Cheminė chloro oksido formulė. Kaip gauti chloro oksidų
Chloro (I) oksidas Cl 2 O - endoterminį nestabilų junginį galima gauti taip: 2Cl2 + HgO \u003d HgCl2 + Cl2O.
Kaitinant jis suyra: 2Cl 2 O \u003d 2Cl 2 + O 2, su vandeniu gaunama hipochlorito rūgštis (turi kilio pobūdį): Cl 2 O + H 2 O \u003d 2HOCl.
Chloro oksidacijos būsena yra +4. ClO 2 - chloro (IV) oksidas, endoterminis su aštraus kvapo, m-la turi kampinę formą, todėl yra poliarinis.
ClO 2 būdingos disproporcijos reakcijos: 6ClO 2 + 3H 2 O \u003d 5HClO 3 + HCl,
2ClO 2 + 2KOH \u003d KСlO2 + 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,
Jis daugiausia naudojamas balinant ar sterilizuojant įvairias medžiagas. Nustatyta, kad jis gali būti naudojamas cheminių gamyklų nuotekų de-fenoliui šalinti.
Cl 2 O 6sukelia neproporcingumo reakciją: 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.
Chloro (VII) oksidas Cl 2 O 7 - perchloro rūgšties anhidridas HClO 4 (m-l poliarinis), santykinai stabilus, kaitinamas (virš 120 laipsnių) jis suyra sprogdamas. 2 HClO 4 + P 2 O 5 \u003d Cl 2 O 7 + 2HPO 3,
Cl2O7 + H2O \u003d 2HClO4, 2Cl2O7 \u003d 2Cl2 + 7O2,
Bromo (I) oksidą galima gauti taip: 2 Br 2 + HgO \u003d HgBr 2 + Br2O, kambario temperatūroje
suyra: 2Br 2 O \u003d 2 Br 2 + O 2.
Bromo (IV) oksidas 4O 3 + 3Br 2 \u003d 6BrO 2 - šviesiai geltona kietoji medžiaga, stabili tik -40 laipsnių temperatūroje. Vienas iš terminio skaidymo vakuume produktų yra rudasis bromo oksidas.
Jodo oksidas (V) gaunamas dehidratuojant jodo rūgštį (kaitinant sieros rūgštimi): 2 HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O, aukštesnėje nei 3000 C temperatūroje jis suyra: 2 I 2 O 5 \u003d 2 I 2 + 5 O 2.
Klausimas Nr. 20. HHO tipo halogenų deguonies turinčios rūgštys ir jų druskos. Nomenklatūra. Ml struktūra... Stabilumas. Oksiduojančios ir rūgštinės savybės. Balinimo milteliai. Gavimas ir naudojimas.
Fluoro rūgštis iš dalies susidaro dėl lėtos fluoro srovės sąveikos sumažintame slėgyje su atvėsintu vandeniu. Išskiriama tik labai mažais kiekiais bespalvė medžiaga, turinti aukštą garų slėgį, normaliomis sąlygomis ji gana greitai skyla į HF ir O 2. „M-la HOF“ kampas yra 97 laipsnių. Tai, matyt, stiprus dalykas, bet greitai hidrolizuojamas vandeniu, daugiausia pagal lygtį: HOF + HOH \u003d HF + H 2 O 2. Jo druskos nebuvo gautos, tačiau salos yra žinomos, kurias galima laikyti produktais, pakeitus vandenilį metaloidinio pobūdžio radikalais.
Hipochlorito rūgštis labai silpnas, lengvai suyra šviesoje išsiskirdamas atomo deguoniui, kuris sukelia jo labai stiprias oksidacines savybes.
HClO ir hipochloritus galima gauti taip: Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O želė vanduo, Cl 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaOCl 2 + H 2 O - chloras kalkės Cl 2 O + 2 KOH \u003d 2KClO + H 2 O,
2 HI + HClO \u003d I 2 + HCl + H 2 O. Cl 2 O + H 2 O \u003d 2 HOCl.
Hipochloritas ir hipochloritai yra ok-lyami. Standartinių redokso potencialų palyginimas rodo, kad hipochlorido rūgštis yra stipresnis oksidatorius nei laisvasis chloras ir hipochloritai. Didelis oksidatorius stiprumas iki-ts paaiškinamas stipriu poliarizuojamu protono poveikiu chloro - deguonies ryšiui, kuriame jungtis deformuojama Þ į - tai yra nestabilus darinys, palyginti su hipochloritais.
Audiniams balinti naudojamas žvyro vanduo, o dezinfekcijai - baliklis.
М-la turi kampinės struktūros kampą \u003d 103 ° d (OH) \u003d 0,97, d (ОCl) \u003d 1,69А °.
Hipobromo rūgštis Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO, Br 2 + KOH \u003d KBr + KBrO + H 2 O, kalio hipobromitas Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O \u003d 2 HBrO + 10 HCl. Kalio hipobromitas lengvai suskaidomas: 3 KBrO \u003d 2 KBr + KBrO 3 kalio bromatas.
Hipoksinė rūgštis:2I 2 + HgO + H 2 O \u003d HgI 2 + 2HIO, druskas galima gauti sąveikaujant rūgštims su šarmais arba reaguojant:
Paskutiniai 2 jums nėra izoliuoti individualioje būsenoje, o druskos - hipobromidai ir hipojodidai - yra gana stabilios, jei nėra zagisilo. Šioje eilėje komplekto stiprumas krenta.
Klausimas Nr. 21. HHO3 tipo deguonies turintys jums halogenai ir jų druskos. Nomenklatūra. Ml struktūra. Stabilumas. Oksiduojančios ir rūgštinės savybės. Gavimas ir naudojimas. Bertoleto druska. Vibracinių p-tijų samprata.
Chloro rūgštis HClO 3 yra stabili tik vandeniniuose tirpaluose - tai stipri rūgštis ir energingas oksidatorius: 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 (natrio chloratas).
Kylant temperatūrai, vyksta reakcija: 3 Cl 2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, kur KClO 3 yra druska (kalio chloratas), savo atradėjo, prancūzų chemiko C. Berthollet garbei, dar vadinama Berthollet druska. Jis naudojamas kaip oksiduojantis agentas pirotechnikoje, degtukų gamyboje ir deguoniui gauti laboratorijos sąlygomis. Kaitinamas jis suyra: 4 KClO 3 \u003d KCl + 3 KClO 4, o esant MnO 2 katalizatoriui, įvyksta: 2 KClO 3 \u003d 2 KCl + 3 O 2.
HBrO 3 - bromo rūgštį (ji egzistuoja tik tirpale) galima gauti taip: Ba (BrO 3) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2 HBrO 3 + BaSO 4.
Įdomu pažymėti, kad jodas gali išstumti bromą iš kalio bromato 2 KBrO 3 + I 2 \u003d 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 - jodiniai (jodatai) d (IO) \u003d 1,8 A (dvi jungtys) ir 1,9 (viena jungtys), o OIO kampas \u003d 98 °
I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O \u003d 2HIO3 + 10HCl, 3I2 + 10HNO3 \u003d 6HIO3 + 10NO + 2H 2O,
I 2 + 2HClO 3 \u003d 2HIO 3 + Cl 2 (jodas išstumia chlorą), IF 5 + 3 H 2 O \u003d 5 HF + HIO 3
Druskos gali būti gaunamos sąveikaujant rūgštims su šarmais arba reaguojant:
3 I 2 + 6 NaOH \u003d 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,
Sumažėja rūgščių tirpumas ir rūgštinės savybės, padidėja stabilumas
(pagal Paulingą)
/ cm³
Chloras (χλωρός - žalia) - pagrindinio septintosios grupės pogrupio, trečiojo periodo, elementas periodinė sistema cheminiai elementai DI Mendelejevas, su atominiu numeriu 17. Jis žymimas simboliu Cl (lot. Chlorum). Reaktyvus nemetalas. Jis yra įtrauktas į halogenų grupę (iš pradžių pavadinimą „halogenas“ vartojo chloras vokiečių chemikas Schweigeris [pažodžiui „halogenas“ yra išverstas kaip vienintelis), tačiau jis neįsišaknijo, o vėliau tapo įprastas VII elementų grupei, kuriai priklauso ir chloras).
Paprasta cheminė medžiaga chloras (CAS numeris: 7782-50-5) normaliomis sąlygomis yra nuodingos, gelsvai žalios spalvos dujos, turinčios aštrų kvapą. Chloro molekulė yra diatominė (formulė Cl 2).
Chloro atomo diagrama
Chloras pirmą kartą buvo gautas 1772 m. Scheele, aprašydamas jo išsiskyrimą sąveikaujant pirolusitui su druskos rūgštimi savo traktate apie pirolusitą:
4HCl + MnO2 \u003d Cl2 + MnCl2 + 2H20
Scheele atkreipė dėmesį į chloro kvapą, panašų į vandens regia kvapą, jo gebėjimą sąveikauti su auksu ir cinabaru bei balinimo savybes.
Tačiau Scheele, remdamasi tuo metu chemijoje vyraujančia flogistono teorija, pasiūlė, kad chloras yra deplogistinė druskos rūgštis, tai yra druskos rūgšties oksidas. Berthollet ir Lavoisier teigė, kad chloras yra muriumo elemento oksidas, tačiau bandymai jį izoliuoti liko nesėkmingi iki Davy darbo, kuriam elektrolizės būdu pavyko suskaidyti valgomąją druską į natrį ir chlorą.
Paplitimas gamtoje
Gamtoje yra du chloro izotopai 35 Cl ir 37 Cl. Chloras yra labiausiai paplitęs halogenas žemės plutoje. Chloras yra labai aktyvus - jis tiesiogiai derinamas su beveik visais periodinės lentelės elementais. Todėl gamtoje jis pasireiškia tik mineralų sudėties junginių pavidalu: halito NaCl, silvito KCl, silvinito KCl NaCl, bischofito MgCl 2 6H2O, karnalito KCl MgCl 2 6H 2 O, kainito KCl MgSO 4 3H 2 O. Didžiausios chloro atsargos yra jūrų ir vandenynų vandenų druskų sudėtyje.
Chloras sudaro 0,025% viso žemės plutoje esančių atomų skaičiaus, klarko chloro skaičius yra 0,19%, o žmogaus organizme yra 0,25% chloro jonų. Žmonių ir gyvūnų chloras daugiausia randamas tarpląsteliniuose skysčiuose (įskaitant kraują) ir vaidina svarbų vaidmenį reguliuojant osmosinius procesus, taip pat procesuose, susijusiuose su nervinių ląstelių darbu.
Izotopinė sudėtis
Gamtoje yra 2 stabilūs chloro izotopai: kurių masės skaičius yra 35 ir 37. Jų kiekio proporcijos yra atitinkamai lygios 75,78% ir 24,22%.
| Izotopas | Santykinė masė, amu | Pusė gyvenimo | Skilimo tipas | Branduolio sukimas |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Stabilus | — | 3/2 |
| 36 Cl | 35.9683069 | 301 000 metų | β-skilimas į 36 Ar | 0 |
| 37 Cl | 36.96590262 | Stabilus | — | 3/2 |
| 38 Cl | 37.9680106 | 37,2 minutės | β-skilimas į 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 minutės | β-skilimas į 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1.38 minutės | β-skilimas į 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 s | β skilimas 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 s | β-skilimas į 42 Ar | |
| 43 Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-skilimas į 43 Ar |
Fizikinės ir fizikinės-cheminės savybės
Normaliomis sąlygomis chloras yra geltonai žalios spalvos dusinantis kvapas. Kai kurie iš jo fizinės savybės yra pateikti lentelėje.
Kai kurios fizinės chloro savybės
| Nuosavybė | Vertė |
|---|---|
| Virimo temperatūra | –34 ° C |
| Lydymosi temperatūra | -101 ° C |
| Skilimo temperatūra (atsiribojimas į atomus) |
~ 1400 ° C |
| Tankis (dujos, n.o.) | 3,214 g / l |
| Atomo afinitetas elektronams | 3.65 eV |
| Pirmoji jonizacijos energija | 12.97 eV |
| Šilumos talpa (298 K, dujos) | 34,94 (J / mol K) |
| Kritinė temperatūra | 144 ° C |
| Kritinis spaudimas | 76 atm |
| Standartinė formavimosi entalpija (298 K, dujos) | 0 (kJ / mol) |
| Standartinė formacijos entropija (298 K, dujos) | 222,9 (J / mol K) |
| Tirpimo entalpija | 6,406 (kJ / mol) |
| Verdanti entalpija | 20,41 (kJ / mol) |
Atvėsęs chloras virsta skysčiu maždaug 239 K temperatūroje, o tada žemiau 113 K kristalizuojasi į ortorombinę grotelę su erdvės grupe CMMA ir parametrai a \u003d 6,29 b \u003d 4,50, c \u003d 8,21. Žemiau 100 K ortorombinė kristalinio chloro modifikacija virsta keturkampiu, turinčiu erdvės grupę P4 2 / ncm o grotelių parametrai a \u003d 8,56 ir c \u003d 6,12.
Tirpumas
| Tirpiklis | Tirpumas g / 100g |
|---|---|
| Benzenas | Ištirpinkite |
| Vanduo (0 ° C) | 1,48 |
| Vanduo (20 ° C) | 0,96 |
| Vanduo (25 ° C) | 0,65 |
| Vanduo (40 ° C) | 0,46 |
| Vanduo (60 ° C) | 0,38 |
| Vanduo (80 ° C) | 0,22 |
| Tetrachlormetanas (0 ° C) | 31,4 |
| Tetrachlormetanas (19 ° C) | 17,61 |
| Tetrachlormetanas (40 ° C) | 11 |
| Chloroformas | Gerai ištirpsime |
| TiCl 4, SiCl 4, SnCl 4 | Ištirpinkite |
Veikiamas šviesos ar kaitinimo, jis aktyviai (kartais sprogdamas) reaguoja su vandeniliu radikaliu mechanizmu. Chloro ir vandenilio mišiniai, kuriuose yra nuo 5,8 iki 88,3% vandenilio, sprogsta švitindami, susidarant vandenilio chloridui. Chloro ir vandenilio mišinys nedidelėmis koncentracijomis dega bespalvė arba geltonai žalia liepsna. Maksimali vandenilio-chloro liepsnos temperatūra 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
Kitos savybės
Cl 2 + CO → COCl 2Ištirpęs vandenyje ar šarmuose, chloras išsiskiria, susidaro hipochloro (o kaitinant - perchloro) ir druskos rūgštys arba jų druskos:
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 Cl
Chlorą oksiduojančios savybės
Cl2 + H2S → 2HCl + SReakcijos su organinėmis medžiagomis
CH3-CH3 + Cl2 → C2H6-xClx + HClSujungia nesočiuosius junginius į daugybę jungčių:
CH2 \u003d CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2 -Cl
Aromatiniai junginiai pakeičia vandenilio atomą chloru, esant katalizatoriams (pavyzdžiui, AlCl 3 arba FeCl 3):
C6H6 + Cl2 → C6H5Cl + HCl
Chloro chloro gamybos metodai
Pramoniniai metodai
Iš pradžių pramoninis chloro gamybos metodas buvo pagrįstas Scheele metodu, ty pirolusito reakcija su druskos rūgštimi:
MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O 2NaCl + 2H 2 O → H 2 + Cl 2 + 2 NaOH anodas: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 katodas: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Kadangi vandens elektrolizė vyksta lygiagrečiai su natrio chlorido elektrolize, tada santraukos lygtis gali būti išreikštas taip:
1,80 NaCl + 0,50 H 2 O → 1,00 Cl 2 + 1,10 NaOH + 0,03 H 2
Chloro gamybai naudojami trys elektrocheminio metodo variantai. Du iš jų yra kietojo katodo elektrolizė: diafragmos ir membranos metodai, trečioji - skystojo katodo elektrolizė (gyvsidabrio gamybos metodas). Tarp elektrocheminių gamybos metodų lengviausias ir patogiausias metodas yra elektrolizė naudojant gyvsidabrio katodą, tačiau šis metodas daro didelę žalą aplinkai dėl garavimo ir metalinio gyvsidabrio nutekėjimo.
Kietojo katodo diafragmos metodas
Elektrolizatoriaus ertmė akytu asbesto pertvara - diafragma - padalijama į katodo ir anodo erdvę, kur atitinkamai yra elektrolizatoriaus katodas ir anodas. Todėl toks elektrolizeris dažnai vadinamas diafragmos elektrolize, o gamybos būdas - diafragmos elektrolize. Prisotinto anolito (NaCl tirpalo) srautas nuolat tiekiamas į diafragmos ląstelės anodo erdvę. Dėl elektrocheminio proceso dėl halito irimo anode išsiskiria chloras, o dėl vandens irimo - katode išsiskiria vandenilis. Šiuo atveju katodo zona yra praturtinta natrio hidroksidu.
Kietojo katodo membranos metodas
Membranos metodas iš esmės yra panašus į diafragmos metodą, tačiau anodo ir katodo erdvės yra atskirtos katijonų mainų polimero membrana. Membranų gamyba yra efektyvesnė už diafragmą, tačiau sunkiau naudojama.
Gyvsidabrio skystojo katodo metodas
Procesas atliekamas elektrolitinėje vonioje, kurią sudaro elektrolizatorius, skaidytuvas ir gyvsidabrio siurblys, tarpusavyje sujungti ryšiais. Elektrolitinėje vonioje gyvsidabris cirkuliuoja veikiant gyvsidabrio siurbliui, eidamas per elektrolizatorių ir skaidytuvą. Elektrolizatoriaus katodas yra gyvsidabrio srovė. Anodai - grafitas arba mažai susidėvėjęs. Kartu su gyvsidabriu elektrolizatoriumi nuolat teka anolito srautas - natrio chlorido tirpalas. Dėl elektrocheminio chloro skaidymo anode susidaro chloro molekulės, o katode išsiskyręs natris ištirpsta gyvsidabre ir susidaro amalgama.
Laboratoriniai metodai
Laboratorijose chloro gamybai paprastai naudojami procesai, pagrįsti vandenilio chlorido oksidacija stipriais oksidatoriais (pavyzdžiui, mangano (IV) oksidu, kalio permanganatu, kalio dichromatu):
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
Chloro laikymas
Pagamintas chloras laikomas specialiose „talpyklose“ arba pumpuojamas į aukšto slėgio plieninius cilindrus. Balionai su skystu chloru esant slėgiui turi ypatingą spalvą - pelkės spalvą. Pažymėtina, kad ilgai veikiant chloro balionams, juose kaupiasi ypač sprogstantis azoto trichloridas, todėl kartkartėmis chloro balionai turi būti reguliariai nuplaunami ir išvalomi azoto chloridas.
Chloro kokybės standartai
Pagal GOST 6718-93 „Skystas chloras. Specifikacijos "gaminamos tokios chloro rūšys
Taikymas
Chloras naudojamas daugelyje pramonės šakų, mokslo ir namų ūkio poreikių:
- Gaminant polivinilchloridą, plastikinius junginius, sintetinį kaučiuką, iš kurio jie gaminami: laidų izoliacija, langų profiliai, pakavimo medžiagos, drabužiai ir batai, linoleumo ir gramofono plokštelės, lakai, įranga ir polistirenas, žaislai, instrumentų dalys, statybinės medžiagos. Polivinilchloridas gaminamas polimerizuojant vinilchloridą, kuris šiandien dažniausiai gaunamas iš etileno subalansuotu chloru metodu, naudojant tarpinį 1,2-dichloretaną.
- Chloro balinimo savybės žinomos jau seniai, nors „balina“ ne pats chloras, o atominis deguonis, kuris susidaro skaidant hipochloro rūgščiai: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Šis audinių, popieriaus, kartonas buvo naudojamas kelis šimtmečius.
- Organinių chloro insekticidų gamyba - medžiagos, naikinančios pasėliams kenksmingus, bet augalams saugius vabzdžius. Nemaža dalis pagaminto chloro sunaudojama augalų apsaugos produktams gauti. Vienas iš svarbiausių insekticidų yra heksachlorcikloheksanas (dažnai vadinamas heksachloranu). Pirmą kartą šią medžiagą dar 1825 m. Sintezavo Faradėjus, tačiau praktinis naudojimas rasta tik po daugiau nei 100 metų - mūsų amžiaus 30-aisiais.
- Jis buvo naudojamas kaip cheminis karo agentas, taip pat gaminant kitas chemines karo priemones: garstyčių dujas, fosgeną.
- Vandens dezinfekcijai - „chlorinimas“. Labiausiai paplitęs geriamojo vandens dezinfekavimo būdas; pagrįstas laisvo chloro ir jo junginių gebėjimu slopinti mikroorganizmų fermentines sistemas, katalizuojančias redoksinius procesus. Geriamam vandeniui dezinfekuoti naudokite: chlorą, chloro dioksidą, chloraminą ir baliklį. SanPiN 2.1.4.1074-01 nustato šias leistino laisvo chloro likučių kiekio ribas (koridorių) centralizuoto vandens tiekimo geriamajame vandenyje 0,3 - 0,5 mg / l. Nemažai Rusijos mokslininkų ir net politikų kritikuoja pačią vandentiekio vandens chlorinimo sampratą, tačiau jie negali pasiūlyti alternatyvos chloro junginių dezinfekuojančiam poveikiui. Medžiagos, iš kurių gaminami vandens vamzdžiai, skirtingai sąveikauja su chloruotu vandentiekio vandeniu. Laisvas chloras vandentiekio vandenyje žymiai sutrumpina poliolefino pagrindo vamzdynų tarnavimo laiką: įvairių tipų polietileno vamzdžiai, įskaitant kryžminį polietileną, dideli, žinomi kaip PEX (PE-X). JAV, norėdami kontroliuoti vamzdynų, pagamintų iš polimerinių medžiagų, naudojimą vandens vamzdynuose su chloruotu vandeniu, priėmimą, jie turėjo priimti 3 standartus: ASTM F2023 vamzdžiams, membranoms ir griaučių raumenims. Šie kanalai atlieka svarbias skysčių tūrio reguliavimo, jonų transepitelinio pernašos ir membranos potencialų stabilizavimo funkcijas ir dalyvauja palaikant ląstelės pH. Chloras kaupiasi vidaus organų audiniuose, odoje ir griaučių raumenyse. Chloras absorbuojamas daugiausia storojoje žarnoje. Chloro absorbcija ir išsiskyrimas yra glaudžiai susiję su natrio jonais ir bikarbonatais, kiek mažiau - mineralokortikoidais ir Na + / K + - ATP -azės aktyvumu. Ląstelės eritrocituose kaupia 10-15% viso chloro, šio kiekio nuo 1/3 iki 1/2. Apie 85% chloro yra tarpląstelinėje erdvėje. Chloras iš organizmo išsiskiria daugiausia su šlapimu (90–95%), išmatomis (4–8%) ir per odą (iki 2%). Chloro išsiskyrimas siejamas su natrio ir kalio jonais ir abipusiai su HCO 3 - (rūgščių ir šarmų pusiausvyra).
Žmogus per parą suvartoja 5-10 g NaCl. Minimalus žmogaus reikalingas chloro kiekis yra apie 800 mg per parą. Kūdikis per motinos pieną gauna reikiamą chloro kiekį, kuriame yra 11 mmol / l chloro. NaCl yra būtinas skrandžio druskos rūgšties gamybai, kuri padeda virškinti ir naikina bakterijas. Šiuo metu chloro dalyvavimas sergant tam tikromis žmonių ligomis nėra gerai suprantamas, daugiausia dėl nedaug tyrimų. Pakanka pasakyti, kad net nebuvo parengtos rekomendacijos dėl kasdienio chloro vartojimo. Žmogaus raumenų audinyje yra 0,20–0,52% chloro, kauluose - 0,09%; kraujyje - 2,89 g / l. Vidutiniškai žmogui (kūno svoris 70 kg) yra 95 g chloro. Kiekvieną dieną žmogus su maistu gauna 3-6 g chloro, kurio perteklius padengia šio elemento poreikį.
Chloro jonai yra gyvybiškai svarbūs augalams. Chloras dalyvauja augalų energijos apykaitoje, aktyvindamas oksidacinį fosforilinimą. Tai būtina deguonies susidarymui fotosintezės procese, naudojant izoliuotus chloroplastus, stimuliuoja pagalbinius fotosintezės procesus, pirmiausia susijusius su energijos kaupimu. Chloras teigiamai veikia deguonies absorbciją šaknyse, kalio, kalcio, magnio junginiuose. Per didelė chloro jonų koncentracija augaluose taip pat gali turėti neigiamą pusę, pavyzdžiui, sumažinti chlorofilo kiekį, sumažinti fotosintezės aktyvumą ir sulėtinti Baskunchak chloro augalų augimą ir vystymąsi). Chloras buvo vienas iš pirmųjų cheminių toksinių medžiagų
- Naudojant analitinę laboratorinę įrangą, visų pirma laboratorinius ir pramoninius elektrodus: etaloninius elektrodus ESr-10101, analizuojantį Cl– ir K + kiekį.
Chloro prašymai, mus suranda chloro užklausos
Sąveika, apsinuodijimas, vanduo, reakcijos ir chloro gamyba
- oksidas
- sprendimas
- rūgštis
- jungtys
- savybės
- apibrėžimas
- dioksidas
- formulė
- svoris
- aktyvus
- skystas
- medžiaga
- taikymas
- aktas
- oksidacijos būsena
- hidroksidas
CHLORO OKSIDAI... Visi chloro oksidai apie. turi aštrų kvapą, termiškai ir fotochemiškai nestabilų, linkusį į sprogimą skilimą, poz. Monoksidas [oksidas Cl (I), dichloroksidas, hemoksidas] Cl 2 O - geltonai oranžinės dujos su šiek tiek žalsvu atspalviu, skystos - raudonai rudos; jungties ilgis Cl - O 0,1700 nm, kampas OClO 111 °, 2,60 x 10 -30 C x m (lentelė); garų slėgio priklausomybės nuo temperatūros lygtis lgp (mm Hg) \u003d 7,87 - 1373 / T (173-288 K); tirpsta vandenyje, susidarant HCl, tirpumas (g 100 g H20 0 ° C temperatūroje): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Esant 60-100 ° C temperatūrai, termodinamiškai Cl 2 O skaidymas baigiasi per 12-24 valandas, virš 110 ° C, per kelias minutes įvyksta sprogimas, apšvietimas pagreitina skilimą ir padidina sprogimo tikimybę. Su chloridais, pvz., Su T1Cl4, TaCl5 ir AsCl3, sudaro oksichloridus, gaunami atitinkamai T1OCl2, TaOCl3 ir AsO2Cl. Su NO 2 sudaro NO 2 Cl ir NO 3 Cl mišinys su grynu N 2 O 5 NO 3 Cl. Fluorinant Cl 2 O AgF 2, galima gauti ClOF 3, o reaguojant su AsF 5 arba SbF 5, chloro druskos ClO + 2 MF - 6. Panašiai reaguokite su MF5 (kur M yra As ir Sb) ClO2 ir Cl2O6. Su sat. organiniai junginiai Cl 2 O elgiasi kaip chlorinimo agentas, kaip chloras. Cl 2 O gaunamas praleidžiant Cl 2, praskiestą N 2, virš HgO arba reaguojant Cl 2 su šlapiu Na 2 CO 3.
CHLORO OKSIDŲ SAVYBĖS
|
Indeksas |
||||||
|
virimo temperatūra, ° С. |
||||||
|
Tankis, g / cm 3 |
2,023 (3,5 ° C) |
1,805 ** (25 ° C) |
||||
|
J / (mol x K) |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
J / (mol x K) |
* Apskaičiuota. ** 2,38 g / cm 3 -160 ° C temperatūroje.
Dioksidas ClO 2 yra geltonos spalvos dujos, skystos - ryškiai raudonos, kietos - rausvai geltonos; jungties ilgis C - O 0,1475 nm, OClO kampas 117 ° C; garų slėgio logp priklausomybės nuo temperatūros lygtis (mm Hg) \u003d 7,7427 - 1275,1 / T (226-312 K); tirpumas vandenyje 26,1 g / l (25 ° C, 20,68 kPa), tirpus CCl 4, HClO 4, CH 3 COOH. Atskiroje būsenoje jis yra sprogus, esant 30-50 ° C temperatūrai, skilimas vyksta išmatuojamu greičiu, viršija 50 C po indukcijos laikotarpio, kai jis sprogsta. Šarminėje aplinkoje ClO 2 yra neproporcingas ir esant. Susidaro H 2 O 2 ir išsiskiria O 2. Jodidai, arsenidai, PbO, H 2 SO 3, aminai redukuojami iki chlorito jono. СNO 2 ir N 2 O 5 sudaro NO 3 Cl, kartu su NOCl-NO 2 Cl. Fluoruotas naudojant AgF 2, BrF 3 arba atskiestą F 2 iki ClO 2 F. ClO 2 gaunamas redukuojančiomis medžiagomis (SO 2, NO 2, metanoliu, organiniais peroksidais) veikiant rūgštintą šarminio metalo chlorato tirpalą, kaitinant chlorato mišinį su šlapia oksalo rūgštimi, veikiant Cl 2 į chloritus. Skirtingai nuo likusių chloro oksidų apie. ClО 2 - išleistuvių produktas. gamyboje, jis naudojamas vietoj Cl 2 kaip aplinkai nekenksmingas produktas medienos plaušienai, celiuliozei, sintetinei medžiagai balinti. pluoštai, skirti paruošti gerti ir technol. vandens, nuotekų dezinfekavimas. Dirgina gleivinę, sukelia kosulį, vėmimą ir kt .; MPC darbo zonos ore 0,1 mg / m 3, LD 50 140 mg / kg (žiurkėms, į skrandį).
Chloro perchloratas (cichlorotetraoksidas) Cl 2 O 4 arba ClOClO 3 yra šviesiai geltonas skystis, kristalinis. būsena beveik bespalvė (žr. Perchloratai).
Trioksidas (dichlorheksoksidas) Cl 2 O 6 yra ryškiai raudonas skystis, kietoje būsenoje jis yra oranžinis, o atvėsęs spalva silpnėja. Dujose ir skystyje molekulės turi struktūrą О 2 Cl - О - ClО 3, kristaluose - monoklininės sistemos kristalai (kosmoso grupė, z \u003d 4); garo slėgis 39,9 Pa (0 ° C), 133 Pa (19 ° C). Lėtai skaidosi jau 0-10 ° С temperatūroje į ClО 2 ir О 2, virš 20 ° С Cl 2 atsiranda skilimo produktuose; su vandeniu reaguoja žaibiškai, hidrolizės produktai yra НClО 3 ir НClО 4. Su chloridais, bromidais, nitratais, pvz., Su NOCl, susidaro perchloratai, gaunami NOClO 4, su N 2 O 5 - NO 2 ClO 4, su AlCl 3 -ClO 2, su FeCl 3 - ClO 2. Kaitinant vakuume, tokie kompleksai skaldo Cl 2 O 6 ir transformuojasi į neištirpusius perchloratus Al (ClO 4) 3, Fe (ClO 4) 3. Gaunant Cl 2 apie 6, reaguojant ozonui su ClO 2 arba veikiant F 2 metalo chloratams. Naudojamas bevandenių perchloratų sintezei laboratorijos sąlygomis.
Cl (VII) oksidas (chloro anhidridas, dichlorheptaoksidas) Cl 2 О 7 - bespalvis. mobilus skystis, jautrus smūgiams ir trinčiai. Molekulės struktūra О 3 Cl - О - ClO 3, Cl - О jungties ilgis 0,1709 nm, ClО 3 grupėse - 0,1405 nm, СlOCl kampas 118,6 °, OClO 115,2 °, 2,40 x 10 -30 CL x m; monoklininiai kristalai (kosminė grupė С 2 / с); garų slėgio logp priklausomybės nuo temperatūros lygtis (mm Hg) \u003d 7,796-1770 / T. Neribotai tirpsta СCl 4, gerai tirpsta НClО 4, РОCl 3 ir kt. Nemaišoma su vandeniu, reaguoja sąsajoje su НСlO 4 susidarymu, reakcija yra labai egzoterminė reakcijai (-211 kJ / mol); kaitinant Cl 2 O 7 sluoksnį, gali įvykti sprogimas. Cl 2 O 7 skilimas dujose į chlorą ir deguonį vyksta matuojamu greičiu esant 100–120 ° C temperatūrai, tačiau esant aukštesniam nei 13,3 kPa Cl 2 O 7 slėgiui, jis tampa sprogus. Skystis Cl 2 О 7 yra stabilus iki 60-70 ° С, žemesnių chloro oksidų mišinys. pagreitina jo irimą. Skystam Cl 2 O 7 būdingos reakcijos su kovalentinių junginių susidarymu su grupe - ClO 3. Su NH 3 CCl 4 jis sudaro NH 4 HNClO 3 ir NH 4 ClO 4, su alkilaminais - atitinkamai RHNClO 3 ir R2 NClO 3, su SbF 5 - SbOF 3 ir FClO 3, su N 2 O 5 CCl 4 NO 2 ClO 4. Naudojant Cl 2 O 7, organiniai perchloratai gali būti sintetinami iš alkoholių. Cl 2 O 7 gaunamas veikiant P 2 O 5 arba oleumą perchloro rūgščiai arba elektrolizuojant HClO 4 tirpalą ant Pt elektrodų žemesnėje nei 0 ° C temperatūroje (Cl 2 O 7 kaupiasi anodo erdvėje). Gryną Cl 2 O 7 taip pat galima gauti kaitinant vakuume kai kuriuos perchloratus, pavyzdžiui, Nb (ClO 4) 5, MoO 2 (ClO 4) 2.
Yra žinoma daugybė chloro-deguonies laisvųjų radikalų, gautų įvairiose žemos temperatūros matricose ir tiriami daugiausia EPR metodu, - СlО 3, СlОО, СlСlО, taip pat nestabilus seskvioksidas Сl 2 О 3, kuris skyla -50 - 0 ° С temperatūroje ir tikriausiai turi chloro chlorato struktūrą. СlOСlO 2. Termiškai stabilus СlO radikalas (Cl - О jungties ilgis 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ / mol) yra tarpinis angliavandenilių oksidacijos perchloro rūgštimi ir chloro oksidais, visų chloro oksidų skilimo produktas o. ir kiti chloro-deguonies junginiai, taip pat ozono reakcija su atominiu chloru stratosferoje.
Literatūra: Nikitin I.V., Halogenų deguonies junginių chemija, M., 1986.
V.Ya.Rosolovsky.
Cheminė enciklopedija. 5 tomas \u003e\u003e
| Chloro (VII) oksidas | |
| Dichloro-heptoksido-3D-rutuliai.png | |
| Yra įprasti | |
|---|---|
| Sisteminga vardas |
Chloro (VII) oksidas |
| Chem. formulė | Cl 2 O 7 |
| Fizinės savybės | |
| būklė | skystas |
| Molinė masė | 182,901 g / mol |
| Terminės savybės | |
| T. plūduriuoti. | –91,5 ° C |
| T. kip. | 82 ° C |
| T. skilimas. | 120 ° C |
| Formavimosi entalpija | 251,0 kJ / mol |
| klasifikacija | |
| Reg. CAS numeris | |
| „PubChem“ | Lua klaida modulyje: Wikidata 170 eilutėje: bandoma indeksuoti lauką „wikibase“ (nulinė vertė). |
| Reg. EINECS numeris | Lua klaida modulyje: Wikidata 170 eilutėje: bandoma indeksuoti lauką „wikibase“ (nulinė vertė). |
| ŠYPSENOS | |
| InChI | |
| Codex Alimentarius | Lua klaida modulyje: Wikidata 170 eilutėje: bandoma indeksuoti lauką „wikibase“ (nulinė vertė). |
| RTECS | Lua klaida modulyje: Wikidata 170 eilutėje: bandoma indeksuoti lauką „wikibase“ (nulinė vertė). |
| ChemSpider | Lua klaida modulyje: Wikidata 170 eilutėje: bandoma indeksuoti lauką „wikibase“ (nulinė vertė). |
| Duomenys yra pagrįsti standartinėmis sąlygomis (25 ° C, 100 kPa), jei nenurodyta kitaip. | |
Chloro (VII) oksidas (dichlorheptaoksidas) Cl 2 O 7, ( chloro anhidridas) - rūgštinis oksidas. Aukštesnis chloro oksidas, kuriame oksidacijos būsena yra +7.
Cl 2 O 7 molekulės struktūra yra O 3 Cl-O-ClO 3 (dCl-O \u003d 0.1709 nm, ClO 3 grupėse - 0.1405 nm, ClOCl kampas \u003d 118.6 °, OClO 115.2 °) c erdvinė simetrija C 2, molekulė yra polinė (μ \u003d 2,40 · 10 −30 C · m).
Savybės
Chloro anhidridas yra bespalvis aliejinis skystis. Cl 2 O 7 sprogsta kaitinant virš 120 ° C ir nuo smūgio, tačiau yra atsparesnis už chloro oksidą ir dioksidą. Skystas Cl 2 O 7 yra stabilus iki 60–70 ° C, tačiau žemesnio chloro oksidų mišinys žymiai pagreitina jo skilimą:
texvc nerastas; Žr. Matematikos / README sąrankos pagalbą.): \\ Mathsf (2Cl_2O_7 \\ rightarrow 2Cl_2 + 7O_2) ΔH \u003d 135 kJ / mol Lėtai ištirpsta šaltame vandenyje, kad susidarytų perchloro rūgštis:
Nepavyko išanalizuoti išraiškos (vykdomatexvc nerastas; Žr. Matematikos / README sąrankos pagalbą.): \\ Mathsf (Cl_2O_7 + H_2O \\ rightarrow 2HClO_4)
Chloro anhidridas yra stiprus oksidatorius.
Gaunasi
Cl 2 O 7 gaunamas atsargiai kaitinant perchloro rūgštį fosforo anhidridu arba oleumu:
Nepavyko išanalizuoti išraiškos (vykdomatexvc nerastas; Žr. Matematikos / „README“ sąrankos pagalbą.): \\ Mathsf (2HClO_4 + P_4O_ (10) \\ dešinioji rodyklė Cl_2O_7 + H_2P_4O_ (11))
Chloro oksidas (VII) taip pat gaunamas elektrolizuojant HClO 4 tirpalą ant platinos elektrodų žemesnėje nei 0 ° C temperatūroje (Cl 2 O 7 kaupiasi anodo erdvėje). Grynas Cl 2 O 7 taip pat gali būti sintezuojamas kaitinant vakuume kai kuriuos perchloratus, pavyzdžiui, Nb (ClO 4) 5 arba MoO 2 (ClO 4) 2.
Parašykite apžvalgą apie straipsnį "Chloro (VII) oksidas"
Literatūra
- Remy G. „Neorganinės chemijos kursas“ M.: Užsienio literatūra, 1963
| Cheminiai indai | Tai yra straipsnis apie neorganines medžiagas. Galite padėti projektui jį pridėdami. |
Ištrauka, apibūdinanti chloro (VII) oksidą
- Leiskis jaukiai, Madonna! Tikiuosi, kad bent vienas iš šių patiekalų patenkins jūsų rafinuotą skonį? ..Jaučiausi tokia kraupi, kad staiga, netikėtai dėl savęs, norėjau pratrūkti juokais ... Kaip aš kada nors galėjau įsivaizduoti, kad vieną dieną galėčiau sėdėti prie vieno stalo su asmeniu, kurį norėjau sunaikinti labiau už viską?! Ir pajutusi keistą nepatogumą, ji bandė tuojau pat kalbėti ...
„Kas paskatino jus šiandien mane pakviesti, jūsų šventenybe? - paklausiau atsargiai.
- Tavo maloni kompanija, - nusijuokė Karaffa ir šiek tiek pagalvojusi pridūrė: - Norėjau su jumis pasikalbėti keliais man svarbiais klausimais, Madonna, ir norėjau tai padaryti jums malonesnėje aplinkoje.
Įėjęs tarnas, žemai nusilenkęs Karaffe, pradėjo paragauti pirmųjų patiekalų. Kaip tą akimirką gailėjausi, kad neturėjau su savimi garsiųjų florenciečių žolelių nuodų! .. Tai buvo neskausminga ir neskanu, ir nepaisė apibrėžimo ... Šis nuodas veikė tik po savaitės. Jie žudė kunigaikščius ir karalius ... Ir jis tikrai amžinai būtų nuraminęs pašėlusį popiežių !!!
Niekada nebūčiau patikėjusi, kad taip lengvai galvoju apie žmogžudystę ... Siela pamažu virto akmeniu, viduje palikdama tik vietą teisingumui. Aš gyvenau jį sunaikinti. Nesvarbu, kaip tu tai padarei. Šiuo atveju bet kokios priemonės buvo geros. Pagrindinis dalykas buvo nužudyti Karaffą. Kad nekalti žmonės nebekentėtų, kad šis kraugeriškas, piktas žmogus nevaikščiotų žemėje.
Ir todėl aš dabar sėdėjau šalia jo, šypsodamasis priėmiau skanėstus ir socialiai kalbėjau įvairiomis temomis ... tuo pat metu įtemptai ieškojau bent kažkokio silpnumo, kuris man suteiktų galimybę pagaliau atsikratyti jo „šventojo“. buvimas ...
Vakarienė artėjo prie vidurio, o mes vis dar pasaulietiškai „diskutavome“ apie kelias retas knygas, muziką ir meną, tarsi jis neturėjo galvoje jokio labai rimto tikslo, dėl ko pakvietė mane į savo rūmus tokiu netinkamu būdu. , vėlyva valanda.
Atrodė, kad Caraffa nuoširdžiai mėgavosi pokalbiu, regis, visiškai pamiršo savo „ypač svarbų“ pokalbį. Ir mes privalome atiduoti jam mokėtiną sumą - jis neabejotinai buvo įdomiausias pašnekovas ... jei pamiršite apie tai, kas jis buvo iš tikrųjų ... Norėdami užgniaužti vis didėjantį sielos nerimą, kiek įmanoma pajuokavau. Caraffa linksmai juokėsi iš mano anekdotų, pasakydama kitiems atsakymą. Jis buvo paslaugus ir malonus. Nepaisant viso jo pasaulietinio galantiškumo, jaučiau, kad ir jis pavargo apsimetinėti ... Ir nors Caraffa ištvermė buvo tikrai nepriekaištinga, karštligiškai žvilgtelėjęs jo juodų akių žvilgsnis supratau, kad viskas pagaliau eina į pabaigą ... Oras aplink mus tiesiogine prasme „nulaužė“ nuo augančių lūkesčių. Pokalbis palaipsniui mažėjo, pereidamas į paprastų pasaulietinių pastabų mainus. Ir pagaliau pradėjo Karaffa ...
Oksidų savybės
Oksidai yra sudėtingos cheminės medžiagos, kurios yra paprastų elementų su deguonimi cheminiai junginiai. Jie yra druskos formavimas ir nesudaro druskos... Šiuo atveju druskos formavimo priemonės yra trijų rūšių: majoras (nuo žodžio „pamatai“), rūgštus ir amfoterinis... Ne druską sudarančių oksidų pavyzdžiai gali būti: NO (azoto oksidas) - tai bespalvės dujos, bekvapės. Jis susidaro perkūnijos metu atmosferoje. CO (anglies monoksidas) yra bekvapės dujos, susidarančios deginant anglį. Paprastai jis vadinamas anglies monoksidu. Yra ir kitų oksidų, kurie nesudaro druskų. Dabar atidžiau pažvelkime į kiekvieną druską sudarančių oksidų tipą.
Pagrindiniai oksidai yra kompleksinės cheminės medžiagos, susijusios su oksidais, kurios cheminę reakciją su rūgštimis ar rūgštiniais oksidais sudaro druskas ir nereaguoja su bazėmis ar baziniais oksidais. Pavyzdžiui, pagrindiniai yra šie: K 2 O (kalio oksidas), CaO (kalcio oksidas), FeO (2-valentinis geležies oksidas).
Apsvarstykite cheminės oksidų savybės pavyzdžiais
1. Sąveika su vandeniu: - sąveika su vandeniu, susidarant bazei (arba šarmui) CaO + H 2 O \u003d Ca(OH) 2 (gerai žinoma gesinimo reakcija, gaminanti daug šilumos!)
2. Sąveika su rūgštimis: - sąveika su rūgštimi susidarant druskai ir vandeniui (druskos tirpalas vandenyje) CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O (Šios medžiagos kristalai CaSO 4 visiems žinomi pavadinimu „gipsas“).
3. Sąveika su rūgščių oksidais: druskos susidarymas CaO + CO 2 \u003d CaCO 3 (Ši medžiaga žinoma visiems - įprasta kreida!)
Rūgštiniai oksidai yra kompleksinės cheminės medžiagos, susijusios su oksidais, kurios susidaro druskos, kai chemiškai sąveikauja su bazėmis ar baziniais oksidais, ir nereaguoja su rūgštiniais oksidais. Rūgštinių oksidų pavyzdžiai gali būti: CO 2 (žinomas visiems anglies dioksidams), P 2 O 5 - fosforo oksidas (susidaro degant ore baltasis fosforas), SO 3 - sieros trioksidas - ši medžiaga naudojama gauti sieros rūgšties.
Cheminė reakcija su vandeniu CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3 - ši medžiaga - anglies rūgštis - viena iš silpnos rūgštys, jis pridedamas prie gazuoto vandens, kad „burbuliuotų“ dujas. Kylant temperatūrai, dujų tirpumas vandenyje mažėja, o jo perteklius atsiranda burbuliukų pavidalu. - reakcija su šarmais (bazėmis): CO 2 + NaOH \u003d Na 2 CO 3 - susidariusi medžiaga (druska) plačiai naudojama buityje. Jo vardas - sodos pelenai arba skalbimo soda - puikus ploviklio degintiems puodams, riebalams, nudegimams. Aš nerekomenduoju dirbti plikomis rankomis! - reakcija su baziniais oksidais: CO 2 + MgO \u003d MgCO 3 - susidariusi druska - magnio karbonatas - dar vadinama „karčiąja druska“.
Amfoteriniai oksidai - tai sudėtingos cheminės medžiagos, taip pat susijusios su oksidais, kurie cheminę sąveiką su rūgštimis sudaro druskas (arba rūgščių oksidai) ir pagrindai (arba baziniai oksidai). Mūsų atveju dažniausiai vartojamas žodis „amfoterinis“ metalo oksidai... Pavyzdys amfoteriniai oksidai gali būti: ZnO - cinko oksidas (balti milteliai, dažnai naudojami medicinoje kaukėms ir kremams gaminti), Al 2 O 3 - aliuminio oksidas (dar vadinamas „aliuminio oksidu“).
Cheminės amfoterinių oksidų savybės yra unikalios tuo, kad jie gali vykti cheminėmis reakcijomis, atitinkančiomis tiek bazes, tiek rūgštis. Pavyzdžiui: - reakcija su rūgštiniu oksidu: ZnO + H 2 CO 3 \u003d ZnCO 3 + H 2 O - Gauta medžiaga yra "cinko karbonato" druskos tirpalas vandenyje. - reakcija su bazėmis: ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O - susidariusi medžiaga yra dviguba natrio ir cinko druska.
Gauti oksidų gaminami įvairiais būdais. Tai galima padaryti fiziškai ir chemiškai. Paprasčiausias būdas yra paprastų elementų cheminė sąveika su deguonimi. Pavyzdžiui, degimo proceso rezultatas arba vienas iš šios cheminės reakcijos produktų yra oksidai... Pavyzdžiui, jei į kolbą su deguonimi dedama raudonai įkaitusi geležinė lazdelė ir ne tik geležis (galite paimti cinką Zn, alavo Sn, švino Pb, vario Cu, apskritai tai, kas yra po ranka), įvyksta cheminė geležies oksidacijos reakcija, kuri lydimas ryškios blykstės ir kibirkščių. Reakcijos produktas bus juodieji geležies oksido milteliai FeO: 2Fe + O 2 \u003d 2FeO Visiškai panašūs cheminės reakcijos su kitais metalais ir nemetalais, Pavyzdžiui: Cinkas degina deguonyje, kad susidarytų cinko oksidas 2Zn + O 2 \u003d 2ZnO Anglies degimas lydi dviejų oksidų susidarymą vienu metu: anglies monoksido ir anglies dioksido 2C + O 2 \u003d 2CO - anglies monoksido susidarymą. C + O 2 \u003d CO 2 - anglies dioksido susidarymas. Šios dujos susidaro, jei deguonies yra daugiau nei pakankamai, tai yra, bet kokiu atveju, reakcija pirmiausia vyksta formuojant anglies monoksidą, o tada anglies monoksidas oksiduojamas, virsta anglies dioksidu. Gauti oksidų gali būti padaryta kitu būdu - cheminio skaidymo reakcija... Pavyzdžiui, norint gauti geležies oksidą arba aliuminio oksidą, būtina kalcinuoti atitinkamas jų bazes metalai: Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O 2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O, taip pat skaidant atskiras rūgštis: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2 - skaidant anglies rūgštį H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2 - sieros rūgšties skaidymas Gauti oksidų gali būti atliekamas iš stiprių kaitinimo metalų druskų, pavyzdžiui: CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 - kalcinuojant kreidą, gaunamas kalcio oksidas (arba negesintos kalkės) ir anglies dioksidas. Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2 - šioje skilimo reakcijoje iš karto gaunami du oksidai: varis CuO (juodas) ir azotas NO 2 (jis dar vadinamas rudosiomis dujomis dėl savo tikrai rudos spalvos). Kitas būdas oksidams gaminti yra redoksinės reakcijos, pavyzdžiui, Cu + 4HNO3 (koncentr.) \u003d Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (koncentr.) \u003d 3SO 2 + 2H 2 O
Chloro oksidai
Yra žinomi šie dalykai chloro oksidai: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Visi jie, išskyrus Cl 2 O 7, yra geltonos arba oranžinės spalvos ir nėra stabilūs, ypač ClO 2, Cl 2 O 6. Viskas chloro oksidai sprogstamieji ir labai stiprūs oksidatoriai. Reaguodami su vandeniu, jie susidaro atitinkami prisotintas deguonies ir chloras rūgštis: Taigi, Cl 2 O - rūgštus chloro oksidas hipochlorito rūgštis. Cl20 + H20 \u003d 2HClO - Hipochlorito rūgštis ClO 2 - rūgštus chloro oksidas hipochlorito ir chloro rūgštis, nes cheminės reakcijos su vandeniu metu susidaro dvi iš šių rūgščių vienu metu: ClO 2 + H 2 O \u003d HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - taip pat rūgštus chloro oksidas chloro ir perchloro rūgštys: Cl 2 O 6 + H 2 O \u003d HClO 3 + HClO 4 Ir galiausiai Cl 2 O 7 - bespalvis skystis - rūgštus chloro oksidas perchloro rūgštis: Cl 2 O 7 + H 2 O \u003d HClO 4
Azoto oksidai
Azotas yra dujos, sudarančios 5 skirtingus junginius su deguonimi - 5 azoto oksidai... Būtent: - N 2 O - azoto hemoksidas... Kitas jo vardas yra žinomas medicinoje tokiu pavadinimu juoko dujos arba azoto oksidas - jis yra bespalvis, saldus ir skonis geras. - NE - azoto monoksidas yra bespalvės, bekvapės, beskonės dujos. - N 2 O 3 - azoto anhidridas - bespalvė kristalinė medžiaga - NO 2 - azoto dioksidas... Kitas jos pavadinimas yra rudos dujos - dujos iš tikrųjų yra rusvai rudos spalvos - N 2 O 5 - azoto anhidridas - mėlynas skystis, verdantis 3,5 0 C temperatūroje
Iš visų išvardytų azoto junginių pramonėje įdomiausi yra NO - azoto monoksidas ir NO 2 - azoto dioksidas. Azoto monoksidas (NE) ir azoto oksidas N 2 O nereaguoja nei su vandeniu, nei su šarmais. Azoto anhidridas (N 2 O 3), reaguodamas su vandeniu, susidaro silpna ir nestabili azoto rūgštis HNO 2, kuri palaipsniui virsta stabilesne chemine medžiaga ore azoto rūgštis... Apsvarstykite kai kuriuos cheminės azoto oksidų savybės: Reakcija su vandeniu: 2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 3 + HNO 2 - vienu metu susidaro 2 rūgštys: azoto rūgštis HNO 3 ir azoto rūgštis. Reakcija su šarmu: 2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - susidaro dvi druskos: natrio nitrato NaNO 3 (arba natrio nitrato) ir natrio nitrito (azoto rūgšties druskos). Reakcija su druskomis: 2NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - susidaro dvi druskos: natrio nitratas ir natrio nitritas, išsiskiria anglies dioksidas.
Azoto dioksidas (NO 2) gaunamas iš azoto monoksido (NO) cheminės junginio c reakcijos būdu deguonies: 2NO + O2 \u003d 2NO2
Geležies oksidai
Geležis formuoja du oksidas: FeO - geležies oksidas (2-valentiniai) - juodi milteliai, gaunami redukuojant geležies oksidas(3-valentinis) anglies monoksidas, vykstant tokiai cheminei reakcijai: Fe 2 O 3 + CO -\u003e 2FeO + CO 2 Tai bazinis oksidas, lengvai reaguojantis su rūgštimis. Jis turi redukcinių savybių ir greitai oksiduojamas iki geležies oksidas (3-valentinis). FeO + O 2 -\u003e 2Fe 2 O 3 Geležies oksidas (3-valentai) yra raudonai rudi milteliai (hematitas), turintys amfoterinių savybių (gali sąveikauti su rūgštimis ir šarmais). Bet rūgštinės savybės šis oksidas yra taip silpnai išreikštas, kad dažniausiai naudojamas kaip bazinis oksidas... Yra ir vadinamųjų sumaišytas geležies oksidas Fe 3 O 4. Jis susidaro, kai geležis dega, gerai praleidžia elektros srovę ir pasižymi magnetinėmis savybėmis (ji vadinama magnetine geležies rūda arba magnetitu). Jei perdega geležis, tada dėl degimo reakcijos susidaro skalė, susidedanti iš dviejų oksidų vienu metu: geležies oksidas (III) ir (II) valentingumas.
