciju kiseonika korijenima, kalijumom, kalcijumom, jedinjenjima magnezijuma. Prekomjerna koncentracija jona klora u biljkama može imati i negativnu stranu, na primjer, smanjiti sadržaj hlorofila, smanjiti aktivnost fotosinteze i usporiti rast i razvoj biljaka hlora Baskunchak). Hlor je bio jedna od prvih korištenih kemijskih otrovnih supstanci
- Uz pomoć analitičke laboratorijske opreme, posebno laboratorijske i industrijske elektrode: referentne elektrode ESr-10101 koje analiziraju sadržaj Cl– i K +.
Zahtjevi za hlor, pronalaze nas zahtjevi za hlorom
Interakcija, trovanje, voda, reakcije i stvaranje klora
- oksid
- rješenje
- kiselina
- veze
- svojstva
- definicija
- dioksid
- formula
- težina
- aktivan
- tečnost
- supstanca
- aplikacija
- djelovati
- oksidaciono stanje
- hidroksid
OKSIDI KLORA... Svi oksidi klora. imaju oštar miris, termički su i fotohemijski nestabilni, skloni eksplozivnom raspadanju, pozit. Monoksid [oksid Cl (I), dikloroksid, hemioksid] Cl20 - žuto-narančasti plin sa blagom zelenkastom bojom, u tečnom stanju - crveno-smeđi; dužina veze Cl - O 0,1700 nm, ugao OClO 111 °, 2,60 x 10 -30 C x m (tablica); jednačina temperaturne zavisnosti pritiska pare lgp (mm Hg) \u003d 7,87 - 1373 / T (173-288 K); rastvorljivo u vodi sa stvaranjem HCl, rastvorljivost (g u 100 g H20 na 0 ° C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Na 60-100 ° C, termodinamički, raspadanje Cl20 završava se za 12-24 sata, iznad 110 ° C, eksplozija se događa za nekoliko minuta, osvjetljenje ubrzava propadanje i povećava vjerovatnoću eksplozije. Oblikuje oksikloride sa hloridima, na primjer, sa T1Cl 4, TaCl 5 i AsCl 3, odnosno T1OCl 2, TaOCl 3 i AsO 2 Cl. S NO 2 tvori smjesu NO 2 Cl i NO 3 Cl, s N 2 O 5 - čisti NO 3 Cl. Fluorisanjem Cl 2 O sa AgF 2 može se dobiti ClOF 3, a reakcijom sa AsF 5 ili SbF 5, soli klora ClO + 2 MF - 6. Slično reagirajte sa MF 5 (gdje je M As i Sb) ClO2 i Cl206. Sa sat. organska jedinjenja Cl 2 O ponašaju se kao sredstvo za hlorovanje, poput hlora. Cl20 se dobija propuštanjem Cl2 razblaženog N2 preko HgO ili reakcijom Cl2 sa vlažnim Na2CO3.
OSOBINE KLOROKSIDA
|
Indeks |
||||||
|
tačka ključanja, ° S |
||||||
|
Gustoća, g / cm 3 |
2.023 (3.5 ° C) |
1,805 ** (25 ° C) |
||||
|
J / (mol x K) |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
J / (mol x K) |
* Procijenjeno. ** 2,38 g / cm 3 na -160 ° C.
Dioksid ClO 2 je žut plin, u tečnom stanju je svijetlocrven, u čvrstom stanju crvenkasto žut; dužina veze C - O 0,1475 nm, ugao OClO 117 ° C; jednačina za temperaturnu zavisnost pritiska pare logp (mm Hg) \u003d 7,7427 - 1275,1 / T (226-312 K); rastvorljivost u vodi 26,1 g / l (25 ° C, 20,68 kPa), rastvorljivo u CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. U pojedinačnom stanju je eksplozivan, pri 30-50 ° C raspadanje se odvija s mjerljivom brzinom, većom od 50 ° C nakon razdoblja indukcije koja eksplodira. U alkalnom okruženju, ClO 2 se disproporcionalno prema i u prisustvu. H2O2 nastaje i O2 se oslobađa. Reducirano jodidima, arsenidima, PbO, H 2 SO 3, aminima do hlorit-jona. SNO 2 i N 2 O 5 formiraju NO 3 Cl, sa NOCl-NO 2 Cl. Fluoriran pomoću AgF 2, BrF 3 ili razrijeđenog F 2 do ClO 2 F. ClO 2 se dobiva djelovanjem redukcionih sredstava (SO 2, NO 2, metanol, organski peroksidi) na zakiseljenu otopinu hlorata alkalnog metala, zagrijavanjem smjese klorata sa vlažnom oksalnom kiselinom, djelovanjem Cl 2 u hlorite. Za razliku od ostatka oksida klora oko. ClO 2 - proizvod prom. proizvodnja, koristi se umjesto Cl 2 kao ekološki prihvatljiv proizvod za izbjeljivanje drvne celuloze, celuloze, sintetike. vlakna za pripremu napitka i tehnol. voda, dezinfekcija otpadnih voda. Nadražuje sluznicu, izaziva kašalj, povraćanje itd .; MPC u zraku radnog područja 0,1 mg / m 3, LD 50 140 mg / kg (pacovi, intragastrično).
Klor-perhlorat (ciklorotetraoksid) Cl 2 O 4 ili ClOClO 3 je kristalna tečnost svijetložute boje. stanje je gotovo bezbojno (vidi perklorati).
Trioksid (dikloroheksoksid) Cl 2 O 6 je jarko crvena tečnost, u čvrstom stanju je narandžasta, a hlađenjem boja slabi. U plinu i tečnosti molekuli imaju strukturu O 2 Cl - O - ClO 3, u kristalima - kristali monokliničkog sistema (svemirska grupa, z \u003d 4); Pritisak pare 39,9 Pa (0 ° C), 133 Pa (19 ° C). Polako se raspada već na 0-10 ° C u ClO 2 i O 2, iznad 20 ° C Cl 2 pojavljuje se u produktima razgradnje; reagira s vodom bljeskalicom, proizvodi hidrolize su NClO 3 i NClO 4. Stvara perhlorate sa hloridima, bromidima, nitratima, na primjer sa NOCl daje NOClO 4, sa N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, sa AlCl 3 -ClO 2, sa FeCl 3 - ClO 2. Kada se zagrijavaju u vakuumu, takvi kompleksi cijepaju Cl 2 O 6 i transformiraju se u nesolvatirane perklorate Al (ClO 4) 3, Fe (ClO 4) 3. Dobijte Cl 2 Otprilike 6 reakcijom ozona sa ClO 2 ili djelovanjem F 2 na metalne hlorate. Koristi se za sintezu bezvodnih perhlorata u laboratorijskim uslovima.
Cl (VII) oksid (hlorovodični anhidrid, dihloroheptaoksid) Cl 2 O 7 - bezbojan. pokretna tečnost, osjetljiva na udarce i trenje. Molekula ima strukturu O 3 Cl - O - ClO 3, dužina veze Cl - O 0,1709 nm, u grupama ClO 3 - 0,1405 nm, ugao SlOCl 118,6 °, OClO 115,2 °, 2,40 x 10 -30 CL x m; monoklinički kristali (svemirska grupa S 2 / s); jednačina temperaturne zavisnosti pritiska pare logp (mm Hg) \u003d 7,796-1770 / T. Neograničeno topljiv u CCl 4, dobro topljiv u HClO 4, ROCl 3 itd. Ne miješa se s vodom, reagira na površini veze s nastankom NSlO 4, reakcija je vrlo egzotermna u odnosu na reakciju (-211 kJ / mol); zagrijavanje sloja Cl 2 O 7 može dovesti do eksplozije. Razgradnja Cl 2 O 7 u plinu u hlor i kiseonik odvija se mjerljivom brzinom na 100-120 ° C, ali pri pritisku Cl 2 O 7 iznad 13,3 kPa postaje eksplozivna. Tečnost Cl 2 O 7 je stabilna do 60-70 ° S, dodatak donjih KLOROKSIDA o. ubrzava njegovo propadanje. Za tečni Cl 2 O 7 karakteristične su reakcije sa stvaranjem kovalentnih spojeva sa grupom - ClO 3. Sa NH 3 u CCl 4 tvori NH 4 HNClO 3 i NH 4 ClO 4, sa alkilaminima - RHNClO 3, odnosno R 2 NClO 3, sa SbF 5 - SbOF 3 i FClO 3, sa N 2 O 5 u CCl 4 NO 2 ClO 4. Koristeći Cl207, organski perhlorati se mogu sintetizirati iz alkohola. Cl 2 O 7 se dobija dejstvom P 2 O 5 ili oleuma na perhlornu kiselinu ili elektrolizom otopine HClO 4 na Pt elektrodama ispod 0 ° C (Cl 2 O 7 se nakuplja u anodnom prostoru). Čisti Cl 2 Oko 7 se takođe može dobiti zagrijavanjem u vakuumu nekih perklorata, na primjer Nb (ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Poznat je niz slobodnih radikala klor-kiseonika, koji su dobijeni u različitim matricama niskih temperatura i proučavani uglavnom EPR metodom, - SlO 3, SOO, SlSlO, kao i nestabilni seskvioksid Sl 2 O 3, koji se razlaže na -50 - 0 ° S i ima, verovatno, strukturu hlor-hlorata SLOslO 2. Termički stabilni SlO radikal (dužina veze Cl - O 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ / mol) je međuprodukt oksidacije ugljovodonika sa hlorovodoničnom kiselinom i hlornim oksidima, razgradnjom svih KLOROKSIDA o. i drugih hlor-kiseoničkih spojeva, kao i reakcija ozona sa atomskim klorom u stratosferi.
Literatura: Nikitin I.V., Hemija kiseoničkih jedinjenja halogena, M., 1986.
V. Ya Rosolovsky.
Hemijska enciklopedija. Svezak 5 \u003e\u003e
| Hlor (VII) oksid | |
| Diklor-heptoksid-3D-kuglice.png | |
| Uobičajeni su | |
|---|---|
| Sistematično ime |
Hlor (VII) oksid |
| Chem. formula | Cl 2 O 7 |
| Fizička svojstva | |
| stanje | tečnost |
| Molarna masa | 182.901 g / mol |
| Termička svojstva | |
| T. float. | -91,5 ° C |
| T. kip. | 82 ° C |
| T. decomp. | 120 ° C |
| Entalpija formacije | 251,0 kJ / mol |
| Klasifikacija | |
| Reg. CAS broj | |
| PubChem | Lua greška u modulu: Wikidata na liniji 170: pokušaj indeksiranja polja "wikibase" (nula vrijednost). |
| Reg. EINECS broj | Lua greška u modulu: Wikidata na liniji 170: pokušaj indeksiranja polja "wikibase" (nula vrijednost). |
| OSMIJEH | |
| InChI | |
| Codex Alimentarius | Lua greška u modulu: Wikidata na liniji 170: pokušaj indeksiranja polja "wikibase" (nula vrijednost). |
| RTECS | Lua greška u modulu: Wikidata na liniji 170: pokušaj indeksiranja polja "wikibase" (nula vrijednost). |
| ChemSpider | Lua greška u modulu: Wikidata na liniji 170: pokušaj indeksiranja polja "wikibase" (nula vrijednost). |
| Podaci se temelje na standardnim uvjetima (25 ° C, 100 kPa), ako nije drugačije naznačeno. | |
Hlor (VII) oksid (dikloroheptaoksid) Cl 2 O 7, ( hlorovodični anhidrid) - kiseli oksid. Viši hlorov oksid, u kojem pokazuje oksidacijsko stanje od +7.
Molekul Cl 2 O 7 ima strukturu O 3 Cl-O-ClO 3 (dCl-O \u003d 0,1709 nm, u grupama ClO 3 - 0,1405 nm, ugao ClOCl \u003d 118,6 °, OClO 115,2 °) c prostorna simetrija C 2, molekula je polarna (μ \u003d 2,40 · 10 −30 C · m).
Svojstva
Hlorov anhidrid je bezbojna uljasta tečnost. Cl 2 O 7 eksplodira kada se zagreje iznad 120 ° C i od udara, ali je otporniji od hlor-oksida i dioksida. Tečnost Cl 2 O 7 stabilna je do 60-70 ° C, ali primesa nižih oksida hlora značajno ubrzava njegovo razlaganje:
texvc nije pronađeno; Pogledajte matematiku / README za pomoć u postavljanju.): \\ Mathsf (2Cl_2O_7 \\ rightarrow 2Cl_2 + 7O_2) ΔH \u003d 135 kJ / mol Polako se otapa u hladnoj vodi da bi nastala perhlorna kiselina:
Nije moguće raščlaniti izraz (izvršnotexvc nije pronađeno; Pogledajte matematiku / README za pomoć pri postavljanju.): \\ Mathsf (Cl_2O_7 + H_2O \\ rightarrow 2HClO_4)
Hlorov anhidrid je jako oksidirajuće sredstvo.
Prijem
Cl 2 O 7 se dobija pažljivim zagrevanjem perhlorne kiseline sa fosfornim anhidridom ili oleumom:
Nije moguće raščlaniti izraz (izvršnotexvc nije pronađeno; Pogledajte matematiku / README za pomoć oko podešavanja.): \\ Mathsf (2HClO_4 + P_4O_ (10) \\ rightarrow Cl_2O_7 + H_2P_4O_ (11))
Hlorov oksid (VII) se takođe dobija elektrolizom rastvora HClO 4 na platinastim elektrodama ispod 0 ° C (Cl 2 O 7 se nakuplja u anodnom prostoru). Čisti Cl207 se takođe može sintetizovati zagrevanjem pod vakuumom nekih perhlorata, na primer, Nb (ClO4) 5 ili MoO2 (ClO4) 2.
Napišite recenziju članka "Klor (VII) oksid"
Književnost
- Remy G. "Kurs neorganske hemije" M.: Strana književnost, 1963
| Hemijske posude | Ovo je kvar za članak o anorganskim tvarima. Možete pomoći projektu dodavanjem. |
Isečak koji karakteriše hlor (VII) oksid
- Raskomotite se, Madona! Nadam se da će barem jedno od ovih jela zadovoljiti vaš sofisticirani ukus? ..Osjećao sam se tako jezivo da sam odjednom, neočekivano za sebe, poželio prasnuti u smijeh ... Kako sam mogao ikada zamisliti da jednog dana mogu sjediti za istim stolom s osobom koju sam više od svega želio uništiti?! I osjećajući neobičnu nespretnost, pokušala je odmah progovoriti ...
„Šta vas je ponukalo da me danas pozovete, Vaša Svetosti? Upitala sam oprezno.
- Vaše ugodno društvo, - nasmijala se Karaffa i, nakon malo razmišljanja, dodala: - Željela sam razgovarati s vama o nekim važnim pitanjima za mene, Madonno, i radije sam to radila u ugodnijem okruženju za vas.
Ušao je sluga i poklonivši se Karaffeu počeo je kušati prve obroke. Kako sam u tom trenutku požalio što sa sobom nisam imao čuveni firentinski biljni otrov! .. Bilo je bezbolno i neukusno, prkosnoj definiciji ... Ovaj otrov je djelovao tek nakon tjedan dana. Ubili su prinčeve i kraljeve ... I sigurno bi zauvijek smirio ludog Papu !!!
Nikad ne bih vjerovao da bih mogao tako lako razmišljati o ubistvu ... Duša se polako pretvarala u kamen, ostavljajući unutra samo mjesto za pravdu. Živio sam da ga uništim. Nije bilo važno kako ste to učinili. U ovom slučaju, bilo koje sredstvo je bilo dobro. Glavno je bilo ubiti Karaffu. Tako da nevini ljudi više ne pate, tako da ova krvoločna, zla osoba ne hoda po zemlji.
I zato sam sada sjedio pored njega, prihvaćajući poslastice s osmijehom i društveno razgovarajući na razne teme ... istovremeno, napeto tražeći barem neku slabost koja bi mi pružila priliku da se napokon riješim njegovog "sveca" prisustvo ...
Večera se približavala sredini, a mi smo i dalje sekularno "raspravljali" o nekim rijetkim knjigama, muzici i umjetnosti, kao da nije imao na umu neki vrlo ozbiljan cilj, zbog čega me pozvao u svoje odaje u tako neprimjerenom , kasni sat.
Činilo se da je Karaffa iskreno uživao u razgovoru, naoko je potpuno zaboravio na svoj "posebno važan" razgovor. I moramo mu odati počast - nesumnjivo je bio najzanimljiviji sagovornik ... ako zaboravite ko je zapravo bio ... Da bih ugušio rastuću tjeskobu u mojoj duši, našalila sam se što je više moguće. Caraffa se veselo nasmijala mojim šalama govoreći drugima kao odgovor. Bio je uslužan i ugodan. Ali, usprkos svoj njegovoj svjetovnoj galantnosti, osjetio sam da se i on umorio od pretvaranja ... I premda je Caraffina izdržljivost bila zaista besprijekorna, po grozničavom odsjaju njegovih crnih očiju shvatila sam da se napokon sve završava ... Zrak oko nas je doslovno "puklo" od sve većih očekivanja. Razgovor je postepeno postajao sve manji, prelazeći na razmjenu jednostavnih svjetovnih primjedbi. I konačno, Karaffa je započela ...
Svojstva oksida
Oksidi su složene hemikalije koje su hemijski spojevi jednostavnih elemenata sa kiseonikom. Oni su oblikovanje soli i neoblikovanje soli... Istodobno, soli koje formiraju su 3 vrste: majore (od riječi "temelj"), kisela i amfoterni... Primjer oksida koji ne stvaraju sol može biti: NO (dušikov oksid) - je bezbojni plin, bez mirisa. Nastaje tokom grmljavinske oluje u atmosferi. CO (ugljični monoksid) je plin bez mirisa koji nastaje izgaranjem ugljena. Obično se naziva ugljen monoksidom. Postoje i drugi oksidi koji ne stvaraju soli. Sada ćemo detaljnije pogledati svaku vrstu oksida koji stvaraju sol.
Osnovni oksidi su složene hemijske supstance povezane s oksidima koji hemijskom reakcijom sa kiselinama ili kiselim oksidima stvaraju soli i ne reagiraju s bazama ili osnovnim oksidima. Na primjer, glavni uključuju sljedeće: K 2 O (kalijev oksid), CaO (kalcijev oksid), FeO (2-valentni željezni oksid).
Razmislite hemijska svojstva oksida primjerima
1. Interakcija s vodom: - interakcija s vodom uz stvaranje baze (ili lužine) CaO + H 2 O \u003d Ca(OH) 2 (poznata reakcija gašenja koja proizvodi puno toplote!)
2. Interakcija sa kiselinama: - interakcija sa kiselinom sa stvaranjem soli i vode (rastvor soli u vodi) CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O (Kristali ove supstance CaSO 4 svima su poznati pod nazivom „gips“).
3. Interakcija s kiselinskim oksidima: stvaranje soli CaO + CO 2 \u003d CaCO 3 (Ova supstanca je svima poznata - obična kreda!)
Kiseli oksidi su složene hemijske supstance povezane sa oksidima koji stvaraju soli kada kemijski stupaju u interakciju s bazama ili osnovnim oksidima i ne reagiraju s kiselim oksidima. Primjeri kiselih oksida mogu biti: CO 2 (poznat svim ugljen-dioksidima), P 2 O 5 - fosfor oksid (nastaje sagorevanjem u vazduhu bijeli fosfor), SO 3 - sumpor-trioksid - ova supstanca se koristi za dobivanje sumporna kiselina.
Hemijska reakcija sa vodom CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3 - ova supstanca - ugljena kiselina - jedna od slabe kiseline, dodaje se u gaziranu vodu kako bi se „stvorio plin”. Kako temperatura raste, topljivost plina u vodi opada, a višak izlazi u obliku mjehurića. - reakcija sa lužinama (bazama): CO 2 + NaOH \u003d Na 2 CO 3 - nastala supstanca (sol) se široko koristi u domaćinstvu. Njegovo ime - soda pepeo ili soda za pranje - izvrsno deterdžent za izgorene lonce, masnoće, izgaranje. Ne preporučujem rad golim rukama! - reakcija sa osnovnim oksidima: CO 2 + MgO \u003d MgCO 3 - nastala sol - magnezijum karbonat - naziva se i "gorka sol".
Amfoterični oksidi su složene hemikalije, takođe povezane sa oksidima, koji tvore soli hemijskom interakcijom sa kiselinama (ili kiseli oksidi) i osnova (ili osnovni oksidi). Najčešća upotreba riječi "amfoter" u našem slučaju odnosi se na oksidi metala... Primjer amfoterni oksidi mogu biti: ZnO - cinkov oksid (bijeli prah, koji se često koristi u medicini za proizvodnju maski i krema), Al 2 O 3 - aluminijum-oksid (zvan i "glinica").
Hemijska svojstva amfoternih oksida jedinstvena su po tome što mogu ući u hemijske reakcije koje odgovaraju bazama i kiselinama. Na primjer: - reakcija s kiselim oksidom: ZnO + H 2 CO 3 \u003d ZnCO 3 + H 2 O - Rezultirajuća supstanca je otopina soli "cinkovog karbonata" u vodi. - reakcija sa bazama: ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O - rezultirajuća supstanca je dvostruka sol natrijuma i cinka.
Dobijanje oksida proizvedeni na razne načine. To se može učiniti fizički i kemijski. Najjednostavniji način je kemijska interakcija jednostavnih elemenata s kisikom. Na primjer, rezultat procesa sagorijevanja ili jednog od proizvoda ove hemijske reakcije je oksidi... Na primjer, ako se usijana željezna šipka, a ne samo željezo (možete uzeti cink Zn, kositar Sn, olovo Pb, bakar Cu, - općenito, ono što je pri ruci) stavi u tikvicu s kisikom, tada će doći do kemijske reakcije oksidacije željeza koja praćen jarkim bljeskom i varnicama. Produkt reakcije bit će crni željezni oksid u prahu FeO: 2Fe + O2 \u003d 2FeO Potpuno sličan hemijske reakcije s drugim metalima i nemetalima, Na primjer: Cink sagorijeva u kiseoniku da bi stvorio cinkov oksid 2Zn + O 2 \u003d 2ZnO Sagorijevanje ugljena prati stvaranje dva oksida odjednom: ugljen monoksid i ugljen dioksid 2C + O 2 \u003d 2CO - stvaranje ugljen monoksida. C + O 2 \u003d CO 2 - stvaranje ugljen-dioksida. Ovaj plin nastaje ako ima više nego dovoljno kisika, odnosno u svakom slučaju reakcija se prvo odvija stvaranjem ugljičnog monoksida, a zatim se ugljični monoksid oksidira, pretvarajući se u ugljični dioksid. Dobijanje oksida može se obaviti na drugi način - reakcija hemijskog razlaganja... Na primjer, da bi se dobio željezni oksid ili aluminij-oksid, potrebno je kalcinirati odgovarajuće baze metali: Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O 2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O, kao i tokom razgradnje pojedinih kiselina: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2 - razgradnja ugljene kiseline H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2 - razgradnja sumporne kiseline Dobijanje oksida mogu se izvesti iz metalnih soli s jakim zagrijavanjem, na primjer: CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 - kalciniranjem krede dobijaju se kalcijev oksid (ili živi kreč) i ugljični dioksid. Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2 - u ovoj reakciji razgradnje dobivaju se odjednom dva oksida: bakar CuO (crni) i azot NO 2 (naziva se i smeđim plinom zbog svoje zaista smeđe boje). Drugi način na koji možete izvršiti proizvodnju oksida je redoks reakcije, na primjer Cu + 4HNO 3 (konc.) \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (konc.) \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
Oksidi hlora
Sljedeće je poznato oksidi hlora: Cl20, ClO2, Cl206, Cl207. Svi oni, osim Cl 2 O 7, imaju žutu ili narančastu boju i nisu stabilni, posebno ClO 2, Cl 2 O 6. Sve oksidi hlora eksplozivna i vrlo jaka oksidaciona sredstva. Reagujući sa vodom, oni formiraju odgovarajuće oksigenirano i hlor kiselina: Dakle, Cl 2 O - kiseli hlor oksid hipoklorna kiselina. Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HClO - Hypochlorous acid ClO 2 - kiseli hlor oksid hlorovodonična i klorovodična kiselina, jer tokom hemijske reakcije sa vodom formira odjednom dvije od ovih kiselina: ClO 2 + H 2 O \u003d HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - takođe kiseli hlor oksid hlorovodična i perhlorna kiselina: Cl 2 O 6 + H 2 O \u003d HClO 3 + HClO 4 I, konačno, Cl 2 O 7 - bezbojna tečnost - kiseli hlor oksid perhlorna kiselina: Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d HCl O 4
Azotni oksidi
Azot je gas koji sa kiseonikom stvara 5 različitih spojeva - 5 azotni oksidi... Naime: - N 2 O - azot hemioksid... Njegovo drugo ime poznato je u medicini pod tim imenom gas koji se smije ili dušikov oksid - bezbojan je, slatkast i dobrog je okusa. - NE - azot monoksid je plin bez boje, mirisa i okusa. - N 2 O 3 - nitratni anhidrid - bezbojna kristalna supstanca - NO 2 - azot dioksid... Njegovo drugo ime je smeđi plin - plin zaista ima smeđe-smeđu boju - N 2 O 5 - azotni anhidrid - plava tečnost koja ključa na temperaturi od 3,5 0 C
Od svih ovih navedenih dušikovih spojeva, najzanimljiviji u industriji su NO - azot monoksid i NO 2 - azot dioksid. Azotni monoksid (NE) i dušikov oksid N 2 O ne reaguje ni sa vodom ni sa lužinama. Azotni anhidrid (N 2 O 3) pri reakciji sa vodom stvara slabu i nestabilnu azotnu kiselinu HNO 2, koja se postepeno pretvara u stabilniju hemikaliju u vazduhu azotna kiselina... Razmotrite neke hemijska svojstva azotnih oksida: Reakcija sa vodom: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 - 2 kiseline nastaju odjednom: azotna kiselina HNO 3 i azotna kiselina. Reakcija s lužinom: 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - nastaju dvije soli: natrijum nitrat NaNO 3 (ili natrijum nitrat) i natrijum nitrit (sol azotne kiseline). Reakcija sa solima: 2NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - nastaju dvije soli: natrijum nitrat i natrijum nitrit i oslobađa se ugljen dioksid.
Azotni dioksid (NO 2) dobija se iz azotnog monoksida (NO) hemijskom reakcijom spoja c kiseonik: 2NO + O 2 \u003d 2NO 2
Oksidi gvožđa
Gvožđe oblici dva oksid: FeO - oksid gvožđa (2-valentni) - crni prah, koji se dobija redukcijom oksid gvožđa(3-valentni) ugljen-monoksid slijedećom kemijskom reakcijom: Fe 2 O 3 + CO -\u003e 2FeO + CO 2 Ovo je osnovni oksid koji lako reagira s kiselinama. Ima reducirajuća svojstva i brzo se oksidira oksid gvožđa (3-valentna). FeO + O 2 -\u003e 2Fe 2 O 3 Gvozdeni oksid (3-valentni) je crveno-smeđi prah (hematit) s amfoternim svojstvima (može komunicirati s kiselinama i lužinama). Ali kisela svojstva ovaj oksid je toliko slabo izražen da se najčešće koristi kao osnovni oksid... Postoje i tzv mešani oksid gvožđa Fe 3 O 4. Nastaje kada gorivo gori, dobro provodi električnu struju i ima magnetska svojstva (naziva se magnetna željezna ruda ili magnetit). Ako željezo izgori, tada se kao rezultat reakcije sagorijevanja stvara kamenac koji se sastoji od dva oksida odjednom: oksid gvožđa (III) i (II) valencija.
