Химия - 8-9 класс

3Cl₂ + 2Sb = 2SbCl₃ (при комнатной температуре);

3Cl₂ + 2Fe = 2FeCl₃ (при нагревании).

Кроме того хлор может окислять и многие сложные вещества, например:

Cl₂ + 2HBr = Br₂ + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);

Cl₂ + 2HI = I₂ + 2HCl (в газовой фазе и в растворе);

Cl₂ + H₂S = 2HCl + S (в растворе);

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl (в растворе);

Cl₂ + 3H₂O₂ = 2HCl + 2H₂O + O₂ (в концентрированном растворе);

Cl₂ + CO = CCl₂O (в газовой фазе);

Cl₂ + C₂H₄ = C₂H₄Cl₂ (в газовой фазе).

В воде хлор частично растворяется (физически), а частично обратимо реагирует с ней (см. § 11.4 в). С холодным раствором гидроксида калия (и любой другой щелочи) аналогичная реакция протекает необратимо:

Cl₂ + 2OH = Cl + ClO + H₂O.

В результате образуется раствор хлорида и гипохлорита калия. В случае реакции с гидроксидом кальция образуется смесь CaCl₂ и Ca(ClO)₂, называемая хлорной известью.

С горячими концентрированными растворами щелочей реакция протекает иначе:

3Cl₂ + 6OH = 5Cl + ClO₃ + 3H₂O.

В случае реакции с KOH так получают хлорат калия, называемый бертолетовой солью.

Хлороводород – единственное водородное соединение хлора. Этот бесцветный газ с удушающим запахом хорошо растворим в воде (нацело реагирует с ней, образуя ионы оксония и хлорид-ионы (см. § 11.4). Его раствор в воде называют соляной или хлороводородной кислотой. Это один из важнейших продуктов химической технологии, так как расходуется соляная кислота во многих отраслях промышленности. Огромное значение она имеет и для человека, в частности потому, что содержится в желудочном соке, способствуя перевариванию пищи.

Хлороводород раньше получали в промышленности, сжигая хлор в водороде. В настоящее время потребность в соляной кислоте почти полностью удовлетворяется за счет использования хлороводорода, образующегося в качестве побочного продукта при хлорировании различных органических веществ, например, метана:

CH₄ + Cl₂ = CH₃ + HCl

И лаборатории хлороводород получают из хлорида натрия, обрабатывая его концентрированной серной кислотой:

NaCl + H₂SO₄ = HCl + NaHSO₄ (при комнатной температуре);

2NaCl + 2H₂SO₄ = 2HCl + Na₂S₂O₇ + H₂O (при нагревании).

Высший оксид хлора Cl₂O₇ – бесцветная маслянистая жидкость, молекулярное вещество, кислотный оксид. В результате реакции с водой образует хлорную кислоту HClO₄, единственную оксокислоту хлора, существующую как индивидуальное вещество; остальные оксокислоты хлора известны только в водных растворах. Сведения об этих кислотах хлора приведены в таблице 35.

Таблица 35.Кислоты хлора и их соли

С/O хлора	Формула кислоты	Название кислоты	Сила кислоты	Название солей
–I	HCl	хлороводородная	сильная	хлориды
+I	HClO	хлорноватистая	слабая	гипохлориты
+III	HClO2	хлористая	слабая	хлориты
+V	HClO3	хлорноватая	сильная	хлораты
+VII	HClO4	хлорная	сильная	перхлораты

Большинство хлоридов растворимо в воде. Исключение составляют AgCl, PbCl₂, TlCl и Hg₂Cl₂. Образование бесцветного осадка хлорида серебра при добавлении к исследуемому раствору раствора нитрата серебра – качественная реакция на хлорид-ион:

Ag + Cl = AgCl

Из хлоридов натрия или калия в лаборатории можно получить хлор:

2NaCl + 3H₂SO₄ + MnO₂ = 2NaHSO₄ + MnSO₄ + 2H₂O + Cl₂

В качестве окислителя при получении хлора по этому способу можно использовать не только диоксид марганца, но и KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃.

Гипохлориты натрия и калия входят в состав различных бытовых и промышленных отбеливателей. Хлорная известь также используется как отбеливатель, кроме того ее используют как дезинфицирующее средство.

Хлорат калия используют в производстве спичек, взрывчатых веществ и пиротехнических составов. При нагревании он разлагается:

4KClO₃ = KCl + 3KClO₄;

2KClO₃ = 2KCl + O₂ (в присутствии MnO₂).

Перхлорат калия тоже разлагается, но при более высокой температуре: KClO₄ = KCl + 2O₂ .

1.Составьте молекулярные уравнения реакций, для которых в тексте параграфа приведены ионные уравнения.

2.Составьте уравнения реакций, данных в тексте параграфа описательно.

3.Составьте уравнения реакций, характеризующих химические свойства а) хлора, б) хлороводорода (и соляной кислоты), в) хлорида калия и г) хлорида бария.

Химические свойства соединений хлора

15.3. Сера

В различны условиях устойчивы различные аллотропные модификации элемента сера. При обычных условиях простое вещество сера представляет собой желтое хрупкое кристаллическое вещество, состоящее из восьмиатомных молекул:

Это так называемая ромбическая сера (или α-сера) S₈.(Название происходит от кристаллографического термина, характеризующего симметрию кристаллов этого вещества). При нагревании она плавится (113 °С), превращаясь в подвижную желтую жидкость, состоящую из таких же молекул. При дальнейшем нагревании происходит разрыв циклов и образование очень длинных полимерных молекул – расплав темнеет и становится очень вязким. Это так называемая -сера S_n. Кипит сера (445 °С) в виде двухатомных молекул S₂, аналогичных по строению молекулам кислорода. Строение этих молекул также, как и молекул кислорода, не может быть описано в рамках модели ковалентной связи. Кроме того существуют и другие аллотропные модификации серы.

В природе встречаются месторождения самородной серы, из которых ее и добывают. Большая часть добываемой серы используется для производства серной кислоты. Часть серы используют в сельском хозяйстве для защиты растений. Очищенная сера применяется в медицине для лечения кожных заболеваний.

Из водородных соединений серы наибольшее значение имеет сероводород (моносульфан) H₂S. Это бесцветный ядовитый газ с запахом тухлых яиц. В воде он малорастворим. Растворение физичекое. В незначительной степени в водном растворе происходит протолиз молекул сероводорода и в еще меньшей степени – образующихся при этом гидросульфид-ионов (см. приложение 13). Тем не менее, раствор сероводорода в воде называют сероводородной кислотой (или сероводородной водой).