Chemický vzorec oxidu chloričitého. Ako získať oxidy chlóru
Chlór (I) oxid Cl20 - endotermickú nestabilnú zlúčeninu je možné získať nasledujúcim spôsobom: 2Cl2 + HgO \u003d HgCl2 + Cl20.
Pri zahrievaní sa rozkladá: 2Cl20 \u003d 2Cl2 + 02, s vodou dáva kyselinu chlórnu (má kýlový charakter): Cl20 + H20 \u003d 2HOCl.
Oxidačný stav chlóru je +4. ClO 2 - oxid chlórový, endotermický so štipľavým zápachom, m-la má hranatý tvar, takže je polárny.
Pre ClO2 sú charakteristické disproporcionačné reakcie: 6ClO2 + 3H20 \u003d 5HClO3 + HCl,
2ClO 2 + 2KOH \u003d KСlO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2 KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 \u003d K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,
Používa sa hlavne na bielenie alebo sterilizáciu rôznych materiálov. Zistilo sa, že sa dá použiť na odfenolovanie odpadových vôd z chemických závodov.
Cl206poskytuje disproporcionačnú reakciu: 2ClO2 + 2O3 \u003d Cl206 + 2O2,
Cl206 + 2 KOH \u003d KClO3 + KClO4 + H20.
Chlór (VII) oxid Cl207 - anhydrid kyseliny chloristej HClO 4 (ml polárny), relatívne stabilný, pri zahrievaní (nad 120 stupňov) sa rozkladá výbuchom. 2 HClO 4 + P 2 O 5 \u003d Cl 2 O 7 + 2 HPO 3,
Cl207 + H20 \u003d 2HClO4, 2Cl2O7 \u003d 2Cl2 + 7O2,
Oxid brómnatý možno získať nasledujúcim spôsobom: 2 Br 2 + HgO \u003d HgBr 2 + Br 2 O, pri izbovej teplote
rozkladá sa: 2Br20 \u003d 2 Br2 + 02.
Bróm (IV) oxid 4O 3 + 3Br 2 \u003d 6BrO 2 - svetlo žltá tuhá látka, stabilná iba pri -40 stupňoch. Jedným z produktov jeho tepelného rozkladu vo vákuu je hnedý oxid brómový.
Oxid jódový (V) sa získava dehydratáciou kyseliny jódovej (pri zahriatí kyselinou sírovou): 2 HIO 3 \u003d I 2 O 5 + H 2 O, nad 3 000 C sa rozkladá: 2 I 2 O 5 \u003d 2 I 2 + 5 O 2.
Otázka č. 20. Kyseliny halogénov obsahujúce kyslík, ako je HHO a ich soli. Nomenklatúra. Ml štruktúra... Stabilita. Oxidačné a kyslé vlastnosti. Bieliaci prášok. Príjem a použitie.
Kyselina fluórová čiastočne vzniká interakciou pomalého prúdu fluóru za zníženého tlaku s chladenou vodou. Iba vo veľmi malom množstve sa uvoľňuje bezfarebná látka s vysokým tlakom pár, ktorá sa za normálnych podmienok rozkladá pomerne rýchlo na HF a O 2. M-la HOF má uhol 97 stupňov. Je to zjavne silné, ale rýchlo hydrolyzuje s vodou, hlavne podľa rovnice: HOF + HOH \u003d HF + H202. Jeho soli sa nezískali, sú však známe ostrovy, ktoré možno považovať za produkty nahradenia jeho vodíka radikálmi metaloidného charakteru.
Kyselina chlórna veľmi slabý, ľahko sa rozkladá na svetle s uvoľňovaním atómového kyslíka, čo spôsobuje jeho veľmi silné oxidačné vlastnosti.
HClO a chlórnany je možné získať nasledujúcim spôsobom: Cl2 + H20 \u003d HCl + HClO, Cl2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H20 rôsolová voda, Cl2 + Ca (OH) 2 \u003d CaOCl2 + H20 - chlórová vápno Cl20 + 2 KOH \u003d 2 KClO + H20,
2 HI + HClO \u003d 12 + HCl + H20. Cl20 + H20 \u003d 2HOCl.
Chlórovodíky a chlórnany sú v poriadku. Porovnanie štandardných oxidačno-redukčných potenciálov ukazuje, že kyselina chlórna je silnejším oxidačným činidlom ako voľný chlór a chlórnany. Veľký oxidačný sila do-ts sa vysvetľuje silným polarizačným účinkom protónu na väzbu chlór - kyslík, pri ktorom sa väzba deformuje Þ na - čo je nestabilná formácia v porovnaní s chlórnanmi.
Oštepová voda sa používa na bielenie látok a bielidlo na dezinfekciu.
М-la má uhol uhlovej štruktúry \u003d 103 ° d (OH) \u003d 0,97, d (ОCl) \u003d 1,69 °.
Kyselina bromovodíková Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO, Br 2 + KOH \u003d KBr + KBrO + H 2 O, bromnan draselný Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O \u003d 2 HBrO + 10 HCl. Hydrobromit draselný sa ľahko rozkladá: 3 KBrO \u003d 2 KBr + KBrO3 bromičnan draselný.
Kyselina hypoxová:2I 2 + HgO + H20 \u003d HgI 2 + 2HIO, Soli sa môžu získať interakciou kyselín s zásadami alebo reakciami:
Poslední dvaja ľudia nie sú izolovaní v individuálnom stave a soli - hypobromidy a hypojodidy - sú celkom stabilné bez prítomnosti zagisilu. V tomto rade klesá sila súpravy.
Otázka č. 21. Halogény typu HHO3, ktoré obsahujú kyslík, a ich soli. Nomenklatúra. Štruktúra ml. Stabilita. Oxidačné a kyslé vlastnosti. Príjem a použitie. Bertolethova soľ. Koncept vibračných pomerov.
Kyselina chlorovodíková HClO 3 je stabilná iba vo vodných roztokoch - je to silná kyselina a energetické oxidačné činidlo: Ba (ClO 3) 2 + H 2SO 4 \u003d 2 HClO 3 + BaSO 4, 6P + 5HClO 3 \u003d 3 P 2 O 5 + 5 HCl,
HCl03 + NaOH \u003d NaClO3 + H20 (chlorečnan sodný).
Keď teplota stúpa, prebieha reakcia: 3 Cl2 + 6 KOH \u003d 5 KCl + KClO 3 + 3 H20, kde KClO3 je soľ (chlorečnan draselný), ktorá sa na počesť jej objaviteľa, francúzskeho chemika C. Bertholleta, nazýva aj Bertholletova soľ. Používa sa ako oxidačné činidlo v pyrotechnike, na výrobu zápaliek a na získavanie kyslíka v laboratórnych podmienkach. Po zahriatí sa rozkladá: 4 KClO3 \u003d KCl + 3 KClO4 a v prítomnosti katalyzátora MnO2 nastáva toto: 2 KClO3 \u003d 2 KCl + 302.
Kyselinu HBrO 3 - brómovú (existuje iba v roztoku) možno získať nasledujúcim spôsobom: Ba \u200b\u200b(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 \u003d 2 HBrO 3 + BaSO 4.
Je zaujímavé poznamenať, že jód môže vytesniť bróm z bromičnanu draselného 2 KBrO 3 + I 2 \u003d 2 KIO 3 + Br 2
HIO 3 - jodičnan (jodičnany) d (IO) \u003d 1,8 A (dve väzby) a 1,9 (jedna väzba) a uhol OIO \u003d 98 °
I 2 + 5Cl2 + 6H20 \u003d 2HIO3 + 10HCl, 3I2 + 10HNO3 \u003d 6HIO3 + 10NO + 2H20,
I 2 + 2HClO3 \u003d 2HIO 3 + Cl2 (jód vytláča chlór), IF 5 + 3 H20 \u003d 5 HF + HIO 3
Soli sa môžu získať interakciou kyselín s zásadami alebo reakciami:
3 I 2 + 6 NaOH \u003d 5 NaI + NaIO 3 + 3 H20,
Rozpustnosť a kyslé vlastnosti kyselín sa znižujú a stabilita sa zvyšuje
(podľa Paulinga)
/ cm³
Chlór (χλωρός - zelená) - prvok hlavnej podskupiny siedmej skupiny, tretej tretiny periodický systém chemické prvky DI Mendeleev, s atómovým číslom 17. Je označený symbolom Cl (lat. Chlór). Reaktívny nekovový. Je zaradený do skupiny halogénov (názov „halogén“ pôvodne používal nemecký chemik Schweiger pre chlór [doslova „halogén“ sa prekladá ako soleod], ale nezakorenil sa a neskôr sa stal bežným pre skupinu prvkov VII, ktorá obsahuje chlór).
Jednoduchá látka chlór (číslo CAS: 7782-50-5) je za normálnych podmienok jedovatý plyn žltozelenej farby, s prenikavým zápachom. Molekula chlóru je dvojatómová (vzorec Cl 2).
Schéma atómu chlóru
Chlór prvýkrát získal v roku 1772 Scheele, ktorý vo svojom pojednaní o pyrolusite popísal jeho uvoľňovanie počas interakcie pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:
4HCl + Mn02 \u003d Cl2 + MnCl2 + 2H20
Scheele si všimol vôňu chlóru, podobnú vôni aqua regia, jeho schopnosť interagovať so zlatom a rumelkou a jeho bieliace vlastnosti.
Scheele však v súlade s vtedajšou chemickou teóriou flogistónov naznačil, že chlór je zbavený fosforečnej kyseliny chlorovodíkovej, to znamená oxid chlorovodíkový. Berthollet a Lavoisier tvrdia, že chlór je oxidom prvku murium, ale pokusy o jeho izoláciu zostali neúspešné až do práce Davyho, ktorému sa pomocou elektrolýzy podarilo rozložiť kuchynskú soľ na sodík a chlór.
Distribúcia v prírode
V prírode existujú dva izotopy chlóru 35 Cl a 37 Cl. Chlór je najhojnejším halogénom v zemskej kôre. Chlór je veľmi aktívny - kombinuje sa priamo s takmer všetkými prvkami periodickej tabuľky. Preto sa v prírode vyskytuje iba vo forme zlúčenín v zložení minerálov: halit NaCl, sylvin KCl, sylvinit KCl NaCl, bischofit MgCl 2 6H2O, karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O, kainit KCl MgSO 4 3H 2 O. Najväčšie zásoby chlóru sú obsiahnuté v zložení solí vôd morí a oceánov.
Chlór predstavuje 0,025% z celkového počtu atómov v zemskej kôre, väčšie množstvo chlóru je 0,19% a ľudské telo obsahuje 0,25% chlórových iónov. U ľudí a zvierat sa chlór nachádza hlavne v medzibunkových tekutinách (vrátane krvi) a hrá dôležitú úlohu pri regulácii osmotických procesov, ako aj pri procesoch spojených s prácou nervových buniek.
Izotopové zloženie
V prírode existujú 2 stabilné izotopy chlóru: s hmotnostným počtom 35 a 37. Podiel ich obsahu sa rovná 75,78% a 24,22%.
| Izotop | Relatívna hmotnosť, amu | Polovičný život | Typ rozpadu | Jadrová rotácia |
|---|---|---|---|---|
| 35 Cl | 34.968852721 | Stabilný | — | 3/2 |
| 36 Cl | 35.9683069 | 301 000 rokov | β-rozpad na 36 Ar | 0 |
| 37 Cl | 36.96590262 | Stabilný | — | 3/2 |
| 38 Cl | 37.9680106 | 37,2 minúty | β-rozpad na 38 Ar | 2 |
| 39 Cl | 38.968009 | 55,6 minúty | β-rozpad na 39 Ar | 3/2 |
| 40 Cl | 39.97042 | 1,38 minúty | β-rozpad na 40 Ar | 2 |
| 41 Cl | 40.9707 | 34 s | β-rozpad v 41 Ar | |
| 42 Cl | 41.9732 | 46,8 s | β-rozpad na 42 Ar | |
| 43 Cl | 42.9742 | 3,3 s | β-rozpad na 43 Ar |
Fyzikálne a fyzikálno-chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je chlór žltozelený plyn s dusivým zápachom. Niektoré z nich fyzikálne vlastnosti sú uvedené v tabuľke.
Niektoré fyzikálne vlastnosti chlóru
| Nehnuteľnosť | Hodnota |
|---|---|
| Teplota varu | -34 ° C |
| Teplota topenia | -101 ° C |
| Teplota rozkladu (disociácia na atómy) |
~ 1400 ° C |
| Hustota (plyn, n.o.) | 3,214 g / l |
| Elektrónová afinita atómu | 3,65 eV |
| Prvá ionizačná energia | 12,97 eV |
| Tepelná kapacita (298 K, plyn) | 34,94 (J / mol K) |
| Kritická teplota | 144 ° C |
| Kritický tlak | 76 atm |
| Štandardná entalpia tvorby (298 K, plyn) | 0 (kJ / mol) |
| Štandardná entropia formácie (298 K, plyn) | 222,9 (J / mol K) |
| Entalpia topenia | 6,406 (kJ / mol) |
| Vriaca entalpia | 20,41 (kJ / mol) |
Po ochladení sa chlór zmení na kvapalinu pri teplote asi 239 K a potom pod 113 K kryštalizuje do ortorombickej mriežky s vesmírnou skupinou Cmca a parametre a \u003d 6,29 b \u003d 4,50, c \u003d 8,21. Pod 100 K sa ortorombická modifikácia kryštalického chlóru transformuje na tetragonálnu, ktorá má vesmírnu skupinu P4 2 / ncm a mriežkové parametre a \u003d 8,56 ac \u003d 6,12.
Rozpustnosť
| Solventný | Rozpustnosť g / 100 g |
|---|---|
| Benzén | Rozpustiť |
| 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 |
| Tetrachlórmetán (0 ° C) | 31,4 |
| Tetrachlórmetán (19 ° C) | 17,61 |
| Tetrachlórmetán (40 ° C) | 11 |
| Chloroform | Dobre rozpustime |
| TiCl4, SiCl4, SnCl4 | Rozpustiť |
Pri vystavení svetlu alebo zahrievaniu aktívne reaguje (niekedy s výbuchom) s vodíkom radikálnym mechanizmom. Chlór-vodíkové zmesi obsahujúce od 5,8 do 88,3% vodíka po ožiarení explodujú za tvorby chlorovodíka. Zmes chlóru a vodíka v malých koncentráciách horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom. Maximálna teplota plameňa vodíka a chlóru 2200 ° C.:
Cl2 + H2 → 2HCl5Cl2 + 2P → 2PCl5 2S + Cl2 → S2Cl2Cl2 + 3F2 (g) → 2ClF3
Ostatné vlastnosti
Cl2 + CO → COCI2Po rozpustení vo vode alebo zásadách chlór dismutuje a vytvára chlórne (a po zahriatí chloristé) a chlorovodíkové kyseliny alebo ich soli:
Cl2 + H20 → HCl + HClO 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H20 Cl2 + Ca (OH) 2 → CaCl (OCl) + H204NH3 + 3Cl2 → NCl 3 + 3NH 4 Cl
Oxidačné vlastnosti chlóru
Cl2 + H2S → 2HCl + SReakcie s organickými látkami
CH3-CH3 + Cl2 → C2H6-x Clx + HClSpája nenasýtené zlúčeniny vo viacerých väzbách:
CH2 \u003d CH2 + Cl2 → Cl-CH2-CH2-Cl
Aromatické zlúčeniny nahrádzajú atóm vodíka chlórom v prítomnosti katalyzátorov (napríklad AlCl3 alebo FeCl3):
C6H6 + Cl2 → C6H5CI + HCl
Metódy výroby chlóru
Priemyselné metódy
Spočiatku bola priemyselná metóda výroby chlóru založená na Scheeleovej metóde, to znamená reakcii pyrolusitu s kyselinou chlorovodíkovou:
MnO 2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H 2O 2NaCl + 2H 2O → H2 + Cl2 + 2NaOH Anóda: 2Cl - - 2е - → Cl 2 0 Katóda: 2H 2 O + 2e - → H 2 + 2OH -
Pretože elektrolýza vody prebieha paralelne s elektrolýzou chloridu sodného, \u200b\u200bpotom súhrnná rovnica možno vyjadriť nasledovne:
1,80 NaCl + 0,50 H20 → 1,00 Cl2 + 1,10 NaOH + 0,03 H2
Na výrobu chlóru sa používajú tri verzie elektrochemickej metódy. Dve z nich sú elektrolýza na pevnej katóde: membránová a membránová metóda, tretia je elektrolýza na kvapalnú katódu (metóda výroby ortuti). Spomedzi elektrochemických výrobných metód je najjednoduchšou a najpohodlnejšou metódou elektrolýza s ortuťovou katódou, ktorá však spôsobuje významné poškodenie životného prostredia odparovaním a únikom kovovej ortuti.
Metóda membrány s pevnou katódou
Dutina elektrolyzéra je rozdelená pórovitou azbestovou priečkou - membránou - na katódový a anódový priestor, kde sú umiestnené katóda a anóda elektrolyzéra. Preto sa takýto elektrolyzér často nazýva membránová elektrolýza a výrobná metóda sa nazýva membránová elektrolýza. Prúd nasýteného anolytu (roztok NaCI) sa kontinuálne privádza do anódového priestoru membránovej komory. V dôsledku elektrochemického procesu sa chlór uvoľňuje na anóde v dôsledku rozkladu halitu a vodík sa uvoľňuje na katóde v dôsledku rozkladu vody. V tomto prípade je katódová zóna obohatená o hydroxid sodný.
Metóda pevnej katódovej membrány
Membránová metóda je v podstate podobná membránovej metóde, ale anódový a katódový priestor sú oddelené polymérovou membránou s katiónovou výmenou. Výroba membrán je efektívnejšia ako membrána, ale ťažšie sa používa.
Metóda ortuťovej kvapalnej katódy
Proces sa uskutočňuje v elektrolytickom kúpeli, ktorý pozostáva z elektrolyzéra, rozkladača a ortuťového čerpadla, ktoré sú vzájomne prepojené. V elektrolytickom kúpeli ortuť cirkuluje pod pôsobením ortuťového čerpadla a prechádza elektrolyzérom a rozkladačom. Katódou elektrolyzéra je prúd ortuti. Anódy - grafit alebo malé opotrebenie. Spolu s ortuťou prúdi elektrolyzérom prúd anolytu - roztok chloridu sodného. V dôsledku elektrochemického rozkladu chloridu sa na anóde tvoria molekuly chlóru a na katóde sa uvoľnený sodík rozpúšťa v ortuti a vytvára amalgám.
Laboratórne metódy
V laboratóriách na výrobu chlóru sa zvyčajne používajú procesy založené na oxidácii chlorovodíka silnými oxidantmi (napríklad oxid manganičitý, manganistan draselný, dichróman draselný):
2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H20 K2Cr207 + 14HCl → 3Cl2 + 2KCl + 2CrCl3 + 7H20
Skladovanie chlóru
Vyrobený chlór sa skladuje v špeciálnych „nádržiach“ alebo sa čerpá do oceľových valcov s vysokým tlakom. Fľaše s kvapalným chlórom pod tlakom majú špeciálnu farbu - farbu močiara. Je potrebné poznamenať, že pri dlhodobej prevádzke chlórových fliaš sa v nich hromadí mimoriadne výbušný chlorid dusitý, a preto musia byť vo fliašach s chlórom z času na čas vykonané pravidelné preplachovania a čistenie chloridu dusičitého.
Normy kvality chlóru
Podľa GOST 6718-93 „Kvapalný chlór. Špecifikácie „Vyrábajú sa nasledujúce triedy chlóru
Aplikácia
Chlór sa používa v mnohých priemyselných odvetviach, vedách a domácich potrebách:
- Pri výrobe polyvinylchloridu, plastových zmesí, syntetického kaučuku, z ktorého sú vyrobené: izolácia pre drôty, okenné profily, obalové materiály, odevy a obuv, linoleum a gramofónové platne, laky, vybavenie a polystyrén, hračky, súčasti nástrojov, stavebné materiály. Polyvinylchlorid sa vyrába polymeráciou vinylchloridu, ktorý sa dnes najčastejšie získava z etylénu metódou vyváženou s chlórom cez medziprodukt 1,2-dichlóretán.
- Bieliace vlastnosti chlóru sú známe už dlho, aj keď „bieliaci prostriedok“ nie je samotný chlór, ale atómový kyslík, ktorý vzniká pri rozklade kyseliny chlórnej: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O .. Táto metóda bielenia textílií, papiera, lepenka sa používa už niekoľko storočí.
- Výroba organochlórových insekticídov - látok, ktoré ničia hmyz škodlivý pre plodiny, ale sú bezpečné pre rastliny. Značná časť vyrobeného chlóru sa spotrebuje na získanie prípravkov na ochranu rastlín. Jedným z najdôležitejších insekticídov je hexachlórcyklohexán (často nazývaný hexachlór). Táto látka bola prvýkrát syntetizovaná v roku 1825 Faradayom, ale praktické využitie nájdené až po viac ako 100 rokoch - v 30. rokoch nášho storočia.
- Používalo sa to ako bojová chemická látka, ako aj na výrobu ďalších bojových chemických látok: horčicový plyn, fosgén.
- Na dezinfekciu vody - "chlórovanie". Najbežnejší spôsob dezinfekcie pitnej vody; založené na schopnosti voľného chlóru a jeho zlúčenín inhibovať enzýmové systémy mikroorganizmov, ktoré katalyzujú redoxné procesy. Na dezinfekciu pitnej vody používajte: chlór, oxid chloričitý, chlóramín a bielidlo. SanPiN 2.1.4.1074-01 ustanovuje nasledujúce limity (chodby) prípustného obsahu voľného zvyškového chlóru v pitnej vode centralizovaného zásobovania vodou 0,3 - 0,5 mg / l. Mnoho vedcov a dokonca aj politikov v Rusku kritizuje samotný koncept chlórovania vody z vodovodu, ale nemôžu ponúknuť alternatívu k dezinfekčnému následku zlúčenín chlóru. Materiály, z ktorých sa vyrábajú vodné potrubia, interagujú rôznymi spôsobmi s chlórovanou vodou z vodovodu. Voľný chlór vo vode z vodovodu výrazne znižuje životnosť potrubí na polyolefínovom základe: rôzne typy polyetylénových rúrok vrátane zosieťovaného polyetylénu, veľké známe ako PEX (PE-X). V USA museli na kontrolu prívodu potrubí vyrobených z polymérnych materiálov na použitie vo vodovodoch s chlórovanou vodou prijať 3 normy: ASTM F2023 pre potrubia, membrány a kostrové svaly. Tieto kanály plnia dôležité funkcie pri regulácii objemu tekutiny, transepiteliálnom transporte iónov a stabilizácii membránových potenciálov a podieľajú sa na udržiavaní pH bunky. Chlór sa hromadí vo vnútorných tkanivách, koži a kostrových svaloch. Chlór sa absorbuje hlavne v hrubom čreve. Absorpcia a vylučovanie chlóru úzko súvisia s iónmi sodnými a hydrogenuhličitanmi, v menšej miere s mineralokortikoidmi a aktivitou Na + / K + - ATP -ázy. Bunky akumulujú 10 - 15% všetkého chlóru, z tohto množstva od 1/3 do 1/2 - v erytrocytoch. Asi 85% chlóru sa nachádza v extracelulárnom priestore. Chlór sa z tela vylučuje hlavne močom (90 - 95%), stolicou (4 - 8%) a kožou (až 2%). Vylučovanie chlóru je spojené s iónmi sodíka a draslíka a recipročne s HCO 3 - (acidobázická rovnováha).
Osoba konzumuje 5-10 g NaCl denne. Minimálna ľudská potreba chlóru je asi 800 mg denne. Dojča prijíma potrebné množstvo chlóru prostredníctvom materského mlieka, ktoré obsahuje 11 mmol / l chlóru. NaCl je nevyhnutný pre produkciu kyseliny chlorovodíkovej v žalúdku, ktorá podporuje trávenie a ničí baktérie. Účasť chlóru na výskyte určitých chorôb u ľudí nie je v súčasnosti dobre známa, hlavne kvôli malému počtu štúdií. Stačí povedať, že neboli vypracované ani odporúčania pre dennú spotrebu chlóru. Ľudské svalové tkanivo obsahuje 0,20-0,52% chlóru, kosť - 0,09%; v krvi - 2,89 g / l. V tele priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) je 95 g chlóru. Každý deň človek prijme z potravy 3 - 6 g chlóru, čo nadbytok pokrýva potrebu tohto prvku.
Ióny chlóru sú pre rastliny životne dôležité. Chlór sa podieľa na energetickom metabolizme rastlín, aktivuje oxidačnú fosforyláciu. Je nevyhnutný pre tvorbu kyslíka v procese fotosyntézy izolovanými chloroplastmi, stimuluje pomocné procesy fotosyntézy, predovšetkým tie, ktoré súvisia s akumuláciou energie. Chlór má pozitívny vplyv na absorpciu kyslíka koreňmi, zlúčeninami draslíka, vápnika, horčíka. Nadmerná koncentrácia iónov chlóru v rastlinách môže mať aj negatívnu stránku, napríklad môže znížiť obsah chlorofylu, znížiť aktivitu fotosyntézy a spomaliť rast a vývoj rastlín s chlórom Baskunchak). Chlór bol jedným z prvých použitých chemických toxických látok
- S pomocou analytického laboratórneho zariadenia, laboratórnych a priemyselných elektród, najmä: referenčných elektród ESr-10101 analyzujúcich obsah Cl– a K +.
Požiadavky na chlór, nachádzame sa na požiadavkách na chlór
Interakcie, otravy, voda, reakcie a tvorba chlóru
- oxid
- riešenie
- kyselina
- spojenia
- vlastnosti
- definícia
- oxid
- vzorec
- váha
- aktívny
- tekutý
- látka
- žiadosť
- konať
- oxidačný stav
- hydroxid
OXIDY CHLÓRU... Všetky CHLÓROVÉ OXIDY o. majú štipľavý zápach, sú tepelne a fotochemicky nestabilné, náchylné na výbušný rozklad, pozit. Monoxid [oxid Cl (I), dichloroxid, hemioxid] Cl20 - žltooranžový plyn s mierne nazelenalým odtieňom, v kvapalnom stave - červenohnedý; dĺžka väzby Cl-O je 0,1700 nm, uhol OClO je 111 °, 2,60 x 10-30 C x m (tabuľka); rovnica teplotnej závislosti tlaku pár lgp (mm Hg) \u003d 7,87 - 1373 / T (173 - 288 K); rozpustný vo vode s tvorbou HCl, rozpustnosť (g v 100 g H20 pri 0 ° C): 33,6 (2,66 kPa), 52,4 (6,65 kPa). Pri 60-100 ° C je termodynamicky rozklad Cl20 dokončený za 12-24 hodín, pri teplote nad 110 ° C dôjde za pár minút k výbuchu, osvetlenie urýchľuje rozpad a zvyšuje pravdepodobnosť výbuchu. Tvorí oxychloridy s chloridmi, napríklad s T1CI4, TaCl5 a AsCl3, v uvedenom poradí, poskytuje T1OCI2, TaOCl3 a AsO2CI. S NO2 tvorí zmes NO2CI a NO3CI, s N205 -čiste NO3CI. Fluoráciou Cl20 s AgF2 je možné získať ClOF3 a reakciou s AsF5 alebo SbF5 chlórové soli ClO + 2 MF - 6. Podobne reaguje s MF 5 (kde M je As a Sb) ClO2 a Cl206. So sat. organické zlúčeniny Cl20 sa správa ako chloračné činidlo, ako chlór. Cl20 sa získa prechodom Cl2 zriedeného N2 nad HgO alebo reakciou Cl2 s vlhkým Na2C03.
VLASTNOSTI OXIDOV CHLÓRU
|
Register |
||||||
|
bod varu, ° С. |
||||||
|
Hustota, g / cm3 |
2,023 (3,5 ° C) |
1,805 ** (25 ° C) |
||||
|
J / (mol x K) |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
KJ / mol |
||||||
|
J / (mol x K) |
* Odhadované. ** 2,38 g / cm3 pri -160 ° C.
Oxid ClO 2 je žltý plyn, v kvapalnom stave je jasne červený, v tuhom stave červenožltý; dĺžka väzby C - O 0,1475 nm, uhol OClO 117 ° C; rovnica teplotnej závislosti tlaku pary logp (mm Hg) \u003d 7,7427 - 1275,1 / T (226 - 312 K); rozpustnosť vo vode 26,1 g / l (25 ° C, 20,68 kPa), rozpustný v CCI4, HCI04, CH3COOH. V individuálnom stave je výbušný, pri 30 - 50 ° C rozklad prebieha merateľnou rýchlosťou, nad 50 C po indukčnej dobe exploduje. V alkalickom prostredí je ClO 2 neprimeraný a v prítomnosti. Vytvorí sa H202 a O2 sa uvoľní. Znížené jodidmi, arzenidmi, PbO, H2S03, amínmi na chloritanový ión. СN02 a N205 tvoria NO3CI, s NOCI-NO2CI. Fluórované pomocou AgF2, BrF3 alebo zriedeného F2 na ClO2F. ClO2 sa získava pôsobením redukčných činidiel (S02, N02, metanol, organické peroxidy) na okyslený roztok chlorečnanu alkalického kovu, zahriatím zmesi chlorečnanu s vlhkou kyselinou šťaveľovou, pôsobením Cl2 na chloritany. Na rozdiel od zvyšku OXIDOV CHLÓRU asi. ClО 2 - produkt prom. výroby sa používa namiesto Cl 2 ako ekologický výrobok na bielenie drevnej hmoty, celulózy, syntetiky. vlákna na prípravu pitia a technol. voda, dezinfekcia odpadových vôd. Dráždi sliznice, spôsobuje kašeľ, zvracanie atď .; MPC vo vzduchu pracovnej oblasti 0,1 mg / m 3, LD 50 140 mg / kg (krysy, intragastrické).
Chlórchloristan (cichlórtetraoxid) Cl204 alebo ClOC103 je svetlo žltá kvapalina, kryštalická. stav takmer bezfarebný (pozri chloristany).
Oxid (dichlórhexoxid) Cl206 je jasne červená kvapalina, v tuhom stave je oranžová a po ochladení farba slabne. V plyne a kvapaline majú molekuly štruktúru О 2 Cl - О - ClО 3, v kryštáloch - kryštály monoklinického systému (vesmírna skupina, z \u003d 4); tlak pary 39,9 Pa (0 ° C), 133 Pa (19 ° C). Pomaly sa rozkladá už pri teplote 0 - 10 ° C na ClO 2 a O 2, v produktoch rozkladu sa objaví teplota nad 20 ° С Cl2; reaguje bleskovo s vodou, produktmi hydrolýzy sú НClО3 a НClО4. Vytvára chloristany s chloridmi, bromidmi, dusičnanmi, napríklad s NOCl dáva NOCl04, s N205 - N02C04, s AlCl3-ClO2, s FeCl3 - ClO2. Pri zahrievaní vo vákuu také komplexy štiepia Cl206 a transformujú sa na nesolvátované chloristany Al (ClO4) 3, Fe (ClO4) 3. Získajte Cl 2 asi 6 reakciou ozónu s ClO 2 alebo pôsobením F 2 na chlorečnany kovov. Používa sa na syntézu bezvodých chloristanov v laboratórnych podmienkach.
Oxid Cl (VII) (anhydrid chlóru, dichlórheptaoxid) Cl 2 O 7 - bezfarebný. mobilná kvapalina, citlivá na nárazy a trenie. Molekula má štruktúru О 3 Cl - О - ClO 3, dĺžku väzby Cl - О 0,1709 nm, v skupinách ClО 3 - 0,1405 nm, uhol СlOCl 118,6 °, OClO 115,2 °, 2,40 x 10 -30 CL x m; monoklinické kryštály (vesmírna skupina С 2 / с); rovnica teplotnej závislosti tlaku pary logp (mm Hg) \u003d 7,796-1770 / T. Neobmedzene rozpustný v СCl4, dobre rozpustný v НClО4, РОCl3 atď. Nemieša sa s vodou, reaguje na rozhraní s tvorbou НСlO4, reakcia je vysoko exotermická (-211 kJ / mol); zahriatie vrstvy Cl207 môže viesť k výbuchu. Rozklad Cl207 v plyne na chlór a kyslík prebieha merateľnou rýchlosťou pri 100 - 120 ° C, ale pri tlaku Cl207 nad 13,3 kPa sa stáva výbušným. Kvapalný Cl 2 О 7 je stabilný až do 60 - 70 ° С, s prísadou nižších OXIDOV CHLÓRU®. urýchľuje jeho rozpad. Pre kvapalný Cl207 sú charakteristické reakcie s tvorbou kovalentnej zlúčeniny so skupinou - ClO3. S NH3 v CCI4 vytvára NH4HNClO3 a NH4CIO4 s alkylamínmi - RHNClO3 a R2NC103, v uvedenom poradí, s SbF5 - SbOF3 a FCI03, s N205 v CCI4NO2CIO 4. S použitím C207 sa môžu organické chloristany syntetizovať z alkoholov. Cl207 sa získava pôsobením P205 alebo oleja na kyselinu chloristú alebo elektrolýzou roztoku HCl04 na Pt elektródach pod 0 ° C (Cl207 sa hromadí v anódovom priestore). Čistý Cl207 je možné získať aj zahriatím niektorých chloristanov vo vákuu, napríklad Nb (ClO4) 5, Mo02 (ClO4) 2.
Je známych niekoľko voľných radikálov kyslíka a chlóru, ktoré sa získavajú v rôznych nízkoteplotných matriciach a študujú sa hlavne metódou EPR - СlО 3, СlОО, СlСlО, ako aj nestabilný seskvioxid Сl 2 О 3, ktorý sa rozkladá pri -50 - 0 ° С a má pravdepodobne štruktúru chlorečnanu chlorovitého. СlOСlO 2. Tepelne stabilný radikál С10 (Cl - О dĺžka väzby 0,1569 nm, 4,133 C x m, 101,6 kJ / mol) je medziproduktom oxidácie uhľovodíkov kyselinou chloristou a OXIDMI CHLÓRU, čo je rozklad všetkých OXIDOV CHLÓRU o. a ďalšie zlúčeniny chlóru a kyslíka, ako aj reakcia ozónu s atómovým chlórom v stratosfére.
Literatúra: Nikitin I.V., Chemistry of kyslíkových zlúčenín halogénov, M., 1986.
V.Ya. Rosolovský.
Chemická encyklopédia. Zväzok 5 \u003e\u003e
| Chlórdioxid | |
| Dichlór-heptoxid-3D-gule.png | |
| Sú bežné | |
|---|---|
| Systematické názov |
Chlór (VII) oxid |
| Chem. vzorec | Cl207 |
| Fyzikálne vlastnosti | |
| stav | tekutý |
| Molárna hmota | 182,901 g / mol |
| Tepelné vlastnosti | |
| T. plavák. | -91,5 ° C |
| T. kip. | 82 ° C |
| T. dekomp. | 120 ° C |
| Entalpia formácie | 251,0 kJ / mol |
| Klasifikácia | |
| Nar. Číslo CAS | |
| PubChem | Chyba Lua v module: Wikidata na riadku 170: pokus o indexovanie poľa „wikibase“ (nulová hodnota). |
| Nar. Číslo EINECS | Chyba Lua v module: Wikidata na riadku 170: pokus o indexovanie poľa „wikibase“ (nulová hodnota). |
| ÚSMEVY | |
| InChI | |
| Codex Alimentarius | Chyba Lua v module: Wikidata na riadku 170: pokus o indexovanie poľa „wikibase“ (nulová hodnota). |
| RTECS | Chyba Lua v module: Wikidata na riadku 170: pokus o indexovanie poľa „wikibase“ (nulová hodnota). |
| ChemSpider | Chyba Lua v module: Wikidata na riadku 170: pokus o indexovanie poľa „wikibase“ (nulová hodnota). |
| Údaje sú založené na štandardných podmienkach (25 ° C, 100 kPa), pokiaľ nie je uvedené inak. | |
Chlórdioxid (dichlórheptaoxid) Cl207, ( anhydrid kyseliny chlorovodíkovej) - kyslý oxid. Vyšší oxid chlóru, v ktorom vykazuje oxidačný stav +7.
Molekula Cl207 má štruktúru O3Cl-O-ClO3 (dCl-O \u003d 0,1709 nm, v skupinách ClO3 - 0,1405 nm, uhol ClOCl \u003d 118,6 °, OClO 115,2 °) c priestorová symetria C 2, je molekula polárna (μ \u003d 2,40 · 10 −30 C · m).
Vlastnosti
Anhydrid chlóru je bezfarebná olejovitá kvapalina. Cl 2 O 7 exploduje pri zahriatí nad 120 ° C a pri náraze, je však odolnejší ako oxid chloričitý a oxid chloričitý. Kvapalný Cl 2 O 7 je stabilný do 60 - 70 ° C, ale prímes nižších oxidov chlóru významne urýchľuje jeho rozklad:
texvc nenájdené; Pomoc s nastavením nájdete v matematike / README.): \\ Mathsf (2Cl_2O_7 \\ rightarrow 2Cl_2 + 7O_2) ΔH \u003d 135 kJ / mol Pomaly sa rozpúšťa v studenej vode za vzniku kyseliny chloristej:
Nepodarilo sa analyzovať výraz (spustiteľný súbortexvc nenájdené; Pomoc s nastavením nájdete v matematike / README.): \\ Mathsf (Cl_2O_7 + H_2O \\ rightarrow 2HClO_4)
Anhydrid kyseliny chlórovej je silné oxidačné činidlo.
Príjem
Cl207 sa získava opatrným zahriatím kyseliny chloristej s anhydridom kyseliny fosforečnej alebo s olejom:
Nepodarilo sa analyzovať výraz (spustiteľný súbortexvc nenájdené; Pomoc s nastavením nájdete v matematike / README.): \\ Mathsf (2HClO_4 + P_4O_ (10) \\ rightarrow Cl_2O_7 + H_2P_4O_ (11))
Chlórdioxid (VII) sa tiež získava elektrolýzou roztoku HCl04 na platinových elektródach pod 0 ° C (Cl2O7 sa hromadí v anódovom priestore). Čistý Cl207 je možné syntetizovať aj zahriatím niektorých chloristanov vo vákuu, napríklad Nb (ClO4) 5 alebo Mo02 (ClO4) 2.
Napísať recenziu na článok "oxid chlór (VII)"
Literatúra
- Remy G. „Kurz anorganickej chémie“ M.: Zahraničná literatúra, 1963
| Chemické nádoby | Toto je článok, ktorý sa týka článku o anorganických látkach. Projektu môžete pomôcť pridaním. |
Výňatok charakterizujúci oxid chlór (VII)
- Urob si pohodlie, Madonna! Dúfam, že aspoň jedno z týchto jedál uspokojí vašu sofistikovanú chuť? ..Cítil som sa tak strašidelne, že som náhle, nečakane pre seba, chcel vybuchnúť smiechom ... Ako som si vôbec dokázal predstaviť, že jedného dňa môžem sedieť za jedným stolom s človekom, ktorého som chcel zničiť viac ako čokoľvek?! A keď cítila zvláštnu trápnosť, pokúsila sa okamžite hovoriť ...
"Čo ťa prinútilo pozvať ma dnes, tvoja svätosť?" Opýtal som sa opatrne.
- Vaša príjemná spoločnosť, - zasmial sa Karaffa a po krátkom premýšľaní dodal: - Chcel som sa s vami porozprávať o niektorých dôležitých veciach pre mňa, Madonno, a radšej som to urobil pre vás v príjemnejšom prostredí.
Vošiel sluha, uklonil sa Karaffemu a začal ochutnávať prvé chody. Ako som v tej chvíli ľutoval, že som nemal pri sebe slávny florentský bylinkový jed! .. Bol to bezbolestný a bez chuti a vzdoroval definícii ... Tento jed fungoval až po týždni. Zabili princov a kráľov ... A určite by šialeného pápeža navždy upokojil !!!
Nikdy by som neveril, že o vražde môžem tak ľahko premýšľať ... Duša sa pomaly skamenela a vo vnútri zostalo len miesto pre spravodlivosť. Žil som, aby som ho zničil. Nezáležalo na tom, ako si to urobil. V tomto prípade boli akékoľvek prostriedky dobré. Hlavné bolo zabiť Karaffu. Aby už nevinní ľudia netrpeli, aby tento krvilačný, zlý človek nepochodil po zemi.
A preto som teraz sedel vedľa neho, s úsmevom prijímal maškrty a spoločensky sa rozprával o rôznych témach ... zároveň napäto hľadal aspoň nejakú slabosť, ktorá by mi dala možnosť konečne sa zbaviť jeho „svätca“ prítomnosť ...
Večera sa blížila k stredu a my sme stále sekulárne „diskutovali“ o niektorých vzácnych knihách, hudbe a umení, akoby nemal na mysli žiaden veľmi vážny cieľ, a preto ma pozval do svojich komnát v takom nevhodnom štýle. , neskorá hodina.
Zdalo sa, že Caraffa si rozhovor úprimne užíval, akoby na svoj „obzvlášť dôležitý“ rozhovor akoby úplne zabudol. A musíme mu dať patričnú zodpovednosť - bol to nepochybne najzaujímavejší účastník rozhovoru ... ak zabudnete na to, kým v skutočnosti bol ... Aby som potlačil narastajúcu úzkosť v mojej duši, žartoval som čo najviac. Caraffa sa na mojich vtipoch veselo zasmial a odpovedal ostatným. Bol ochotný a príjemný. Ale napriek všetkej jeho svetskej galantnosti som cítil, že aj on bol unavený predstieraním ... A hoci Caraffova výdrž bola skutočne bezchybná, z horúčkovitého lesku jeho čiernych očí som pochopil, že všetko konečne končí ... Vzduch okolo nás doslova „prasklo“ z rastúceho očakávania. Rozhovor sa postupne zmenšoval a prešiel k výmene jednoduchých svetských poznámok. A nakoniec začal Karaffa ...
Vlastnosti oxidov
Oxidy sú zložité chemikálie, ktoré sú chemickými zlúčeninami jednoduchých prvkov s kyslíkom. Oni sú soľotvorná a nesoliace... Súčasne sú soli tvoriace 3 typy: major (od slova „nadácia“), kyslé a amfotérny... Príkladom oxidov, ktoré nevytvárajú soľ, môže byť: NO (oxid dusnatý) - je bezfarebný plyn bez zápachu. Tvorí sa počas búrky v atmosfére. CO (oxid uhoľnatý) je plyn bez zápachu, ktorý vzniká spaľovaním uhlia. Bežne sa označuje ako oxid uhoľnatý. Existujú aj iné oxidy, ktoré netvoria soli. Teraz sa pozrime podrobnejšie na každý typ oxidov tvoriacich soľ.
Základné oxidy sú komplexné chemické látky súvisiace s oxidmi, ktoré chemickou reakciou s kyselinami alebo kyslými oxidmi tvoria soli a nereagujú s bázami alebo zásaditými oxidmi. Medzi hlavné patria napríklad tieto: K20 (oxid draselný), CaO (oxid vápenatý), FeO (dvojmocný oxid železitý).
Zvážte chemické vlastnosti oxidov na príkladoch
1. Interakcia s vodou: - interakcia s vodou za tvorby zásady (alebo zásady) CaO + H20 \u003d Ca(OH) 2 (známa reakcia na hasenie, ktorá produkuje veľa tepla!)
2. Interakcia s kyselinami: - interakcia s kyselinou za tvorby soli a vody (soľný roztok vo vode) CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O (Kryštály tejto látky CaSO 4 sú každému známe pod menom „sadra“).
3. Interakcia s oxidmi kyselín: tvorba soli CaO + CO 2 \u003d CaCO 3 (Túto látku pozná každý - obyčajná krieda!)
Oxidy kyselín sú komplexné chemické látky súvisiace s oxidmi, ktoré pri chemickej interakcii s bázami alebo zásaditými oxidmi tvoria soli a nereagujú s kyslými oxidmi. Príklady kyslých oxidov môžu byť: CO 2 (známe pre všetky oxid uhličitý), P 2 O 5 - oxid fosforečný (vzniká spaľovaním na vzduchu biely fosfor), SO 3 - oxid sírový - táto látka sa používa na získanie kyselina sírová.
Chemická reakcia s vodou CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3 - táto látka - kyselina uhličitá - jedna z slabé kyseliny, pridáva sa do perlivej vody na „prebublávanie“ plynu. Keď teplota stúpa, rozpustnosť plynu vo vode klesá a jej prebytok vystupuje vo forme bublín. - reakcia s alkáliami (zásadami): CO 2 + NaOH \u003d Na 2 CO 3 - výsledná látka (soľ) je v domácnosti široko používaná. Jeho meno - kalcinovaná sóda alebo sóda na pranie - vynikajúca čistiaci prostriedok na spálené hrnce, mastnotu, horenie. Neodporúčam pracovať s holými rukami! - reakcia s bázickými oxidmi: CO 2 + MgO \u003d MgCO 3 - výsledná soľ - uhličitan horečnatý - sa nazýva aj „horká soľ“.
Amfoterné oxidy - sú to zložité chemikálie, tiež príbuzné s oxidmi, ktoré chemickou interakciou s kyselinami (alebo oxidy kys) a dôvody (alebo zásadité oxidy). Najčastejšie sa v našom prípade používa slovo „amfotérne“ oxidy kovov... Príklad amfoterné oxidy môžu byť: ZnO - oxid zinočnatý (biely prášok, často používaný v medicíne na výrobu masiek a krémov), Al 2 O 3 - oxid hlinitý (nazývaný tiež „oxid hlinitý“).
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov sú jedinečné v tom, že môžu vstúpiť do chemických reakcií zodpovedajúcich bázam aj kyselinám. Napríklad: - reakcia s kyslým oxidom: ZnO + H 2 CO 3 \u003d ZnCO 3 + H 2 O - Výslednou látkou je roztok soli „uhličitanu zinočnatého“ vo vode. - reakcia s bázami: ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O - výsledná látka je dvojitá soľ sodíka a zinku.
Získavanie oxidov vyrábané rôznymi spôsobmi. To je možné vykonať fyzicky a chemicky. Najjednoduchším spôsobom je chemická interakcia jednoduchých prvkov s kyslíkom. Napríklad výsledok spaľovacieho procesu alebo jeden z produktov tejto chemickej reakcie je oxidy... Napríklad, ak sa do banky s kyslíkom vloží rozpálená železná tyč, nielen železo (môžete si vziať zinok Zn, cín Sn, olovo Pb, meď Cu, - všeobecne to, čo je po ruke), dôjde k chemickej reakcii oxidácie železa, ktorá sprevádzané jasným bleskom a iskrami. Reakčným produktom bude čierny prášok oxidu železitého FeO: 2Fe + 02 \u003d 2FeO. Úplne podobný chemické reakcie s inými kovmi a nekovmi, Napríklad: Zinok horí v kyslíku za vzniku oxidu zinočnatého 2Zn + O 2 \u003d 2ZnO Spaľovanie uhlia je sprevádzané tvorbou dvoch oxidov naraz: oxidom uhoľnatým a oxidom uhličitým 2C + O 2 \u003d 2CO - tvorbou oxidu uhoľnatého. C + O 2 \u003d CO 2 - tvorba oxidu uhličitého. Tento plyn sa tvorí, ak je kyslíka viac ako dosť, to znamená, že v každom prípade najskôr dôjde k reakcii s tvorbou oxidu uhoľnatého a potom sa oxid uhoľnatý oxiduje a premení sa na oxid uhličitý. Získavanie oxidov je možné vykonať iným spôsobom - pomocou reakcia chemického rozkladu... Napríklad na získanie oxidu železa alebo oxidu hlinitého je potrebné kalcinovať ich zodpovedajúce zásady kovy: Fe (OH) 2 \u003d FeO + H 2 O 2 Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3 H 2 O, ako aj pri rozklade jednotlivých kyselín: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2 - rozklad kyseliny uhličitej H 2 SO3 \u003d H20 + SO2 - rozklad kyseliny sírovej Získavanie oxidov sa môže uskutočňovať zo solí kovov pri silnom zahriatí, napríklad: CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 - kalcináciou kriedy sa získa oxid vápenatý (alebo nehasené vápno) a oxid uhličitý. Cu (NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2 - pri tejto rozkladnej reakcii sa naraz získajú dva oxidy: meď CuO (čierna) a dusík NO 2 (pre svoju skutočne hnedú farbu sa mu hovorí aj hnedý plyn). Ďalším spôsobom, ako môžete uskutočniť výrobu oxidov, je redoxné reakcie, napríklad Cu + 4HNO3 (konc.) \u003d Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H20S + H2S04 (konc.) \u003d 3SO2 + 2H20
Oxidy chlóru
Nasledujúce sú známe oxidy chlóru: Cl20, ClO2, Cl206, Cl207. Všetky, s výnimkou Cl207, majú žltú alebo oranžovú farbu a nie sú stabilné, najmä ClO2, Cl206. Všetko oxidy chlóru výbušné a veľmi silné oxidačné činidlá. Reakciou s vodou tvoria zodpovedajúce látky okysličené a chlór kyselina: Takže, Cl20 - kyslý oxid chloričitý kyselina chlórna. Cl20 + H20 \u003d 2HClO - Kyselina chlórna ClO 2 - kyslý oxid chloričitý kyselinu chlórnu a chlórovú, pretože pri chemickej reakcii s vodou vytvára dve z týchto kyselín naraz: ClO 2 + H 2 O \u003d HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - tiež kyslý oxid chloričitý kyseliny chlórové a chloristé: Cl 2 O 6 + H 2 O \u003d HClO 3 + HClO 4 A nakoniec Cl 2 O 7 - bezfarebná kvapalina - kyslý oxid chloričitý kyselina perchlórová: Cl207 + H20 \u003d HCl04
Oxidy dusíka
Dusík je plyn, ktorý s kyslíkom tvorí 5 rôznych zlúčenín - 5 oxidy dusíka... Menovite: - N 2 O - oxid dusičitý... Jeho iný názov je v medicíne známy pod týmto názvom smejúci sa benzín alebo oxid dusný - je bezfarebný, sladký a chutí dobre na benzín. - NIE - oxid uhoľnatý je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. - N 2 O 3 - anhydrid dusitý - bezfarebná kryštalická látka - NO 2 - oxid dusičitý... Jeho iný názov je hnedý plyn - plyn má skutočne hnedastú farbu - N 2 O 5 - anhydrid kyseliny dusičnej - modrá kvapalina vriaca pri teplote 3,5 0 C
Zo všetkých týchto vymenovaných zlúčenín dusíka sú v priemysle najzaujímavejšie NO - oxid dusnatý a NO 2 - oxid dusičitý. Oxid dusnatý (NIE) a oxid dusný N2O nereaguje ani s vodou, ani so zásadami. Anhydrid dusnatý (N 2 O 3) pri reakcii s vodou vytvára slabú a nestabilnú kyselinu dusitú HNO 2, ktorá sa na vzduchu postupne mení na stabilnejšiu chemickú látku kyselina dusičná... Zvážte niektoré chemické vlastnosti oxidov dusíka: Reakcia s vodou: 2NO 2 + H20 \u003d HNO 3 + HNO 2 - 2 kyseliny sa tvoria naraz: kyselina dusičná HNO 3 a kyselina dusitá. Reakcia s alkáliou: 2NO2 + 2NaOH \u003d NaNO3 + NaNO2 + H20 - vytvárajú sa dve soli: dusičnan sodný NaNO3 (alebo dusičnan sodný) a dusitan sodný (soľ kyseliny dusitej). Reakcia so soľami: 2NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - tvoria sa dve soli: dusičnan sodný a dusitan sodný a uvoľňuje sa oxid uhličitý.
Oxid dusičitý (NO 2) sa získava z oxidu dusnatého (NO) chemickou reakciou zlúčeniny c kyslík: 2NO + 02 \u003d 2NO2
Oxidy železa
Žehliť tvorí dva oxid: FeO - oxid železitý (2-valentný) - čierny prášok, ktorý sa získava redukciou oxid železitý(3-valentný) oxid uhoľnatý nasledujúcou chemickou reakciou: Fe 2 O 3 + CO -\u003e 2FeO + CO 2 Toto je zásaditý oxid, ktorý ľahko reaguje s kyselinami. Má redukčné vlastnosti a je rýchlo oxidovaný na oxid železitý (3-valentný). FeO + 02 -\u003e 2Fe203 Oxid železitý (3-valentný) je červenohnedý prášok (hematit) s amfotérnymi vlastnosťami (môže interagovať s kyselinami a zásadami). ale kyslé vlastnosti tento oxid je vyjadrený tak slabo, že sa najčastejšie používa ako bázický oxid... Existujú aj tzv zmiešaný oxid železitý Fe 3 O 4. Vzniká pri horení železa, dobre vedie elektrický prúd a má magnetické vlastnosti (nazýva sa to magnetická železná ruda alebo magnetit). Ak železo horí, potom sa v dôsledku spaľovacej reakcie vytvorí vodný kameň pozostávajúci z dvoch oxidov naraz: oxid železitý (III) a (II) valencia.
