Степени окисления ca clo 2: Расставить степени окисления Сa(ClO)2,Mg(ClO2)2,Cu3(AsO4)2. Объясните ,как решать.

Содержание

Mathway | Популярные задачи

1	Найти число нейтронов	H
2	Найти массу одного моля	H_2O
3	Баланс	H_2(SO_4)+K(OH)→K_2(SO_4)+H(OH)
4	Найти массу одного моля	H
5	Найти число нейтронов	Fe
6	Найти число нейтронов	Tc
7	Найти конфигурацию электронов	H
8	Найти число нейтронов	Ca
9	Баланс	CH_4+O_2→H_2O+CO_2
10	Найти число нейтронов	C
11	Найти число протонов	H
12	Найти число нейтронов	O
13	Найти массу одного моля	CO_2
14	Баланс	C_8H_18+O_2→CO_2+H_2O
15	Найти атомную массу	H
16	Определить, растворима ли смесь в воде	H_2O
17	Найти конфигурацию электронов	Na
18	Найти массу одного атома	H
19	Найти число нейтронов	Nb
20	Найти число нейтронов	Au
21	Найти число нейтронов	Mn
22	Найти число нейтронов	Ru
23	Найти конфигурацию электронов	O
24	Найти массовую долю	H_2O
25	Определить, растворима ли смесь в воде	NaCl
26	Найти эмпирическую/простейшую формулу	H_2O
27	Найти степень окисления	H_2O
28	Найти конфигурацию электронов	K
29	Найти конфигурацию электронов	Mg
30	Найти конфигурацию электронов	Ca
31	Найти число нейтронов	Rh
32	Найти число нейтронов	Na
33	Найти число нейтронов	Pt
34	Найти число нейтронов	Be	Be
35	Найти число нейтронов	Cr
36	Найти массу одного моля	H_2SO_4
37	Найти массу одного моля	HCl
38	Найти массу одного моля	Fe
39	Найти массу одного моля	C
40	Найти число нейтронов	Cu
41	Найти число нейтронов	S
42	Найти степень окисления	H
43	Баланс	CH_4+O_2→CO_2+H_2O
44	Найти атомную массу	O
45	Найти атомное число	H
46	Найти число нейтронов	Mo
47	Найти число нейтронов	Os
48	Найти массу одного моля	NaOH
49	Найти массу одного моля	O
50	Найти конфигурацию электронов	Fe
51	Найти конфигурацию электронов	C
52	Найти массовую долю	NaCl
53	Найти массу одного моля	K
54	Найти массу одного атома	Na
55	Найти число нейтронов	N
56	Найти число нейтронов	Li
57	Найти число нейтронов	V
58	Найти число протонов	N
59	Упростить	H^2O
60	Упростить	h*2o
61	Определить, растворима ли смесь в воде	H
62	Найти плотность при стандартной температуре и давлении	H_2O
63	Найти степень окисления	NaCl
64	Найти атомную массу	He	He
65	Найти атомную массу	Mg
66	Найти число электронов	H
67	Найти число электронов	O
68	Найти число электронов	S
69	Найти число нейтронов	Pd
70	Найти число нейтронов	Hg
71	Найти число нейтронов	B
72	Найти массу одного атома	Li
73	Найти эмпирическую формулу	H=12% , C=54% , N=20	, ,
74	Найти число протонов	Be	Be
75	Найти массу одного моля	Na
76	Найти конфигурацию электронов	Co
77	Найти конфигурацию электронов	S
78	Баланс	C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
79	Баланс	H_2+O_2→H_2O
80	Найти конфигурацию электронов	P
81	Найти конфигурацию электронов	Pb
82	Найти конфигурацию электронов	Al
83	Найти конфигурацию электронов	Ar
84	Найти массу одного моля	O_2
85	Найти массу одного моля	H_2
86	Найти число нейтронов	K
87	Найти число нейтронов	P
88	Найти число нейтронов	Mg
89	Найти число нейтронов	W
90	Найти массу одного атома	C
91	Упростить	na+cl
92	Определить, растворима ли смесь в воде	H_2SO_4
93	Найти плотность при стандартной температуре и давлении	NaCl
94	Найти степень окисления	C_6H_12O_6
95	Найти степень окисления	Na
96	Определить, растворима ли смесь в воде	C_6H_12O_6
97	Найти атомную массу	Cl
98	Найти атомную массу	Fe
99	Найти эмпирическую/простейшую формулу	CO_2
100	Найти число нейтронов	Mt

Задания ОГЭ по химии.

Тема «Степень окисления»

Степень окисления

Одинаковую степень окисления атомы хлора имеют в соединениях:

1) Cl₂O₇ и HClO₄ 2) CaCl₂ и Mg(ClO₂)₂ 3) HCl и KClO₃ 4) Cl₂O и NaClO₂

Степень окисления +1 хлор проявляет в соединении

1) HClO 2) CaCl₂ 3) CCl₄ 4) Ca(ClO₂)₂

Такую же степень окисления, как и в CuS, сера имеет в соединении

1) H₂SО₄ 2) (NH₄)₂S 3) SO₃ 4) Li₂SO₃

Низшую степень окисления азот проявляет в соединении, формула которого

1) N₂O 2) NO 3) NH₃ 4) NCl₃

В каком из соединений степень окисления хлора равна +7?

1) NH₄Cl 2) KClO 3) Ca(ClO₃)₂ 4) HClO₄

Такую же степень окисления, как и в N₂O₅, азот имеет в соединении

1) NO₂ 2) HNO₃ 3) NH₃ 4) NH₄Cl

Такую же степень окисления, как и в SO2, сера имеет в соединении

1) K₂SO₄ 2) H₂SO₃ 3) (NH₄)₂S 4) SO₃

Степени окисления атома азота в соединениях NH₃ и NO соответственно равны

1) +5 и +2 2) –1 и +1 3) –3 и +3 4) –3 и +2

Степень окисления –1 водород проявляет в соединении с

1) хлором 2) калием 3) углеродом 4) кислородом

Высшую степень окисления углерод имеет в соединении

1) СО 2) СН₄ 3) Na₄C 4) Na₂СO₃

В каком из соединений степень окисления азота равна –3?

1) (NH₄)₂SO₄ 2) HNO₃ 3) Ba(NO₂)₂ 4) N₂O₃

Атомы азота и углерода имеют одинаковую степень окисления в соединениях

1) NH₃ и CO 2) NO₂ и ССl₄ 3) N₂O₃ и СО₂ 4) Na₃N и CH₄

Одинаковую степень окисления фосфор проявляет в каждом из двух соединений:

1) P₂O₃ и Ca₃P₂ 2) P₄ и H₃PO₄ 3) PH₃ и H₃PO₃ 4) P₂О₅ и H₃PO₄

Такую же степень окисления, как у хлора в Cl₂O₅, азот имеет в соединении

1) KNO₃ 2) NO₂ 3) (NH₄)₃PO₄ 4) Mg(NO₂)₂

В каком из соединений степень окисления серы равна +4?

1) K₂SO₃ 2) H₂SO₄ 3) (NH₄)₂S 4) Fe₂(SO₄)₃

В каком соединении степень окисления углерода равна –4?

1) CaCO₃ 2) CaC₂ 3) CH₄ 4) NaHCO₃

Такую же степень окисления, как и в CH₄, углерод имеет в соединении

1) CO 2) Al₄C₃ 3) CaCO₃ 4) CO₂

Высшую степень окисления хлор проявляет в соединении

1) KClO₂ 2) KClO₄ 3) СCl₄ 4) MgCl₂

Такую же степень окисления, как и вSO₂, сера имеет в соединении

1) K₂SO₄ 2) H₂SO₃ 3) (NH₄)₂S 4) SO₃

Атомы азота и углерода имеют одинаковую степень окисления в соединениях

1) NH₃ и CO 2) NO₂ и ССl₄ 3) N₂O₃ и СО₂ 4) Na₃N и CH₄

Одинаковую степень окисления атомы азота имеют в соединениях N₂O₃ и

1) Ca(NO₂)₂ 2) (NH₄)₂S 3) KNO₃ 4) NH₃

В каком из соединений степень окисления фосфора равна –3?

1) K₃Р 2) Na₃PO₃ 3) HPO₃ 4) Ca₃(PO₄)₂

В каких соединениях атомы азота и фосфора имеют одинаковое значение степени окисления?

1) NH₃ и PCl₃ 2) NH₃ и Ca₃P₂ 3) NO₂ и P₂O₅ 4) NO₂ и P₂O₃

Значения высших степеней окисления элементов увеличиваются в рядах:

1) Al → P → Cl 2) Se → S → O 3) C → Si → Ge

4) Ge → As → Se 5) Be → Mg → Ca

Степень окисления хлора в соединении KClO₃ равна

1) –1 2) +3 3) +5 4) +7

В каком соединении степень окисления хлора равна +7?

1) HCl 2) Cl₂O 3) KClO₃ 4) HClO₄

Низшую степень окисления фосфор имеет в соединении

1) Ca₃P₂ 2) K₃PO₄ 3) H₃PO₃ 4) P₂O₃

Высшую степень окисления азот имеет в соединении

1) Ca₃N₂ 2) (NH₄)₂S 3) NO₂ 4) KNO₃

В каком из соединений степень окисления азота равна +3?

1) NH₄Cl 2) Ca(NO₂)₂ 3) Al(NO₃)₃ 4) NH₃

Высшую степень окисления элемент имеет в оксиде

1) N₂O 2) Al₂O₃ 3) SO₂ 4) FeO

Одинаковую степень окисления +5 атомы фосфора имеют в соединениях

1) P₂O₃ и PH₃ 2) P₂O₅ и H₃PO₄ 3) PH₃ и P₂O₅ 4) PH₃ и Na₃PO₄

Разную степень окисления атомы серы и углерода имеют в соединениях

1) K₂SO₄ и CO₂ 2) SO₂ и H₂CO₃ 3) Na₂SO₃ и CO₂ 4) H₂SO₃ и CaCO₃

Одинаковую степень окисления азот имеет в соединениях

1) NH₃ и NO 2) NO и NO₂ 3) NO₂ и N₂O₅ 4) N₂O₅ и HNO₃

В каком соединении углерод проявляет низшую степень окисления?

1) карбонат натрия 2) метан 3) оксид углерода (II) 4) оксид углерода (IV)

В каком соединении кислород проявляет положительную степень окисления?

1) H₂O₂ 2) NO₂ 3) OF₂ 4) KClO₃

Такую же степень окисления, как и в HCl, хлор имеет в соединении

1) Cl₂O 2) NH₄Cl 3) HClO 4) Cl₂O₇

Высшую степень окисления элемент имеет в оксиде

1) CaO 2) NO₂ 3) P₂O₃ 4) Cl₂O

В каком веществе степень окисления азота равна +3?

1) N₂O₅ 2) Ca₃N₂ 3) HNO₂ 4) KNO₃

Степень окисления алюминия в соединении AlCl₃ такая же, как у азота в соединении

1) NO 2) N₂O₃ 3) N₂O 4) N₂O₅

Степень окисления +3 хлор имеет в соединении

1) HClO₃ 2) NH₄Cl 3) KClO 4) Ca(ClO₂)₂

Такую же степень окисления, как и в Cl₂O₇, хлор имеет в соединении

1) HCl 2) NH₄ClO₄ 3) Ca(ClO₃)₃ 4) HClO₂

Минимальную и максимальную степень окисления атомы азота проявляют в веществах:

1) NH₃, N₂O₅ 2) N₂O, N₂O₃ 3) NO₂, NO 4) NH₃, NO

Атом серы имеет отрицательную степень окисления в соединении

1) H₂S 2) H₂SO₃ 3) SO₂ 4) Na₂SO₄

Высшая и низшая степени окисления углерода равны соответственно

1) +6 и –2 2) +4 и –2 3) +4 и –4 4) +6 и –4

Степень окисления углерода равна –4 в соединении

1) CCl₄ 2) CO₂ 3) CH₄ 4) CS₂

В каком соединении сера проявляет валентность VI?

1) H₂S 2) SO₃ 3) Na₂S 4) SO₂

Для скачивания — Кафедра химии

Главная
Университет
Для скачивания
Кафедра химии

Лекция. Растворы неэлектролитов

Размер файла:

638.79 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:03

Растворы неэлектролитов. Лекция по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ , 2016. – 33 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Растворы неэлектролитов» курса «Общая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета. Использование пособия, в котором рассмотрены важнейшие теоретические вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Скачать

Лекция. Окислительно-восстановительные реакции

Размер файла:

609.98 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:03

Окислительно – восстановительные реакции. Лекция по курсу «Общая химия » для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 31 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Окислительно – восстановительные реакции» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно–технологического факультета. Использование такого пособия, в котором рассмотрены важнейшие вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Скачать

Лекция. Комплексные соединения

Размер файла:

531.46 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:03

Лекция «Комплексные соединения» по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 26 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Комплексные соединения» курса «Общая химия». Комплексные соединения играют важную роль в природе и технике, прежде всего, это ферментативные и фотохимические процессы, перенос кислорода в биологических системах, тонкая технология редких металлов, каталитические реакции и т. д. Координационные свойства проявляются всеми элементами периодической системы.

Скачать

Лекция. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие

Размер файла:

768.32 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:03

Кинетика химических реакций. Химическое равновесие. Лекции по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 44 с.

Учебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Общая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета. Использование таких пособий, в которых рассмотрены важнейшие теоретические вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Скачать

Предэкзаменационные тесты по органической и биологической ХИМИИ

Размер файла:

1.30 MB

Автор:

Макарчиков А.Ф., Колос И.К.

Дата:

26. 12.2016 12:02

Предэкзаменационные тесты по органической и биоло-гической химии для студентов биотехнологического факультета / А.Ф. Макарчиков, И.К. Колос – Гродно: ГГАУ, 2016. – 205 с.

В пособии приведен перечень вопросов для проведения предэкзаменационного тестирования студентов, обучающихся на биотехнологическом факультете, по предмету «Химия (органическая и биологическая)»

Скачать

Лекция. Электролиз. Коррозия металлов и методы защиты металлов от коррозии

Размер файла:

758.87 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:02

Электролиз. Коррозия металлов и методы защиты металлов от коррозии. Лекция по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 31 с.

Скачать

Лекция. Энергетика химических процессов.

Размер файла:

604.00 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:02

Энергетика химических процессов. Лекция по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 25 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Энергетика химических процессов» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета. Использование такого пособия, в котором рассмотрены важнейшие вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Скачать

Лекция. Строение атомов элементов

Размер файла:

789.90 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:02

Строение атомов элементов. Лекция по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ , 2016. – 23 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Строение атомов элементов» курса «Общая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета. Использование пособия, в котором рассмотрены важнейшие теоретические вопросы в доступной и сжатой форме, позволит студентам быстрее и эффективнее изучить материал.

Скачать

Лекция. Основные понятия и законы химии

Размер файла:

675.23 kB

Автор:

Апанович, З.В.

Дата:

26.12.2016 12:03

Основные понятия и законы химии. Лекция по курсу «Общая химия» для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – Гродно : ГГАУ, 2016. – 30 с.

Учебно-методическое пособие включает лекцию по теме «Основные понятия и законы химии» курса «Общая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета. Использование студентами распечатки лекционной темы значительно сэкономит время для понимания материала, излагаемого лектором, и конспектирования.

Скачать

Предэкзаменационные тесты по химии

Размер файла:

813.02 kB

Автор:

Макарчиков А.Ф., Колос И.К.

Дата:

14.11.2016 11:47

Предэкзаменационные тесты по химии для студентов, обучающихся на агробиологических специальностях / А.Ф. Макарчиков, И.К. Колос – Гродно: ГГАУ, 2016. – 201 с.

В пособии приведен перечень вопросов для проведения предэкзаменационного тестирования студентов, обучающихся на агробиологических специальностях, по предмету «Химия».

Скачать

Методическое пособие для лабораторных работ по аналитической химии

Размер файла:

544.41 kB

Автор:

Апанович З.В., Тараненко Т.В., Томашева Е.В., Кулеш И.В., Цветницкая Э.В.

Дата:

28.12.2015 12:22

В пособие излагается материал по аналитической химии в объеме соответствующих программ по специальностям: «Ветеринарная медицина», «Аграномия», «Биотехналогия». Содержатся методические указания по технике выполнения лабораторных работ по качественному и количественному анализу.

Скачать

Комментарии для работы с рабочими тетрадями по химии элементов

Размер файла:

655.75 kB

Дата:

28.12.2015 12:22

Комментарии для работы с рабочими тетрадями по химии элементов / З.В. Апанович, Ю.А. Лукашенко.

Учебно-методическое пособие включает лекции по отдельным темам курса «Неорганическая химия» и предназначено для контролируемой самостоятельной работы студентов инженерно – технологического факультета, для которых введен отдельный курс по химии элементов, а также может быть использовано студентами других факультетов.

Скачать

Практикум по физической химии

Размер файла:

1.03 MB

Дата:

01.04.2013 04:24

Учебно-методическое пособие (для проведения лабораторных занятий) для студентов инженерно-технического факультета

Практикум по физической химии: учеб.-мет. пособие / О. И. Валентюкевич.- Гродно: ГГАУ, 2008 – 88с.

Данное пособие предназначено для студентов технологических специальностей аграрного университета. Целью данного пособия является оказание помощи в изучении теоретического материала, а также выработка навыков экспериментальной работы.

Скачать

Коллоидная химия

Размер файла:

834.37 kB

Дата:

01.04.2013 04:09

К-60 Практикум по физической химии: учеб.-мет. пособие / И. В. Кулеш, О. И. Валентюкевич.- Гродно: ГГАУ, 2013 – 94с.

Скачать

Курс лекций по дисциплине «Неорганическая химия»

Размер файла:

1.33 MB

Дата:

28.12.2015 12:22

Лекции по курсу «Неорганическая химия »для студентов инженерно – технологического факультета / З.В. Апанович.

Скачать

Рабочая тетрадь и методические указания по неорганической химии

Размер файла:

701. 32 kB

Дата:

28.12.2015 12:23

Рабочая тетрадь и методические указания по неорганической химии. Для студентов технологических специальностей / З.В. Апанович.

Скачать

Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов

Скачать

Лабораторные работы по химии элементов для студентов технологических специальностей

Скачать

Университет

Хлор

Хлор
Атомный номер	17
Внешний вид простого вещества	Газ жёлто-зеленого цвета с резким запахом. Ядовит.
Свойства атома
Атомная масса (молярная масса)	35,4527 а.е.м.(г/моль)
Радиус атома	100 пм
Энергия ионизации (первый электрон)	1254. 9(13.01) кДж/моль (эВ)
Электронная конфигурация	[Ne] 3s² 3p⁵
Химические свойства
Ковалентный радиус	99 пм
Радиус иона	(+7e)27 (-1e)181 пм
Электроотрицательность (по Полингу)	3.16
Электродный потенциал	0
Степени окисления	7, 6, 5, 4, 3, 1, −1
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность	(при −33.6 °C)1,56 г/см³
Молярная теплоёмкость	21. 838 Дж/(K·моль)
Теплопроводность	0.009 Вт/(м·K)
Температура плавления	172.2 K
Теплота плавления	6.41 кДж/моль
Температура кипения	238.6 K
Теплота испарения	20.41 кДж/моль
Молярный объём	18.7 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки	орторомбическая
Параметры решётки	a=6,29 b=4,50 c=8,21 Å
Отношение c/a	—
Температура Дебая	n/a K

CI	17
35,4527
[Ne]3s²3p⁵
Хлор

Хлор (χλωρός — зелёный) — элемент главной подгруппы седьмой группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 17. Обозначается символом Cl (лат. Chlorum). Химически активный неметалл. Входит в группу галогенов (первоначально название «галоген» использовал немецкий химик Швейгер для хлора [дословно «галоген» переводится как солерод], но оно не прижилось, и впоследствии стало общим для VII группы элементов, в которую входит и хлор).

Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула

Cl₂).

Схема атома хлора

Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:

4HCl + MnO₂ = Cl₂ + MnCl₂ + 2H₂O

Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.

Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.

Распространение в природе

В природе встречаются два изотопа хлора ³⁵Cl и ³⁷Cl. В земной коре хлор самый распространённый галоген. Хлор очень активен — он непосредственно соединяется почти со всеми элементами периодической системы. Поэтому в природе он встречается только в виде соединений в составе минералов: галита NaCI, сильвина KCl, сильвинита KCl · NaCl, бишофита MgCl₂ · 6h3O, карналлита KCl · MgCl₂ · 6Н₂O, каинита KCl · MgSO₄ · 3Н₂О. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей вод морей и океанов.

На долю хлора приходится 0,025 % от общего числа атомов земной коры, кларковое число хлора — 0,19%, а человеческий организм содержит 0,25 % ионов хлора по массе. В организме человека и животных хлор содержится в основном в межклеточных жидкостях (в том числе в крови) и играет важную роль в регуляции осмотических процессов, а также в процессах, связанных с работой нервных клеток.

Изотопный состав

В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.

Изотоп	Относительная масса, а.е.м.	Период полураспада	Тип распада	Ядерный спин
³⁵Cl	34.968852721	Стабилен	—	3/2
³⁶Cl	35. 9683069	301000 лет	β-распад в ³⁶Ar	0
³⁷Cl	36.96590262	Стабилен	—	3/2
³⁸Cl	37.9680106	37,2 минуты	β-распад в ³⁸Ar	2
³⁹Cl	38.968009	55,6 минуты	β-распад в ³⁹Ar	3/2
⁴⁰Cl	39.97042	1,38 минуты	β-распад в ⁴⁰Ar	2
⁴¹Cl	40. 9707	34 c	β-распад в ⁴¹Ar
⁴²Cl	41.9732	46,8 c	β-распад в ⁴²Ar
⁴³Cl	42.9742	3,3 c	β-распад в ⁴³Ar

Физические и физико-химические свойства

При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.

Некоторые физические свойства хлора

Свойство	Значение
Температура кипения	−34 °C
Температура плавления	−101 °C
Температура разложения (диссоциации на атомы)	~1400°С
Плотность (газ, н. у.)	3,214 г/л
Сродство к электрону атома	3,65 эВ
Первая энергия ионизации	12,97 эВ
Теплоемкость (298 К, газ)	34,94 (Дж/моль·K)
Критическая температура	144 °C
Критическое давление	76 атм
Стандартная энтальпия образования (298 К, газ)	0 (кДж/моль)
Стандартная энтропия образования (298 К, газ)	222,9 (Дж/моль·K)
Энтальпия плавления	6,406 (кДж/моль)
Энтальпия кипения	20,41 (кДж/моль)

При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P4₂/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.

Растворимость

Растворитель	Растворимость г/100 г
Бензол	Растворим
Вода (0 °C)	1,48
Вода (20 °C)	0,96
Вода (25 °C)	0,65
Вода (40 °C)	0,46
Вода (60 °C)	0,38
Вода (80 °C)	0,22
Тетрахлорметан (0 °C)	31,4
Тетрахлорметан (19 °C)	17,61
Тетрахлорметан (40 °C)	11
Хлороформ	Хорошо растворим
TiCl₄, SiCl₄, SnCl₄	Растворим

Степень диссоциации молекулы хлора Cl₂ → 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10^-4%, а при 2500 К 0,909 %.

Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).

В реестре CAS — номер 7782-50-5.

По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10²² раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.

Химические свойства

Строение электронной оболочки

На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁵, поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:

Валентность	Возможные степени окисления	Электронное состояние валентного уровня	Пример соединений
I	+1, −1	3s² 3p⁵	NaCl, NaClO
III	+3	3s² 3p⁴ 3d¹	NaClO₂
V	+5	3s² 3p³ 3d²	NaClO₃
VII	+7	3s¹ 3p³ 3d³	NaClO₄

Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO₂ и Cl₂O₆. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.

Взаимодействие с металлами

Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):

Cl₂ + 2Na → 2NaCl

3Cl₂ + 2Sb → 2SbCl₃

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

Взаимодействие с неметаллами

C неметаллами (кроме углерода, азота, кислорода и инертных газов), образует соответствующие хлориды.

На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C. :

Cl₂ + H₂ → 2HCl

5Cl₂ + 2P → 2PCl₅

2S + Cl₂ → S₂Cl₂

С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl₂O, ClO₂, Cl₂O₆, Cl₂O₇. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.

При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:

Cl₂ + 3F₂ (изб.) → 2ClF₃

Другие свойства

Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:

Cl₂ + 2HBr → Br₂ + 2HCl

Cl₂ + 2NaI → I₂ + 2NaCl

При реакции с монооксидом углерода образуется фосген:

Cl₂ + CO → COCl₂

При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:

Cl₂ + H₂O → HCl + HClO

3Cl₂ + 6NaOH → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Хлорированием сухого гидроксида кальция получают хлорную известь:

Cl₂ + Ca(OH)₂ → CaCl(OCl) + H₂O

Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:

4NH₃ + 3Cl₂ → NCl₃ + 3NH₄Cl

Окислительные свойства хлора

Хлор очень сильный окислитель.

Cl₂ + H₂S → 2HCl + S

Реакции с органическими веществами

С насыщенными соединениями:

CH₃-CH₃ + Cl₂ → C₂H_6-xCl_x + HCl

Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:

CH₂=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH₂-Cl

Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl₃ или FeCl₃):

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Хлор способы получения хлора

Промышленные методы

Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.

4HCl + O₂ → 2H₂O + 2Cl₂

Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:

2NaCl + 2H₂О → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH

Анод: 2Cl^— — 2е^— → Cl₂⁰↑

Катод: 2H₂O + 2e^— → H₂↑ + 2OH^—

Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:

1,80 NaCl + 0,50 H₂O → 1,00 Cl₂↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H₂↑

Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.

Диафрагменный метод с твердым катодом

Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.

Мембранный метод с твердым катодом

Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.

Ртутный метод с жидким катодом

Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.

Лабораторные методы

В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):

2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ +8H₂O

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 3Cl₂ + 2KCl + 2CrCl₃ + 7H₂O

Хранение хлора

Производимый хлор хранится в специальных «танках» или закачивается в стальные баллоны высокого давления. Баллоны с жидким хлором под давлением имеют специальную окраску — болотный цвет. Следует отметить что при длительной эксплуатации баллонов с хлором в них накапливается чрезвычайно взрывчатый треххлористый азот, и поэтому время от времени баллоны с хлором должны проходить плановую промывку и очистку от хлорида азота.

Стандарты качества хлора

Согласно ГОСТ 6718-93 «Хлор жидкий. Технические условия» производятся следующие сорта хлора

Наименование показателя ГОСТ 6718-93	Высший сорт	Первый сорт
Объемная доля хлора, не менее, %	99,8	99,6
Массовая доля воды, не более, %	0,01	0,04
Массовая доля треххлористого азота, не более, %	0,002	0,004
Массовая доля нелетучего остатка, не более, %	0,015	0,10

Применение

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.
Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.
Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах нашего столетия.
Использовался как боевое отравляющее вещество, а так же для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.
Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор)допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды, но альтернативы дезинфицирующему последействию соединений хлора предложить не могут. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. Положительную реакцию в части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой демонстрируют медные трубы.
В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.
В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.
Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Биологическая роль хлора

Солерос

Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.

У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na⁺/K⁺ — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO₃^— (кислотно-щелочной баланс).

Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.

Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.

Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.

Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.

Особенности работы и меры предосторожности

Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т. е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na₂SO₃ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃.

ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.

Дополнительная информация

Производство хлора в России

Хлорид золота

Хлорная вода

Хлорная известь

Хлорид первого основания Рейзе

Хлорид второго основания Рейзе

Соединения хлора

Гипохлориты

Перхлораты

Хлорангидриды

Хлораты

Хлориды

Хлорорганические соединения

Анализ хлора, выявление хлора — анализируется

— При помощи аналитического лабораторного оборудования, лабораторных и промышленных электродов, в частности: электродов сравнения ЭСр-10101 анализирующих содержание Cl— и К+.

Хлорные запросы, нас находят по запросам хлор

Взаимодействие, отравление, воде, реакции и получение хлора

оксид
раствор
кислоты
соединения
свойства
определение
диоксид
атом
формула
масса
активный
жидкий
вещество
применение
действие
степень окисления
соли
гидроксид

Галогены. Химия галогенов и их соединений

1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение галогенов
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Соединения галогенов
5. Способы получения галогенов
6. Химические свойства
6.1. Взаимодействие с простыми веществами
6.1.1. Взаимодействие с кислородом
6.1.2. Взаимодействие с серой
6.1.3. Взаимодействие с серой и фосфором
6.1.4. Взаимодействие с металлами
6.1.5. Взаимодействие с водородом
6.1.6. Взаимодействие с галогенами
6.2. Взаимодействие со сложными веществами
6.2.1. Взаимодействие с водой
6.2.2. Взаимодействие с щелочами
6.2.3. Взаимодействие с солями и галогеноводородами
6.2.4. Взаимодействие с восстановителями

Галогеноводороды
1. Строение молекулы и физические свойства
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Кислотные свойства
3.2. Диссоциация
3.3. Взаимодействие с солями
3.4. Восстановительные свойства
3.5. Взаимодействие с оксидом кремния (IV)

Соли-галогениды
Способы получения галогенидов
Химические свойства галогенидов

Кислородсодержащие кислоты галогенов
1. Хлорноватистая кислота и ее соли
2. Хлористая кислота и ее соли
3. Хлорноватая кислота и ее соли
4. Хлорная кислота и ее соли

Галогены

Положение в периодической системе химических элементов

Галогены расположены в главной подгруппе VII группы (или в 17 группе в современной форме ПСХЭ) периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение галогенов

Электронная конфигурация галогенов в основном состоянии соответствует формуле ns²np⁵.

Например, электронная конфигурация фтора:

Электронная концигурация хлора:

Атомы галогенов содержат на внешнем энергетическом уровне 1 неспаренный электрон и три неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии. Следовательно, в основном состоянии атомы галогенов могут образовывать 1 связи по обменному механизму.

При этом у фтора возбужденного состояния нет, т.е. максимальная валентность фтора в соединения равна I.

Однако, в отличие от фтора, за счет вакантной d-орбитали атомы хлора, брома и йода могут переходить в возбужденное энергетическое состояние.

Таким образом, максимальная валентность галогенов (кроме фтора) в соединениях равна VII. Также для галогенов характерны валентности I, III, V.

Степени окисления атома галогенов – от -1 до +7. Характерные степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерная степень окисления -1 и валентность I.

Физические свойства и закономерности изменения свойств

Галогены образуют двухатомные молекулы состава Hal₂. В твёрдом состоянии имеют молекулярную кристаллическую решетку. Плохо растворимы в воде, все имеют запах, летучи.

Галоген	F	Cl	Br	I
Электронная формула	… 2s²2p⁵	… 3s²3p⁵	… 4s²4p⁵	… 5s²5p⁵
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5
Степени окисления	-1	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7	-1, +1, +3, +5, +7
Агрегатное состояние	Газ	Газ	Жидкость	Твердые кристаллы
Цвет	Светло-желтый	Жёлто-зелёный	Буровато-коричневый	Тёмно-серый с металлическим блеском
Запах	Резкий	Резкий, удушливый	Резкий, зловонный	Резкий
T плавления	–220^оС	–101^оС	–7^оС	113,5^оС
Т кипения	–188^оС	–34^оС	58^оС	185^оС

Внешний вид галогенов:

Фтор

Хлор

Бром

Йод

В природе галогены встречаются в виде соединений, в основном, в виде галогенидов.

Соединения галогенов

Типичные соединения хлора:

Степень окисления	Типичные соединения
+7	Хлорная кислота HClO₄ Перхлораты MeClO₄
+5	Хлорноватая кислота HClO₃ Хлораты MeClO₃
+3	Хлористая кислота HClO₂
+1	Хлорноватистая кислота HClO Гипохлориты MeClO
–1	Хлороводород HCl, Хлориды MeCl

Бром и йод образуют подобные соединения.

Способы получения галогенов

1. Получение хлора.

В промышленности хлор получают электролизом расплава или раствора хлорида натрия.

Электролиз расплава хлорида натрия.

В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

На катоде восстанавливаются ионы натрия:

K(–): Na⁺ +1e → Na⁰

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl⁻ ̶ 2e → Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2Na⁺ + 2Cl⁻ → 2Na º + Cl₂º

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида натрия:

2NaCl → 2Na + Cl₂

Электролиз раствора хлорида натрия.

В растворе хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

На катоде восстанавливаются молекулы воды:

K(–): 2H₂O + 2e → H₂° + 2OH⁻

На аноде окисляются ионы хлора:

A(+): 2Cl⁻ ̶ 2e → Cl₂⁰

Ионное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2H₂O + 2Cl⁻ → H₂°↑ + 2OH⁻ + Cl₂°↑

Суммарное уравнение электролиза раствора хлорида натрия:

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂↑

В лаборатории хлор получают взаимодействием концентрированной соляной кислоты с сильными окислителями.

Например, взаимодействием соляной кислоты с оксидом марганца (IV)

MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Или перманганатом калия:

2KMnO₄ + 16HCl → 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

Бертолетова соль также окисляет соляную кислоту:

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O

Бихромат калия окисляет соляную кислоту:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2CrCl₃ + 2KCl + 3Cl₂↑ + 7H₂O

2. Получение фтора.

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия.

2KHF₂ → 2K + H₂ + 2F₂

3. Получение брома.

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями.

Например, бромоводород окисляется хлором:

2HBr + Cl₂ → Br₂ + 2HCl

Соединения марганца также окисляют бромид-ионы.

Например, оксид марганца (IV):

MnO₂ + 4HBr → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

4. Получение йода.

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями.

Например, хлор окисляет йодид калия:

2KI + Cl₂ → I₂ + 2KCl

Соединения марганца также окисляют йодид-ионы.

Например, оксид марганца (IV) в кислой среде окисляет йодид калия:

2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + MnSO₄ + 2H₂O

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горят на воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F₂ + O₂ → 2OF₂

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)

S + 3F₂ → SF₆

1. 3. При взаимодействии фосфора и углерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃

2F₂ + C → CF₄

1.4. При взаимодействии с металлами галогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

I₂ + Fe → FeI₂

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl₂ + Cu → 2CuCl₂

I₂ + 2Cu → 2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl₂ + 2Al → 2AlCl₃

1.5. Водород горит в атмосфере фтора:

F₂ + H₂ → 2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br₂ + H₂ → 2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I₂ + H₂ ↔ 2HI

1.6. Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl₂ + F₂ → 2ClF

2. Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления (+1 и -1), образует при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до степеней окисления -1 и +5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl₂ + 6H₂O ↔ 5HCl + HClO₃

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

2. 2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl₂ + 2NaOH ₍_хол.) → NaCl + NaClO + H₂O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl₂ + 6NaOH ₍_гор_.) → 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl₂ + 2Са(OH)₂₍_хол.) → СaCl₂ + Сa(ClO)₂ + 2H₂O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl₂ + 2NaI → 2NaCl + I₂

Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl₂ + F₂ → 2Cl⁺F^–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl₂ + I₂ + H₂O → HCl + HIO₃

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl₂ + H₂S → S + 2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl₂ + H₂O + Na₂SO₃ → 2HCl + Na₂SO₄

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl₂ + H₂O₂ → 2HCl + O₂

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂ (на свету или кип. )

Галогеноводороды

Строение молекулы и физические свойства

Галогеноводороды HHal – это бинарные соединения водорода с галогенами, которые относятся к летучим водородным соединениям. Галогеноводороды – бесцветные ядовитый газы, с резким запахом, хорошо растворимые в воде.

В ряду HCl – HBr – HI увеличивается длина связи и ковалентности связи уменьшается полярность связи H – Hal.

Растворы галогеноводородов в воде (за исключением фтороводорода) – сильные кислоты. Водный раствор фтороводорода – слабая кислота.

Способы получения галогеноводородов

В лаборатории галогеноводороды получают действием нелетучих кислот на хлориды металлов.

Например, действием концентрированной серной кислоты на хлорид натрия:

H₂SO_4(конц.) + NaCl_{(тверд.)} → NaHSO₄ + HCl↑

Галогеноводороды получают также прямым взаимодействием простых веществ:

Cl₂ + H₂ → 2HCl

Химические свойства галогеноводородов

1. В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

6HCl + Al₂O₃ → 2AlCl₃ + 3H₂O

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

2HCl + Cu(OH)₂ → CuCl₂ + 2H₂O

2HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + 2H₂O

HCl + NH₃ → NH₄Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

2. В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF ↔ H⁺ + F^–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода – сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl ↔ H⁺ + Cl^–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl + CaCO₃ → CaCl₂ + 2H₂O + CO₂

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl + AgNO₃ = AgCl↓ + HNO₃

Осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

HBr + AgNO₃ = AgBr↓ + HNO₃

Осадок иодида серебра – желтого цвета:

HI + AgNO₃ = AgI↓ + HNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4. Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br₂ + 2HI → I₂ + 2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводород практически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl + MnO₂ → MnCl₂+ Cl₂ + 2H₂O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr + H₂SO_{4(конц. )} → Br₂ + SO₂ + 2H₂O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr + K₂Cr₂O₇ → 2KBr + 2CrBr₃ + 3Br₂ + 7H₂O

Или с оксидом марганца (IV):

4HBr + MnO₂ → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr + H₂O₂ → Br₂ + 2H₂O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI + 2FeCl₃ → I₂ + 2FeCl₂ + 2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI + Fe₂(SO₄)₃ → 2FeSO₄ + I₂ + H₂SO₄

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI + NO₂ → I₂ + NO + H₂O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI + S → I₂ + H₂S

5. Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O

SiO₂ + 6HF_(изб) → H₂[SiF₆] + H₂O

Галогениды металлов

Галогениды – это бинарные соединения галогенов и металлов или некоторых неметаллов, соли галогеноводородов.

Способы получения галогенидов

1. Галогениды металлов получают при взаимодействии галогенов с металлами. При этом галогены проявляют свойства окислителя.

Например, хлор взаимодействует с магнием и кальцием:

Cl₂ + Mg → MgCl₂

Cl₂ + Ca → CaCl₂

При взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа (III):

3Cl₂ + 2Fe → 2FeCl₃

2. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии металлов с галогеноводородами.

Например, соляная кислота реагирует с железом с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

3. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии основных и амфотерных оксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии оксида кальция и соляной кислоты:

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Еще пример: взаимодействие оксида алюминия с соляной кислотой:

6HCl + Al₂O₃ → 2AlCl₃ + 3H₂O

4. Галогениды металлов можно получить при взаимодействии оснований и амфотерных гидроксидов с галогеноводородами.

Например, при взаимодействии гидроксида натрия и соляной кислоты:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Или при взаимодействии гидроксида меди (II) с соляной кислотой:

2HCl + Cu(OH)₂ → CuCl₂ + 2H₂O

Гидроксид цинка (II) также взаимодействует с соляной кислотой:

2HCl + Zn(OH)₂ → ZnCl₂ + 2H₂O

5. Некоторые соли взаимодействуют с галогеноводородами с образованием галогенидов металлов.

Например, гидрокарбонат натрия реагирует с бромоводородом с образованием бромида натрия:

HBr + NaHCO₃ → NaBr + CO₂↑ + H₂O

Взаимодействие с нитратом серебра – качественная реакция на соляную кислоту, бромодоводород и йодоводород:

HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO₃

HBr + AgNO₃ → AgBr↓ + HNO₃

HI + AgNO₃ → AgI↓ + HNO₃

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

Фторид серебра – растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg + CuCl₂ → MgCl₂+ Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na + ZnCl_{2(раствор)} ≠

3. Галогениды подвергаются электролизу в растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr → 2K + Br₂

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr + 2H₂O → H₂↑ + 2KOH + Br₂↑

4. Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr + 2H₂SO_{4 (}_конц_.) → 4K₂SO₄ + 4Br₂ + SO₂ + 2H₂O

Еще пример: йодид калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI + 2CuCl₂ → 2CuI↓ + I₂↓ + 4KCl

2KI + 2FeCl₃ → I₂↓ + 2FeI₂ + 2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI + 5H₂SO_{4 (}_конц_.) → 4K₂SO₄ + 4I₂ + H₂S + 4H₂O или

8KI + 9H₂SO₄ ₍_конц_{. )} → 4I₂↓ + H₂S↑ + 8KHSO₄ + 4H₂O

KI + 3H₂O + 3Cl₂ → HIO₃ + KCl + 5HCl

10KI + 8H₂SO₄ + 2KMnO₄ → 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

6KI + 7H₂SO₄ + K₂Cr₂O₇ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ → I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O

2KI + Fe₂(SO₄)₃ → I₂ + 2FeSO₄ + K₂SO₄

2KI + 2CuSO₄ + K₂SO₃ + H₂O → 2CuI + 2K₂SO₄ + H₂SO₄

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5. Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl + NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Рассмотрим кислородсодержащие кислоты галогенов на примере хлора:

Степень окисления галогена	+1	+3	+5	+7
Формула	HClO	HClO₂	HClO₃	HClO₄
Название кислоты	Хлорноватистая	Хлористая	Хлорноватая	Хлорная
Устойчивость и сила	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, слабая кислота	Существует только в растворах, сильная кислота	Сильная кислота
Название соответствующей соли	Гипохлориты	Хлориты	Хлораты	Перхлораты

Хлорноватистая кислота и ее соли

Хлорноватистая кислота HClO устойчива только в разбавленном водном растворе.

Cпособ получения хлорноватистой кислоты:

1. Диспропорционирование хлора в холодной воде:

Cl₂ + H₂O ↔ HCl + HClO

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

Хлорноватистая кислота HClO – это слабая кислота, но сильный окислитель.

1. Под действием ультрафиолета (на свету) хлорноватистая кислота разлагается:

2HClO → 2HCl + O₂

2. Как кислота, хлорноватистая кислота реагирует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом калия:

HClO + KOH → KClO + H₂O

3. Ярко выражены окислительные свойства хлорноватистой кислоты за счет атома хлора в степени окисления +1. При взаимодействии с восстановителями хлор, как правило, восстанавливается до степени окисления -1.

Например, хлорноватистая кислота окисляет йодоводород:

HClO + 2HI → HCl + I₂ + H₂O

Хлорноватистая кислота также окисляет, например, пероксид водорода:

HClO + H₂O₂ → HCl + H₂O + O₂

4. Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

1. Более сильные кислоты вытесняют гипохлориты из солей.

Например, соляная кислота реагирует с гипохлоритом натрия:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Серная кислота реагирует с гипохлоритом кальция при нагревании или под действием излучения:

Ca(ClO)₂ + H₂SO₄ → CaSO₄ + 2HCl + O₂

Даже угольная кислота вытесняет гипохлориты:

Ca(ClO)₂ + CO₂+ H₂O → CaCO₃ + 2HClO

2. Гипохлориты вступают в обменные реакции с другими солями, если образуется слабый электролит.

Например, гипохлорит кальция реагирует с растворимыми карбонатами:

Ca(ClO)₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + 2NaClO

3. При нагревании гипохлориты разлагаются:

Ca(ClO)₂ → CaCl₂ + O₂

Хлористая кислота и ее соли

Хлористая кислота HClO₂ – существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

2ClO₂+ H₂O₂ → 2HClO₂ + O₂

Химические свойства хлористой кислоты:

1. Хлористая кислота является также слабой. Реагирует с щелочами с образованием хлоритов:

HClO₂ + KOH → KClO₂ + H₂O

2. При длительном хранении разлагается:

4HClO₂ → HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

Хлорноватая кислота и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃ – также существует только в водных растворах.

Способы получения:

Хлорноватую кислоту можно получить из солей хлорноватой кислоты – хлоратов.

Например, из хлората бария под действием серной кислоты:

Ba(ClO₃)₂+ H₂SO₄ → 2HClO₃ + BaSO₄

Химические свойства хлорноватой кислоты:

1. Хлорноватая кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием хлоратов:

HClO₃+ KOH → KClO₃ + H₂O

2. Хлорноватая кислота – сильный окислитель.

Например, хлорноватая кислота окисляет фосфор:

6P + 5HClO₃ → 3P₂O₅ + 5HCl

Химические свойства солей хлорноватой кислоты – хлоратов:

1. Хлораты – сильные окислители.

Например, хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается. При этом без катализатора хлорат диспропорционирует:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

В присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) хлорат калия разлагается, окисляя кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑

Еще пример: хлорат калия окисляет серу и фосфор:

2KClO₃ + 3S → 2KCl + 3SO₂

5KClO₃ + 6P → 5KCl + 3P₂O₅

Хлорная кислота и ее соли

Хлорная кислота HClO₄ – это бесцветная жидкость, хорошо растворимая в воде.

Способы получения:

Хлорную кислоту можно получить из солей хлорной кислоты – перхлоратов.

Например, из перхлората натрия под действием серной кислоты:

2NaClO₄+ H₂SO₄ → 2HClO₄ + Na₂SO₄

Химические свойства хлорной кислоты:

1. Хлорная кислота – сильная кислота. Реагирует с щелочами с образованием перхлоратов:

HClO₄+ KOH → KClO₄ + H₂O

2. Хлорная кислота – сильный окислитель.

Например, хлорная кислота окисляет углерод:

8HClO₄ + 14C → 14CO₂ + 4Cl₂ + 4H₂O

3. При нагревании хлорная кислота разлагается:

4HClO₄ → 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

1. Перхлораты – сильные окислители.

Например, перхлорат калия при нагревании разлагается. При этом хлор окисляет кислород:

KClO₄ → KCl + 2O₂↑

Еще пример: перхлорат калия окисляет алюминий:

3KClO₄ + 8Al → 3KCl + 4Al₂O₃

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Урок «Путешествие на остров оснований»

Цель урока:

Образовательная: формирование у учащихся знаний о составе, классификации, названии оснований.
Развивающая: развитие учебно-информационных умений – составление конспекта, схем; учебно-логических умений – осуществление качественного и количественного описания объекта.
Воспитательная: воспитание грамотности проведения химического эксперимента, соблюдения определенных норм поведения в процессе выполнения лабораторного опыта.

Оборудование: таблица растворимости, таблица “Окраска индикаторов в различных средах”, инструктивные карточки по технике безопасности, штативы с пробирками, стеклянные трубки, растворы гидроксида натрия, фенолфталеина, метилового оранжевого, известковая вода, свежеприготовленные гидроксид меди, гидроксид железа.

Ход урока

Организационный момент.

Представление кроссворда, разгадав который, дети узнают, что отправятся в путешествие на остров оснований.

Самый распространенный оксид на Земле.
Вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород со степенью окисления -2.
Цифры, стоящие внизу справа от химического символа в формулах веществ.
Положительно или отрицательно заряженные частицы, образовавшиеся в результате отдачи или принятия электронов.
Одно из физических свойств металлов.
Соединения, состоящие из двух элементов.
Атом этого химического элемента содержит 30 электронов.
Соединения металлов с водородом.
Масса одного моля вещества.

Знакомство учащихся с этапами урока:

Рифы домашнего задания
Остров оснований
Долина качественных реакций
Родник знаний
По дороге домой
Результаты путешествия.

Рифы домашнего задания.

Поверка домашнего задания – упражнение № 1 страница 97 (Автор учебника О. С. Габриелян).

Работа по карточкам

Вариант 1.

Дайте названия оксидам: Cao, SO3, K2O, N2O5.
Составьте формулу — оксид хлора (5)

Вариант 2.

Дайте названия оксидам: N2O, CuO, P2O3, SO2.
Составьте формулу – оксид алюминия

Вариант 3.

Дайте названия оксидам: CO, Cl2O5, Cu2O, AL2O3.
Составьте формулу – оксид углерода (4)

Остров оснований.

Учащиеся самостоятельно работают с учебником с. 98-99 и составляют конспект.

Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и связанных с ними гидроксид-ионов. —

Гидроксид-ион ОН — сложный ион, в состав которого входит кислород (степень окисления -2) и водород (степень окисления -1). Суммарный заряд иона 1-.

Названия оснований – гидроксид + наименование металла в родительном падеже

NaOH – гидроксид натрия

Ca(OH)2 –гидроксид кальция

Fe(OH)3 – гидроксид железа (3)

Основания

Растворимые в воде	Нерастворимые в воде
NaOH, KOH, Ca(OH)2	Cu(OH)2,Fe(OH)3

Растворимые в воде основания называются щелочами

Проверка конспекта, отработка понятий “основания”, “гидроксид-ион”, “щелочи”, работа с таблицей растворимости, демонстрация нерастворимых в воде оснований – гидроксидов меди и железа.

Интеллектуальная физминутка.

На доске записаны формулы веществ, нужно определить степени окисления элементов, подчеркнуть основания. Для каждого ряда свое задание, количество формул должно быть одинаковое. Если на первом и втором ряду по восемь человек, а на третьем 6, то все равно количество заданий должно быть 8. Разминка проходит в виде эстафеты, только эстафетной палочкой будет мел. Ученик, выполнивший задание, передает мел другому и только тогда тот может выйти к доске. Учитываются скорость и правильность выполнения заданий.

1 ряд	2 ряд	3 ряд
NaCl	CuO	Fe(OH)3
Cah3	LiOH	PCl5
Ba(OH)2	Ca3N2	KOH
Fe2O3	Fe(OH)2	NaH
Al(OH)3	Cl2O7	FeO
CaO	KF	Zn(OH)2
Li3N	Mg(OH)2	Al2O3
Ca(OH)2	Na2O	CaCl2

Долина качественных реакций

Учитель рассказывает, что можно то или иное вещество распознать при помощи качественных реакций. Например, для распознавания углекислого газа служит реакция помутнения известковой воды (прозрачный раствор гидроксида кальция) – рисунок 58 на странице 100.

Определение в тетрадь:

Качественные реакции – это те реакции, при помощи которых можно распознать определенные вещества.

Учащиеся знакомятся с правилами работы с едкими веществами и проводят опыт на распознавание углекислого газа.

Далее учитель сообщает, что растворы щелочей можно распознать при помощи индикаторов и знакомит учащихся с таблицей “Изменение окраски индикаторов в различных средах”.

Учащиеся самостоятельно проводят опыты по изменению окраски фенолфталеина и метилового оранжевого в щелочной среде.

Родник знаний

На этом этапе урока проводится закрепление знаний.

Составьте формулы оснований по названию

гидроксид лития
гидроксид бария.
гидроксид алюминия
гидроксид магния

Определите растворимые и нерастворимые основания по таблице растворимости

Mn(OH)2, LiOH, Al(OH)3, Ba(OH)2.

Тест

1 вариант

1. Степень окисления кислорода в гидроксид-ионе

а) +1
б) -1
в) +2

2. Выберите нерастворимое в воде основание

а) NaOH
б) LiOH
в) Fe(OH)2

3. Прозрачный раствор гидроксида кальция называют

а) известковая вода
б) негашеная известь
в) известковое молоко

4. Фенолфталеин в щелочной среде

а) бесцветный
б) малиновый
в) желтый

5. Заряд иона магния в гидроксиде

а) +2
б) +1
в) +3

2 вариант

1. Степень окисления водорода в гидроксид-ионе

а) +1
б) -1
в) -2

2. Выберите нерастворимое в воде основание

а) KOH
б) Ba(OH)2
в) Zn(OH)2

3. Щелочи – это

а) нерастворимые в воде основания
б) растворимые в воде основания

4. Метиловый оранжевый в щелочной среде

а) бесцветный
б) малиновый
в) желтый

5. Заряд иона алюминия в гидроксиде

а) +2
б) +1
в) +3

По дороге домой

Дома: параграф 19 – изучить, конспект в тетради выучить, упр. № 2, 5(а) – письменно,

№1 – устно

Результаты путешествия

Подведение итогов урока.

кальций | Определение, свойства и соединения

кальций

Посмотреть все СМИ

Ключевые люди:: сэр Хамфри Дэви Иоганн Вольфганг Доберейнер

Похожие темы:: химический элемент щелочноземельный металл дефицит кальция

Просмотреть весь связанный контент →

Резюме

Прочтите краткий обзор этой темы

кальций (Ca) , химический элемент, один из щелочноземельных металлов группы 2 (IIa) периодической таблицы. Это самый распространенный металлический элемент в организме человека и пятый по распространенности элемент в земной коре.

Свойства элемента
атомный номер	20
атомный вес	40,078	точка плавления0035	842 °C (1,548 °F)
boiling point	1,484 °C (2,703 °F)
specific gravity	1.55 (20 °C, or 68 °F)
oxidation state	+2
electron configuration	1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 4 с ²

Кальций не встречается в природе в свободном состоянии, но соединения этого элемента широко распространены. Одно соединение кальция, известь (оксид кальция, CaO), широко использовалось древними. Сам серебристый, довольно мягкий, легкий металл был впервые выделен (1808 г.) сэром Хамфри Дэви после дистилляции ртути из амальгамы, образованной путем электролиза смеси извести и оксида ртути. Название элемента произошло от латинского слова «известь», calx 9.0074 .

Кальций составляет 3,64 процента земной коры и 8 процентов лунной коры, а его космическое содержание оценивается в 4,9 × 10 ⁴ атомов (по шкале, где содержание кремния составляет 10 ⁶ атомов). В виде кальцита (карбоната кальция) он встречается на Земле в известняке, меле, мраморе, доломите, яичной скорлупе, жемчуге, кораллах, сталактитах, сталагмитах и панцирях многих морских животных. Отложения карбоната кальция растворяются в воде, содержащей углекислый газ, с образованием бикарбоната кальция Ca(HCO ₃ ) ₂ . Этот процесс часто приводит к образованию пещер и может привести к отложению известняка в виде сталактитов и сталагмитов. В виде гидроксилфосфата кальция он является основным неорганическим компонентом зубов и костей и встречается в виде минерального апатита. Как фторид кальция, он встречается в виде флюорита или плавикового шпата. А в виде сульфата кальция он встречается в виде ангидрита. Кальций содержится во многих других минералах, таких как арагонит (разновидность карбоната кальция) и гипс (другая форма сульфата кальция), а также во многих полевых шпатах и цеолитах. Встречается также в большом количестве силикатов и алюмосиликатов, в солевых отложениях, в природных водах, в том числе морских.

Чистый металлический кальций, который раньше производился электролизом безводного хлорида кальция, теперь производится в промышленных масштабах путем нагревания извести с алюминием. Металл медленно реагирует с кислородом, водяным паром и азотом воздуха с образованием желтого покрытия из оксида, гидроксида и нитрида. Он сгорает на воздухе или в чистом кислороде с образованием оксида и быстро реагирует с теплой водой (и медленнее с холодной водой) с образованием газообразного водорода и гидроксида кальция. При нагревании кальций реагирует с водородом, галогенами, бором, серой, углеродом и фосфором. Хотя он выгодно отличается от натрия в качестве восстановителя, кальций дороже и менее реакционноспособен, чем последний. Однако во многих применениях для раскисления, восстановления и дегазации кальций предпочтительнее из-за его более низкой летучести и используется для получения хрома, тория, урана, циркония и других металлов из их оксидов.

Britannica Викторина

118 Названий и символов периодической таблицы Викторина

Периодическая таблица состоит из 118 элементов. Насколько хорошо вы знаете их символы? В этом тесте вам будут показаны все 118 химических символов, и вам нужно будет выбрать название химического элемента, который представляет каждый из них.

Сам металл используется в качестве легирующего агента для алюминия, меди, свинца, магния и других недрагоценных металлов; как раскислитель для некоторых жаропрочных сплавов; и как газопоглотитель в электронных лампах. Небольшие проценты кальция используются во многих сплавах специального назначения. Легированный свинцом (0,04% кальция), например, используется в качестве оболочек для телефонных кабелей и в качестве сеток для аккумуляторных батарей стационарного типа. При добавлении к сплавам на основе магния в количестве от 0,4 до 1 процента он повышает устойчивость разлагаемых ортопедических имплантатов к биологическим жидкостям, позволяя тканям полностью заживать до того, как имплантаты потеряют свою структурную целостность.

Встречающийся в природе кальций состоит из смеси шести изотопов: кальция-40 (96,94 процента), кальция-44 (2,09 процента), кальция-42 (0,65 процента) и, в меньших пропорциях, кальция-48, кальция-43, и кальций-46. Кальций-48 подвергается двойному бета-распаду с периодом полураспада примерно 4 × 10 ¹⁹ лет, поэтому он стабилен для всех практических целей. Он особенно богат нейтронами и используется в синтезе новых тяжелых ядер в ускорителях частиц. Радиоактивный изотоп кальция-41 встречается на Земле в следовых количествах в результате естественной бомбардировки кальция-40 нейтронами космических лучей.

Оформите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подпишитесь сейчас

Кальций необходим как для растений, так и для животных и широко используется в качестве преобразователя сигналов, ферментного кофактора и структурного элемента (например, клеточных мембран, костей и зубов). Большое количество живых организмов концентрирует кальций в своих панцирях или скелетах, а у высших животных кальций является наиболее распространенным неорганическим элементом. Многие важные месторождения карбонатов и фосфатов обязаны своим происхождением живым организмам.

Человеческое тело состоит из 2 процентов кальция. Основными источниками кальция в рационе человека являются молоко, молочные продукты, рыба и зеленые листовые овощи. Заболевание костей рахит возникает, когда недостаток витамина D ухудшает всасывание кальция из желудочно-кишечного тракта во внеклеточную жидкость. Заболевание особенно поражает младенцев и детей.

Двуокись хлора в качестве дезинфицирующего средства

Двуокись хлора
Двуокись хлора в основном используется в качестве отбеливателя. В качестве дезинфицирующего средства он эффективен даже при низких концентрациях благодаря своим уникальным свойствам.

Рисунок 1: сэр Хамфри Дэй открыл диоксид хлора в 1814 году.

Когда был открыт диоксид хлора?
Диоксид хлора был открыт в 1814 году сэром Хамфри Дэви. Он произвел газ, выливая серную кислоту (H ₂ SO ₄) на хлорат калия (KClO ₃). Затем он заменил серную кислоту на хлорноватистую кислоту (HOCl). В последние несколько лет эта реакция также использовалась для получения больших количеств диоксида хлора. Хлорат натрия (NaClO ₃) вместо хлората калия.
2NaClO ₃ + 4HCl® 2ClO ₂ + Cl ₂ + 2NaCl + 2H ₂ O

Каковы характеристики диоксида хлора?
Диоксид хлора (ClO ₂ ) представляет собой синтетический зелено-желтоватый газ с хлороподобным раздражающим запахом. Диоксид хлора является нейтральным соединением хлора. Диоксид хлора сильно отличается от элементарного хлора как по своей химической структуре, так и по своему поведению. Диоксид хлора представляет собой небольшую, летучую и очень прочную молекулу. В разбавленных водных растворах диоксид хлора является свободным радикалом. При высоких концентрациях сильно реагирует с восстановителями. Диоксид хлора — нестабильный газ, который диссоциирует на газообразный хлор (Cl ₂ ), газообразный кислород (O ₂ ) и тепло. Когда диоксид хлора фотоокисляется солнечным светом, он распадается. Конечными продуктами реакции диоксида хлора являются хлорид (Cl ^—), хлорит (ClO ^—) и хлорат (ClO ₃ ^—).

При температуре –59°C твердый диоксид хлора становится красноватой жидкостью. При 11°С диоксид хлора превращается в газ.
Двуокись хлора в 2,4 раза плотнее воздуха. Поскольку жидкий диоксид хлора имеет большую плотность, чем вода.

Может ли диоксид хлора растворяться в воде?
Одним из наиболее важных качеств диоксида хлора является его высокая растворимость в воде, особенно в холодной воде. Диоксид хлора не гидролизуется при попадании в воду; он остается растворенным газом в растворе. Диоксид хлора растворим в воде примерно в 10 раз лучше, чем хлор. Диоксид хлора можно удалить аэрацией или диоксидом углерода.

Таблица 1: растворимость диоксида хлора в воде

999999999999990090090099999999999999999999999999999999999999999999999999999999999909а

Температура (° C)

Давление (мм рт.

1.82

22.1

1.13

13.4

0.69

8.4

2.63

56.2

1.60

18.8

0.83

9.9

0.47

106.9

2.65

53,7

1,18

21,3

0,58

12,0

0,26

0002 Как можно хранить диоксид хлора?
Диоксид хлора лучше всего хранить в жидком виде при температуре 4 ºC. В этом состоянии он достаточно стабилен. Диоксид хлора нельзя хранить слишком долго, потому что он медленно диссоциирует на хлор и кислород. Его редко хранят в виде газа, поскольку он взрывоопасен под давлением. При концентрации диоксида хлора в воздухе более 10 % возникает опасность взрыва. В водном растворе диоксид хлора остается стабильным и растворимым. Водные растворы, содержащие примерно 1% ClO ₂ (10 г/л) можно безопасно хранить при условии, что они защищены от воздействия света и тепла. Диоксид хлора перевозится редко из-за его взрывоопасности и нестабильности. Обычно изготавливается на месте.

Как производится диоксид хлора?
Диоксид хлора взрывоопасен под давлением. Его трудно транспортировать, и обычно он производится на месте. Диоксид хлора обычно получают в виде водянистого раствора или газа. Производится в кислых растворах хлорита натрия (NaClO ₂ ) или хлорат натрия (NaClO ₃ ). В крупных установках для производства диоксида хлора на месте используются хлорит натрия, газообразный хлор (Cl ₂), гидрохлорит натрия (NaHClO ₂) и серная или водородная кислота.
Для производства газообразного диоксида хлора соляную кислоту (HCl) или хлор смешивают с хлоритом натрия.

К основным реакциям относятся:

2NaClO ₂ + Cl ₂ ® 2ClO ₂ + 2NaCl
(Acidified hypochlorite can also be used as an alternative source for chlorine.)

And:
5 NaClO ₂ + 4HCl ® 4 ClO ₂ + 5NaCl + 2H ₂ O
( Одним из недостатков этого метода является то, что он довольно опасен.)

Альтернативой является:
2 NACLO ₂ + NA ₂ S2O ₈ ® 2CLO ₂ + 2NA2SO ₄ ₂ + 2NA2SO ₄ 9

9000 3 9000 3

9000. _{9 9000 3 9000. _{9 9000 9000. ₂. также может быть получен реакцией гипохлорита натрия с соляной кислотой:
HCl + NaOCl + 2NaClO ₂ ® 2ClO ₂ + 2NaCl + NaOH
Количество образующегося диоксида хлора варьируется от 0 до 50 г/л.
Каковы области применения диоксида хлора?
Диоксид хлора имеет множество применений. Он используется в электронной промышленности для очистки печатных плат, в нефтяной промышленности для обработки сульфидов и отбеливания текстиля и свечей. Во время Второй мировой войны хлора стало не хватать, и в качестве отбеливателя стали использовать диоксид хлора.
В настоящее время для отбеливания бумаги чаще всего используют диоксид хлора. Он производит более чистое и прочное волокно, чем хлор. Преимущество диоксида хлора в том, что он производит меньше вредных побочных продуктов, чем хлор.
Газообразный диоксид хлора используется для стерилизации медицинского и лабораторного оборудования, поверхностей, помещений и инструментов.
Диоксид хлора можно использовать в качестве окислителя или дезинфицирующего средства. Это очень сильный окислитель, который эффективно убивает патогенные микроорганизмы, такие как грибки, бактерии и вирусы. Он также предотвращает и удаляет биопленку. В качестве дезинфицирующего средства и пестицида он в основном используется в жидкой форме. Диоксид хлора также можно использовать против сибирской язвы, поскольку он эффективен против спорообразующих бактерий.
Диоксид хлора как окислитель
Как окислитель диоксид хлора очень селективен. Он обладает такой способностью благодаря уникальным механизмам одноэлектронного обмена. Диоксид хлора атакует богатые электронами центры органических молекул. Переносится один электрон, и диоксид хлора восстанавливается до хлорита (ClO ₂ ^—).
Рисунок 2: диоксид хлора является более селективным окислителем, чем хлор. При дозировании тех же концентраций остаточная концентрация диоксида хлора при сильном загрязнении намного выше, чем остаточная концентрация хлора.
Сравнивая окислительную способность и окислительную способность различных дезинфицирующих средств, можно сделать вывод, что диоксид хлора эффективен при низких концентрациях. Диоксид хлора не так реактивен, как озон или хлор, и реагирует только с сернистыми веществами, аминами и некоторыми другими реактивными органическими веществами. По сравнению с хлором и озоном для получения активного остаточного дезинфицирующего средства требуется меньше диоксида хлора. Его также можно использовать при наличии большого количества органических веществ.
Сила окисления показывает, насколько сильно окислитель реагирует с окисляемым веществом. Озон имеет самую высокую силу окисления и реагирует со всеми веществами, которые могут быть окислены. Диоксид хлора слаб, его потенциал ниже, чем у хлорноватистой или бромноватистой кислоты.
Окислительная способность показывает, сколько электронов передается при реакции окисления или восстановления. Атом хлора в диоксиде хлора имеет степень окисления +4. По этой причине диоксид хлора при восстановлении до хлорида принимает 5 электронов. Когда мы смотрим на молекулярную массу, двуокись хлора содержит 263% «доступного хлора»; это более чем в 2,5 раза превышает окислительную способность хлора.
Таблица 2: потенциалы окисления различных окислителей.
oxidant oxidation strength oxidation capacity
ozone (O ₃ ) 2,07 2 e-
hydrogen peroxide (H ₂ O ₂ ) 1,78 2 e-
хлорноватистая кислота (HOCl) 1,49 2 e-
hypobromous acid (HOBr) 1,33 2 e-
chlorine dioxide (ClO ₂ ) 0,95 5 e-
Следующие сравнения показывают, что происходит, когда вступает в реакцию диоксид хлора. Сначала диоксид хлора поглощает электрон и восстанавливается до хлорита:
ClO ₂ + e- ® ClO ₂ ^—
Ион хлорита окисляется и становится ионом хлорида:
ClO ₂ ^— + 4H ⁺ + 4e- ® Cl ^— + 2H ₂ O
Эти сравнения показывают, что хлор и диоксид 5 в ходе этой реакции восстанавливаются до хлорида, электроны. Атом хлора остается до тех пор, пока не образуется стабильный хлорид. Это объясняет, почему не образуются хлорированные вещества. Когда хлор реагирует, он не только принимает электроны; он также принимает участие в реакциях присоединения и замещения. В ходе этих реакций к инородному веществу присоединяются один или несколько атомов хлора.
Таблица 3: Доступность хлора на моль
Агент Доступный хлор (%)
ххлон (CL ₁₁₃₇
ххлон (CL11137.
х (CL ₁₁₁₃₇
. порошок 35-37
гипохлорит кальция (Ca(OCl) ₂ ) 99,2
гипохлорит кальция технический 0038
sodium hypochlorite (NaOCl) 95,2
industrial bleach 12-15
house hold bleach 3-5
chlorine dioxide 263,0
Монохлорам 137,9
Дихлорам 165,0
Трихлорам 176,7
^{9002.
В отличие от хлора диоксид хлора не реагирует с аммиачным азотом (NH ₃ ) и почти не реагирует с элементарными аминами. Он окисляет нитрит (N0 ₂) до нитрата (NO ₃). Он не реагирует путем разрыва углеродных связей. Минерализации органических веществ не происходит. При нейтральном pH или при высоких значениях pH серная кислота (H ₂ SO ₄) восстанавливает диоксид хлора до ионов хлорита (ClO ₂ ^—). В щелочной среде диоксид хлора распадается на хлорит и хлорат (ClO ₃ ^— ) :
2ClO ₂ + 2OH ^— = H ₂ O + ClO ₃ ^— + ClO ₂ ^—
This reaction is catalyzed by hydrogen (H ⁺ ) ионов. Период полураспада водных растворов диоксида хлора уменьшается при увеличении значения рН. При низком рН диоксид хлора восстанавливается до ионов хлорида (Cl ^—).
Образует ли диоксид хлора побочные продукты?
Чистый газообразный диоксид хлора, применяемый к воде, производит меньше побочных продуктов дезинфекции, чем окислители, такие как хлор. В отличие от озона (O ₃), чистый диоксид хлора не превращает ионы брома (Br ^—) в ионы бромата (BrO ₃ ^—), если он не подвергается фотолизу. Кроме того, диоксид хлора не образует большого количества альдегидов, кетонов, кетоновых кислот или других побочных продуктов дезинфекции, возникающих при озонировании органических веществ.
В каких целях применяется диоксид хлора для дезинфекции?
Обработка питьевой воды является основным применением дезинфекции диоксидом хлора. Благодаря своим адекватным биоцидным свойствам диоксид хлора сегодня используется и в других отраслях промышленности. Примерами являются обеззараживание сточных вод, очистка промышленных технологических вод, обеззараживание воды градирен, промышленная очистка воздуха, борьба с мидиями, производство и обработка пищевых продуктов, окисление промышленных отходов и газовая стерилизация медицинского оборудования.
Как дезинфицирует диоксид хлора?
Диоксид хлора дезинфицирует путем окисления. Это единственный биоцид, который является молекулярным свободным радикалом. У него 19 электронов, и он предпочитает вещества, которые отдают или принимают электрон. Диоксид хлора реагирует только с веществами, испускающими электрон. Хлор, напротив, присоединяет атом хлора или замещает атом хлора из вещества, с которым он реагирует.
Как работает дезинфекция диоксидом хлора?
Вещества органической природы в бактериальных клетках реагируют с диоксидом хлора, вызывая прерывание ряда клеточных процессов. Диоксид хлора непосредственно реагирует с аминокислотами и РНК в клетке. Неясно, атакует ли диоксид хлора структуру клетки или кислоты внутри клетки. Производство белков предотвращается. Диоксид хлора влияет на клеточную мембрану, изменяя мембранные белки и жиры и предотвращая вдыхание.
При уничтожении бактерий через клеточную стенку проникает диоксид хлора. Вирусы устраняются другим способом; диоксид хлора реагирует с пептоном, водорастворимым веществом, образующимся в результате гидролиза белков до аминокислот. Диоксид хлора убивает вирусы, предотвращая образование белка. Диоксид хлора более эффективен против вирусов, чем хлор или озон.
Можно ли использовать диоксид хлора против простейших паразитов?
Диоксид хлора является одним из ряда дезинфицирующих средств, эффективных против паразитов Giardia Lambia и Cryptosporidium, которые встречаются в питьевой воде и вызывают заболевания, называемые «лямблиозом» и «криптоспоридиозом». Наилучшей защитой от таких простейших паразитов является дезинфекция комбинацией озона и диоксида хлора.
Могут ли микроорганизмы стать устойчивыми к диоксиду хлора?
Преимущество диоксида хлора в качестве дезинфицирующего средства заключается в том, что он непосредственно вступает в реакцию с клеточной стенкой микроорганизмов. Эта реакция не зависит от времени реакции или концентрации. В отличие от неокисляющих дезинфицирующих средств диоксид хлора убивает микроорганизмы, даже когда они неактивны. Поэтому концентрация диоксида хлора, необходимая для эффективного уничтожения микроорганизмов, ниже, чем концентрация неокисляющих дезинфицирующих средств. Микроорганизмы не могут выработать устойчивость к диоксиду хлора.
Можно ли использовать диоксид хлора против биопленки?
Диоксид хлора в растворе остается газообразным. Молекула диоксида хлора мощная и способна пройти через всю систему. Двуокись хлора может проникать в слизистые слои бактерий, так как двуокись хлора легко растворяется даже в углеводородах и эмульсиях. Диоксид хлора окисляет полисахаридную матрицу, которая скрепляет биопленку. В ходе этой реакции диоксид хлора восстанавливается до ионов хлорита. Они разделены на кусочки биопленки, которые остаются устойчивыми. Когда биопленка снова начинает расти, образуется кислая среда и ионы хлорита превращаются в диоксид хлора. Этот диоксид хлора удаляет оставшуюся биопленку.
Каковы побочные продукты дезинфекции диоксида хлора?
Реакция диоксида хлора с бактериями и другими веществами происходит в два этапа. В ходе этого процесса образуются побочные продукты дезинфекции, которые остаются в воде. На первой стадии молекула диоксида хлора принимает электрон и образуется хлорит (ClO ₃ ). На второй стадии диоксид хлора принимает 4 электрона и образует хлорид (Cl ^—). В воде немного хлората (ClO ₃), который образуется при производстве диоксида хлора. И хлорат, и хлорит являются окислителями. Диоксид хлора, хлорат и хлорит диссоциируют на хлорид натрия (NaCl).
Можно ли использовать диоксид хлора для дезинфекции питьевой воды?
В 1950-х годах была известна биоцидная способность диоксида хлора, особенно при высоких значениях pH. Для очистки питьевой воды он в основном использовался для удаления неорганических компонентов, например, марганца и железа, для удаления вкусов и запахов, а также для уменьшения побочных продуктов дезинфекции, связанных с хлором.
Для обработки питьевой воды диоксид хлора может использоваться как в качестве дезинфицирующего средства, так и в качестве окислителя. Его можно использовать как для предварительного окисления, так и для постокисления. Добавляя диоксид хлора на стадии предварительного окисления при очистке поверхностных вод, можно предотвратить рост водорослей и бактерий на следующих стадиях. Диоксид хлора окисляет плавающие частицы и способствует процессу коагуляции и удалению мути из воды.
Диоксид хлора является мощным дезинфицирующим средством против бактерий и вирусов. Побочный продукт, хлорит (ClO ₂ ^—), является слабым бактерицидным средством. В воде диоксид хлора активен как биоцид не менее 48 часов, его активность, вероятно, превышает активность хлора.
Диоксид хлора предотвращает рост бактерий в водопроводной сети. Он также активен против образования биопленки в распределительной сети. Биопленку обычно трудно победить. Образует защитный слой над патогенными микроорганизмами. Большинство дезинфицирующих средств не могут достичь этих защищенных патогенов. Однако диоксид хлора снимает биопленки и убивает патогенные микроорганизмы. Диоксид хлора также предотвращает образование биопленки, так как долго остается активным в системе.
Сколько диоксида хлора следует дозировать?
Для предварительного окисления и восстановления органических веществ требуется от 0,5 до 2 мг/л диоксида хлора при времени контакта от 15 до 30 минут. Качество воды определяет необходимое время контакта. Для постдезинфекции применяются концентрации от 0,2 до 0,4 мг/л. Остаточная концентрация побочного продукта хлорита очень низка и не представляет опасности для здоровья человека.
Можно ли использовать диоксид хлора для дезинфекции плавательных бассейнов?
Для дезинфекции плавательных бассейнов можно использовать комбинацию хлора (Cl ₂) и диоксида хлора (ClO ₂). В воду добавляют диоксид хлора. Хлор уже присутствует в воде в виде хлорноватистой кислоты (HOCl) и ионов гипохлорита (OCl ^–). Диоксид хлора расщепляет такие вещества, как фенолы. Преимущества диоксида хлора заключаются в том, что его можно использовать в низких концентрациях для дезинфекции воды, он почти не реагирует с органическими веществами и что при дезинфекции образуется мало побочных продуктов.
Сколько диоксида хлора следует дозировать?
Сначала необходимо определить необходимое количество дезинфицирующего средства. Это количество можно определить, добавив дезинфицирующее средство в воду и измерив количество, которое остается после определенного времени контакта. Количество дозируемого диоксида хлора зависит от времени контакта, pH, температуры и степени загрязнения воды.
Можно ли использовать диоксид хлора для дезинфекции градирен?
Диоксид хлора используется для дезинфекции воды, протекающей через градирни. Он также удаляет биопленки и предотвращает образование биопленок в градирнях. Удаление биопленки предотвращает повреждение и коррозию оборудования и трубопроводов, а также повышает эффективность перекачки. Диоксид хлора также эффективен при удалении бактерий Legionella. Условия в градирнях идеальны для роста бактерий Legionella. Преимущество диоксида хлора в том, что он эффективен при pH от 5 до 10 и что для регулирования pH не требуются кислоты.
Каковы преимущества использования диоксида хлора?
Преимущества
За последние несколько лет возрос интерес к использованию диоксида хлора в качестве альтернативы или дополнения к хлору для дезинфекции воды. Диоксид хлора является очень эффективным бактериальным дезинфицирующим средством и даже более эффективен, чем хлор, для дезинфекции воды, содержащей вирусы. Диоксид хлора снова привлек внимание, поскольку он эффективно дезактивирует устойчивые к хлору патогены Giardia и Cryptosporidium. Диоксид хлора удаляет и предотвращает биопленку.
Дезинфекция диоксидом хлора не вызывает неприятного запаха. Он разрушает фенолы, которые могут вызывать проблемы с запахом и вкусом. Диоксид хлора более эффективен для удаления железа и марганца, чем хлор, особенно когда они находятся в сложных веществах.
Образует ли диоксид хлора хлорированные побочные продукты дезинфекции?
Использование диоксида хлора вместо хлора предотвращает образование вредных галогенсодержащих побочных продуктов дезинфекции, например, тригалогенметанов и галогенированных кислых кислот. Диоксид хлора не реагирует с аммиачным азотом, аминами или другими окисляемыми органическими веществами. Диоксид хлора удаляет вещества, которые могут образовывать тригалометаны, и улучшает коагуляцию. Он не окисляет бромид в бром. Когда вода, содержащая бромид, обрабатывается хлором или озоном, бромид окисляется до брома и бромноватистой кислоты. После этого они реагируют с органическим материалом с образованием бромированных побочных продуктов дезинфекции, например бромоформа.
Высока ли концентрация диоксида хлора, необходимая для достаточной дезинфекции?
Использование диоксида хлора снижает риск для здоровья микробного загрязнения воды и в то же время снижает риск химического загрязнения и побочных продуктов. Диоксид хлора является более эффективным дезинфицирующим средством, чем хлор, поэтому необходимая концентрация для уничтожения микроорганизмов намного ниже. Требуемое время контакта также очень мало.
Влияет ли значение pH на эффективность диоксида хлора?
В отличие от хлора, диоксид хлора эффективен при pH от 5 до 10. Эффективность возрастает при высоких значениях pH, в то время как активные формы хлора сильно зависят от pH. В нормальных условиях диоксид хлора не гидролизуется. Вот почему окислительный потенциал высок, а эффективность дезинфекции не зависит от pH. Ни температура, ни щелочность воды не влияют на эффективность. В концентрациях, необходимых для дезинфекции, диоксид хлора не вызывает коррозии. Диоксид хлора более растворим в воде, чем хлор. В последние несколько лет были разработаны более совершенные и безопасные методы производства диоксида хлора.
Рисунок 3: влияние pH на эффективность больше для хлора, чем для диоксида хлора
Можно ли использовать диоксид хлора в сочетании с другими дезинфицирующими средствами?
Диоксид хлора можно использовать для уменьшения количества тригалометанов и галогенированных кислых кислот, образующихся в результате реакции хлора с органическими веществами в воде. Перед хлорированием воды в нее добавляют диоксид хлора. Количество аммония в воде уменьшается. Хлор, который добавляется позже, окисляет хлорит в диоксид хлора или хлорат. Озон также можно использовать для окисления ионов хлорита в ионы хлората.
При использовании хлораминов в распределительной сети может происходить нитрификация. Чтобы отрегулировать это, добавляют диоксид хлора.
Борьба с побочными продуктами с помощью диоксида хлора может осуществляться в сочетании с адекватной дезинфекцией, особенно восстановлением бромсодержащих тригалометанов и галогенированных кислых кислот, образующихся в результате реакции бромсодержащей воды с природными органическими веществами. Сам по себе диоксид хлора в соединении с бромом не образует бромноватистой кислоты или бромата, в отличие от хлора и озона. Диоксид хлора обладает отличными противомикробными свойствами без неспецифического окисления озона.
Каковы недостатки использования диоксида хлора?
Является ли диоксид хлора взрывоопасным?
При производстве диоксида хлора из хлорита натрия и газообразного хлора необходимо соблюдать меры безопасности в отношении транспортировки и использования газообразного хлора. Необходима достаточная вентиляция и противогазы. Газообразный диоксид хлора взрывоопасен.
Диоксид хлора — очень нестабильное вещество; когда он вступает в контакт с солнечным светом, он разлагается.
В процессе производства диоксида хлора образуются большие количества хлора. Это недостаток. Свободный хлор реагирует с органическими веществами с образованием галогенированных побочных продуктов дезинфекции.
Образует ли диоксид хлора побочные продукты?
Диоксид хлора и его побочные продукты дезинфекции хлорит и хлорат могут создавать проблемы для диализных пациентов.
Эффективен ли диоксид хлора?
Диоксид хлора обычно эффективен для дезактивации патогенных микроорганизмов. Он менее эффективен для дезактивации ротавирусов и бактерий кишечной палочки.
Какова стоимость использования диоксида хлора?
Диоксид хлора примерно в 5-10 раз дороже хлора. Диоксид хлора обычно производится на месте. Затраты на диоксид хлора зависят от цены химических веществ, которые используются для производства диоксида хлора. Диоксид хлора дешевле, чем другие методы дезинфекции, такие как озон.
Каковы последствия для здоровья диоксида хлора?
Газообразный диоксид хлора
При использовании диоксида хлора в качестве дезинфицирующего средства следует помнить, что газообразный диоксид хлора может выделяться из водного раствора, содержащего диоксид хлора. Это может быть опасно, особенно когда дезинфекция проводится в закрытом помещении. Когда концентрация диоксида хлора в воздухе достигает 10% и более, диоксид хлора становится взрывоопасным.
Острое воздействие на кожу хлора, образующегося при разложении диоксида хлора, вызывает раздражение и ожоги. Воздействие диоксида хлора на глаза вызывает раздражение, слезотечение и нечеткость зрения. Газообразный диоксид хлора может поглощаться кожей, где он повреждает ткани и клетки крови. Вдыхание газообразного диоксида хлора вызывает кашель, боль в горле, сильные головные боли, отек легких и спазм бронхов. Симптомы могут начать проявляться спустя долгое время после того, как произошло воздействие, и могут сохраняться в течение длительного времени. Хроническое воздействие диоксида хлора вызывает бронхит. Санитарная норма диоксида хлора составляет 0,1 промилле.
Развитие и размножение
Считается, что диоксид хлора влияет на размножение и развитие. Однако доказательств, подтверждающих этот тезис, слишком мало. Требуются дальнейшие исследования.
Мутагенность
Тест Эймса используется для определения мутагенности вещества. В тесте Эймса используются генетически модифицированные бактерии сальмонеллы. Колонии бактерий не образуются, если только они не вступят в контакт с мутагенным веществом, изменяющим генетический материал. Испытания показывают, что присутствие 5-15 мг/л ClO ₂ повышает мутагенность воды. Трудно доказать мутагенность диоксида хлора и побочных продуктов диоксида хлора, поскольку эти вещества являются биоцидами. Биоциды обычно убивают индикаторные организмы, используемые для определения мутагенности.
Мэтуэй | Популярные проблемы
92О 1 Найдите число нейтронов Х
2 Найдите массу 1 моля Н_2О
3 Весы H_2(SO_4)+K(OH)→K_2(SO_4)+H(OH)
4 Найдите массу 1 моля Х
5 Найдите количество нейтронов Фе
6 Найдите число нейтронов ТК
7 Найдите электронную конфигурацию Х
8 Найдите число нейтронов Са
9 Весы CH_4+O_2→H_2O+CO_2
10 Найдите число нейтронов С
11 Найдите число протонов Х
12 Найдите число нейтронов О
13 Найдите массу 1 моля СО_2
14 Весы C_8H_18+O_2→CO_2+H_2O
15 Найдите атомную массу Х
16 Определите, растворимо ли соединение в воде Н_2О
17 Найдите электронную конфигурацию Нет
18 Найдите массу отдельного атома Х
19 Найдите число нейтронов №
20 Найдите число нейтронов Золото
21 Найдите число нейтронов Мн
22 Найдите число нейтронов Ру
23 Найдите электронную конфигурацию О
24 Найдите массовые проценты Н_2О
25 Определите, растворимо ли соединение в воде NaCl
26 Найдите эмпирическую/самую простую формулу Н_2О
27 Найдите числа окисления Н_2О
28 Найдите электронную конфигурацию К
29 Найдите электронную конфигурацию мг
30 Найдите электронную конфигурацию Са
31 Найдите число нейтронов Рх
32 Найдите число нейтронов Нет
33 Найдите число нейтронов Пт
34 Найдите количество нейтронов Быть Быть
35 Найдите число нейтронов Кр
36 Найдите массу 1 моля Н_2SO_4
37 Найдите массу 1 моля HCl
38 Найдите массу 1 моля Фе
39 Найдите массу 1 моля С
40 Найдите число нейтронов Медь
41 Найдите число нейтронов С
42 Найдите числа окисления Х
43 Весы CH_4+O_2→CO_2+H_2O
44 Найдите атомную массу О
45 Найдите атомный номер Х
46 Найдите число нейтронов Мо
47 Найдите количество нейтронов ОС
48 Найдите массу 1 моля NaOH
49 Найдите массу 1 моля О
50 Найдите электронную конфигурацию Fe
51 Найдите электронную конфигурацию С
52 Найдите массовые проценты NaCl
53 Найдите массу 1 моля К
54 Найдите массу отдельного атома Нет
55 Найдите число нейтронов Н
56 Найдите число нейтронов Ли
57
60 Упростить ч*2р
61 Определите, растворимо ли соединение в воде Х
62 Определение плотности на STP Н_2О
63 Найдите числа окисления NaCl
64 Найдите атомную массу Он Он
65 Найдите атомную массу мг
66 Найдите число электронов Х
67 Найдите число электронов О
68 Найдите число электронов С
69 Найдите количество нейтронов Пд
70 Найдите число нейтронов рт. ст.
71 Найдите число нейтронов Б
72 Найдите массу отдельного атома Ли
73 Найдите эмпирическую формулу Н=12%, С=54%, N=20 , ,
74 Найдите число протонов Быть Быть
75 Найдите массу 1 моля На
76 Найдите электронную конфигурацию Ко
77 Найдите электронную конфигурацию С
78 Весы C_2H_6+O_2→CO_2+H_2O
79 Весы Н_2+О_2→Н_2О
80 Найдите электронную конфигурацию Р
81 Найдите электронную конфигурацию Пб
82 Найдите электронную конфигурацию Ал
83 Найдите электронную конфигурацию Ар
84 Найдите массу 1 моля О_2
85 Найдите массу 1 моля Н_2
86 Найдите число нейтронов К
87 Найдите число нейтронов Р
88 Найдите количество нейтронов мг
89 Найдите число нейтронов Вт
90 Найдите массу отдельного атома С
91 Упростить н/д+кл
92 Определите, растворимо ли соединение в воде Н_2SO_4
93 Определение плотности на STP NaCl
94 Найдите числа окисления C_6H_12O_6
95 Найдите числа окисления Нет
96 Определите, растворимо ли соединение в воде C_6H_12O_6
97 Найдите атомную массу Кл
98 Найдите атомную массу Фе
99 Найдите эмпирическую/самую простую формулу СО_2
100 Найдите число нейтронов Мт
CaO, CaCO3, Ca(OH)2, формулы, применение 9{{\text{nd}}}}\) группы периодической таблицы и является одним из щелочноземельных металлов, присутствующих в \({\text{s}}\)-блоке.
Кальций является пятым наиболее распространенным элементом на Земле по весу. Он встречается в основном в виде \({\text{CaC}}{{\text{O}}_3},\) известняка, мела и мрамора. Некоторые другие минералы кальция, наряду с их химической формулой, следующие:
1. Плавиковый шпат или флюорит: \({\text{Ca}}{{\text{F}}_2}\)
2. Гипс: \({\text{CaS}}{{\text{O}} _4}.2{{\text{H}}_2}{\text{O}}\) 92}\)
Кальций, будучи щелочноземельным металлом, может терять два последних электрона на орбитали \({\text{4s}}\) с образованием соединений. Следовательно, он проявляет степень окисления \( + 2\) в своих соединениях. Хотя обе степени окисления \(+ 1\) и \(+2\) вероятны, \({\text{Ca}}\) проявляет только \(+2\) степени окисления по следующим причинам:
1. Двухвалентное состояние \(\left({ + 2} \right)\) более устойчиво, так как оно приобретает конфигурацию инертного газа после потери двух последних электронов \(\left({{\text{Ar}}}\ справа).\)
2. Двухвалентные катионы образуют более прочные решетки в кристаллах из-за их меньшего размера и большего заряда в твердых соединениях элемента.
Кальций можно получить в лаборатории электролизом в водном растворе, содержащем \({\text{CaC}}{{\text{l}}_2}.\) Металлический кальций осаждается на катоде.
Свойства кальция
Все щелочноземельные металлы обладают высокой реакционной способностью, поскольку у них есть два дополнительных электрона на последней s-орбитали, которые они теряют, чтобы получить конфигурацию благородного газа. Ниже приведены некоторые важные химические свойства:
A. Реакция с водой:
Реакция кальция с холодной водой строго и высвобождает водород. С водой образует гидроксид кальция. Кальций имеет потенциал отрицательного электрода, поэтому его реакционная способность с водой чрезвычайно высока.
\({\text{Ca + 2}}{{\text{H}}_2}{\text{O}} \to{\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \right)_2} + {{\text{H}}_2}\) B. С воздухом и кислородом:
Кальций легко реагирует с воздухом и кислородом с образованием оксидов и нитридов.
\({\text{2Ca +}}{{\text{O}}_2}\left({{\text{воздух}}} \right) \to 2{\text{CaO}}\)
\({\text{3Ca +}}{{\text{N}}_2}\left({{\text{воздух}}} \right) \to {\text{C}}{{\text{ a}}_3}{{\text{N}}_2}\) C. С водородом:
Кальций реагирует непосредственно с водородом при нагревании с образованием гидрида кальция.
\({\text{Ca +}}{{\text{H}}_2} \to {\text{Ca}}{{\text{H}}_2}\) D. С углеродом:
Когда кальций или окись кальция нагревают с углем в электропечи, она образует карбид кальция.
\({\text{Ca + 2C}} \to {\text{Ca}}{{\text{C}}_2}\left({1375\,{\text{K}}} \right)\)
\({\text{CaO + 3C}} \to {\text{Ca}}{{\text{C}}_2} + {\text{CO}}\left({2273\,{\text{ K}}} \right)\)
\({\text{Ca}}{{\text{C}}_2}\) является очень важным химическим промежуточным продуктом, и при нагревании с атмосферным азотом при \(1375\, {\text{k}},\) дает цианамид кальция формулы \({\text{CaNCN}}\) или \({\text{CaC}}{{\text{N}}_2}.\) E. Кальций придает пламени кирпично-красный цвет.
Список соединений кальция и формула
Некоторые соединения кальция и их формула следующие:
Соединения кальция Формула
Оксид кальция или быстро text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \right)_2}\)
Карбонат кальция \({\text{CaC}}{{\text{O}} _3}\)
Сульфат кальция Полугидрат или гипс. париж \({\text{CaS}}{{\text{O}}_4}.1/2{{\text{H}}_2}{\text{O}}\)
Цемент также представляет собой очень важную в промышленном отношении смесь силикатов и алюминатов кальция с некоторым количеством гипса. Важные соединения, их получение, свойства и применение обсуждаются ниже.
Соединения кальция и их применение
1. Оксид кальция или негашеная известь (CaO)
Подготовка:
Оксид кальция или негашеная известь получают в больших масштабах из известняка путем нагревания его во вращающейся печи при температуре примерно от \(1070\) до \(1270\,{\text{k}}.\left({\Delta {\ текст {Н}} = + 179.9\,{\text{кДж}}} \right)\)
\({\text{CaC}}{{\text{O}}_3} \leftrightarrow {\text{CaO}} + {\text {C}}{{\text{O}}_2}\left({1070 – 1270\,{\text{k}}} \right)\) Это обратимая реакция. Следовательно, диоксид углерода удаляют по мере его образования, чтобы реакция продолжалась в прямой реакции с образованием негашеной извести и чтобы реакция завершилась.
Еще одним аспектом, который необходимо контролировать, является температура. Температуру поддерживают в пределах \({1270\,{\text{k}}}\), так как помимо этого кремнезем, присутствующий в виде примеси в известняке, реагирует с образовавшимся оксидом кальция с образованием силиката кальция.
\({\text{CaO}} + {\text{Si}}{{\text{O}}_2} \to {\text{CaSi}}{{\text{O}}_3}\left( {{\ text {выше}} 1270 \, {\ text {k}}} \ right) \) Свойства оксида кальция:
а. Оксид кальция представляет собой аморфный порошок и имеет температуру плавления \({{\text{28}}70\,{\text{k}}}.\) 90 141 b. Когда оксид кальция нагревается в кислородно-водородном пламени, он испускает яркий белый свет, который называется лучом прожектора.
с. Оксид кальция при приготовлении получается в виде твердых комков. К комкам добавляется небольшое количество воды, чтобы разбить их в порошок. При добавлении воды он реагирует с водой с сильным шипящим звуком, и в реакции выделяется тепло, тем самым превращая воду в пар. Этот процесс называется гашением извести, а порошок, полученный в результате этого процесса, называется гашеной известью. моль}}\)
\({\text{CaO}} + {{\text{H}}_2}{\text{O}} \to {\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \право)_2}\)
д. Оксид кальция при контакте с воздухом поглощает из него влагу и углекислый газ, образуя соответственно гашеную известь и карбонат кальция.
\({\text{CaO}} + {{\text{H}}_2}{\text{O}} \to {\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \right)_2}\)
\({\text{CaO}} + {\text{C}}{{\text{O}}_2} \to {\text{CaC}}{{\text{O }}_3}\)
эл. Оксид кальция при гашении едким натром дает твердое соединение, называемое натриевой известью \(\left({{\text{CaO}} + {\text{NaOH}}} \right).\) Использование оксида кальция:
а. Оксид кальция является основным материалом во многих отраслях обрабатывающей промышленности.
б. Он используется в качестве компонента строительных растворов и, следовательно, используется в строительных конструкциях.
с. Используется для осушки спиртов и некислых газов и при получении аммиака и натронной извести \(\left({{\text{CaO}} + {\text{NaOH}}} \right).\)
2. Гидроксид кальция [
Гашеная известь, Ca(OH) ₂ ] Гидроксид кальция можно приготовить из негашеной извести и хлорида кальция.
а. Приготовление из негашеной извести: в негашеную известь добавляют воду для получения гидроксида кальция в промышленных масштабах. Процесс называется гашением извести. В процессе гашения комки негашеной извести рассыпаются в мелкий порошок.
\({\text{CaO +}}{{\text{H}}_2}{\text{O}} \to {\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \право)_2}\)
б. Хлорид кальция реагирует с едким натром с образованием гидроксида кальция.
\({\text{CaC}}{{\text{l}}_2}{\text{ + 2NaOH}} \to {\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \справа)_2} + 2{\text{NaCl}}\) Свойства гидроксида кальция:
а. Гидроксид кальция представляет собой белый аморфный порошок, мало растворимый в воде. С повышением температуры растворимость гидроксида кальция уменьшается.
б. Известковое молоко: суспензия гидроксида кальция (гашеная известь) в воде называется известковым молоком. При фильтрации получается прозрачный раствор, известный как известковая вода.
с. При нагревании: гидроксид кальция при нагревании выше \(700\,{\text{k}},\) теряет воду с образованием оксида кальция.
\({\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \right)_2}{\text{ + CaO}} + {{\text{H}}_2}{\text {O}}\left({{\text{Тепло}} > 700{\text{K}}} \right)\)
d. С хлором: гидроксид кальция при реакции с хлором образует гипохлорит кальция, компонент отбеливающего порошка.
\({\text{2Ca}}{\left({{\text{OH}}}\right)_2} + 2{\text{C}}{{\text{l}}_2} \to { \text{CaC}}{{\text{l}}_2} + {\text{Ca}}{\left({{\text{OCl}}} \right)_2} + 2{{\text{H }}_2}{\text{O}}\)
e. Гидроксид кальция, наряду с карбонатом натрия, находит применение для смягчения временной жесткости воды. Использование:
а. Гидроксид кальция в виде раствора полезен в качестве строительного материала. Раствор готовится путем смешивания гашеной извести с песком, в 3–4 раза превышающим его вес. Приготовленную таким образом смесь медленно смешивают с водой с образованием пасты, называемой раствором.
б. Гашеная известь обладает дезинфицирующими свойствами, поэтому используется для побелки.
с. Гашеную известь применяют в производстве хлорки, при очистке сахара, в кожевенной промышленности, а также в стекольном производстве.
3. Карбонат кальция CaCO
₃ Карбонат кальция или известняк встречается в природе в виде мела, кораллов, мрамора, кальцита и т. д. Когда он смешивается с карбонатом магния, он присутствует в природе в виде доломита.
Подготовка :
а. Приготовление с использованием гашеной извести: при пропускании определенного количества углекислого газа через гашеную известь образуется карбонат кальция.
\({\text{Ca}}{\left({{\text{OH}}} \right)_2}{\text{ + C}}{{\text{O}}_2} \to {\ текст{CaC}}{{\text{O}}_3} + {{\text{H}}_2}{\text{O}}\)
б. Получение из хлорида кальция: Добавление водного раствора карбоната натрия к хлориду кальция дает карбонат кальция.
\({\text{CaC}}{{\text{l}}_2} + {\text{N}}{{\text{a}}_2}{\text{C}}{{\text{ O}}_3} \to {\text{CaC}}{{\text{O}}_3} \downarrow + 2{\text{NaCl}}\) Свойства:
а. Карбонат кальция представляет собой белое твердое вещество, нерастворимое в воде.
б. При нагревании примерно до \(1070 – 1270\,{\text{k}},\) карбонат кальция разлагается с выделением углекислого газа и образуется оксид кальция.
с. Карбонат кальция в действии с разбавленными кислотами с выделением углекислого газа.
\({\text{CaC}}{{\text{O}}_3}{\text{ + 2HCl}} \to {\text{CaC}}{{\text{l}}_2}{\text { + C}}{{\text{O}}_2} + {{\text{H}}_2}{\text{O}}\) Использование:
и . Карбонат кальция используется в качестве флюса при извлечении металлов вместе с карбонатом магния.
б. Специально осажденный карбонат кальция используется в производстве высококачественной бумаги.
с. Они используются в качестве сырья для производства карбоната натрия с помощью процесса Solvay-аммиак
4. Полугидрат сульфата кальция или парижский гипс
Полугидрат сульфата кальция или гипс имеет формулу \({\text{CaS}}{{\text{O}}_4}.1/2{{\text{H}}_2}{\text{O} }.\) Подготовка:
Полугидрат сульфата кальция получают путем нагревания гипса при температуре \(393\,{\text{k}}.\). Необходимо следить за тем, чтобы температура не поднималась выше \(393\,{\text{k}},\). ), так как после этого предела температуры вся кристаллизационная вода будет потеряна, что приведет к образованию безводного сульфата кальция, который также называют обожженным гипсом.
\({\text{2CaS}}{{\text{O}}_4}{\text{.2}}{{\text{H}}_2}{\text{O}} \to 2{\ text{CaS}}{{\text{O}}_4}.1/2{{\text{H}}_2}{\text{O + 3}}{{\text{H}}_2}{\ text{O}}\left({393\,{\text{k}}} \right)\) Свойства:
а. Plaster of Paris представляет собой белый порошок и обладает замечательной способностью оседать в воде. При смешивании с водой (\(1/3\) своего веса) он образует твердую, переплетенную массу кристаллов в течение от \(5\) до \(15\) минут. Эта образованная штукатурка схватывается еще быстрее при добавлении поваренной соли. Закрепление происходит из-за регидратации гипса и его превращения в гипс. Процесс регидратации увеличивает объем на \(1\%,\), что приводит к приданию гипсу формы формы, на которую он устанавливается.
\({\text{2CaS}}{{\text{O}}_4}.1/2{{\text{H}}_2}{\text{O + 3}}{{\text{H} }_2}{\text{O}} \to {\text{2CaS}}{{\text{O}}_4}.2{{\text{H}}_2}{\text{O}}\) Использование:
Парижский гипс широко используется для изготовления гончарных изделий, керамики, статуй, бюстов и многих других предметов. Он также используется в строительной отрасли.
Гипс находит применение в медицине для изготовления хирургических повязок.
Он также используется в стоматологии для различных применений, связанных с формами.
Резюме
Кальций относится к щелочноземельным металлам и блоку «s» периодической таблицы. Благодаря наличию двух s-электронов на своей конечной оболочке он предпочитает \(+2\) степень окисления, которая является его стабильной степенью окисления. Кальций образует несколько важных для промышленности соединений, таких как гипс, гашеная известь, негашеная известь и карбонат кальция. Он также используется в стоматологии для различных применений, связанных с формами.
Узнайте о формуле хлорида кальция
Часто задаваемые вопросы
Q.1. Каковы примеры нескольких соединений кальция?
Ans : Некоторые примеры соединений кальция включают карбонат кальция, сульфат кальция, оксид кальция, нитрид кальция и гидроксид кальция.
Q.2. Какое самое распространенное соединение кальция?
Ans : Обычные соединения кальция включают карбонат кальция, полугидрат сульфата кальция или гипс, негашеную известь или оксид кальция и гашеную известь или гидроксид кальция.
Q.3. Каковы виды использования кальция или для чего используется кальций?
Ans : Кальций в виде его соединений используется для многих целей, включая промышленное применение в качестве гипса, хлорной извести и строительных материалов, в цементной промышленности и во многих других.
Q.4. Каков химический состав гипса?
Ответ: Гипс представляет собой полугидрат сульфата кальция. Он имеет химический состав \({\text{CaS}}{{\text{O}}_4}.1/2{{\text{H}}_2}{\text{O}}.\)
Q.5. Какова химическая формула негашеной извести?
Ответ: Негашеная известь представляет собой оксид кальция и имеет формулу \({\text{CaO}}{\text{.}}\)
Мы надеемся, что эта подробная статья о некоторых важных соединениях кальция поможет вам в ваших исследованиях. Если у вас есть какие-либо сомнения, вопросы или предложения относительно этой статьи, не стесняйтесь спрашивать нас в разделе комментариев, и мы будем более чем рады помочь вам. Приятного обучения!
Практические вопросы по кальцию с советами и решениями
Различия между гашеной и негашеной известью
Различия между гашеной и негашеной известью
Хотя гашеная и негашеная известь являются соединениями кальция, они различаются по многим параметрам. Основные различия между гашеной известью и негашеной известью заключаются в их реакционной способности и химическом составе.
Химическая формула гашеной извести- Ca(OH)₂
Химическая формула негашеной извести- CaO
Гашеная известь Также называется гидроксидом кальция.
Имеет плотность 0,5 г/см³.
Бесцветный кристалл.
Негашеная известь
Также называется оксидом кальция.
Имеет тяжелую плотность 1 г/см³.
Белое, едкое, щелочное и кристаллическое твердое вещество при комнатной температуре.
Гашение оксида кальция (негашеной извести) необходимо в контролируемой среде, так как он может выделять тепло до 50 градусов Цельсия. Гидроксид кальция, или гашеная известь, уже нейтрализован, поэтому он не будет подвергаться окислению и может смешиваться с водой в нашей системе для контроля pH воды, добавления известкового шлама, смесей известкового шлама, восстановления почвы и многого другого.
Добавление воды в порошкообразную негашеную известь, помещение ее в печь или печь, а затем распыление с водой приводит к реакции CaO с h3O с образованием нового химического вещества Ca(OH)2.
CaO + h3O → Ca(OH)2
Как определить, использовать ли гашеную или негашеную известь?
Обычно известь используется для очистки воды и сточных вод, а также для десульфурации дымовых газов. Выбор использования гашеной или негашеной извести будет зависеть от скорости подачи, необходимой для процесса. Также решающим фактором будет «реактивность» порошка.
Например, при известковании шлама для стабилизации ила негашеная известь предпочтительнее из-за ее экзотермической реакции, при которой повышение температуры помогает убить болезнетворные микроорганизмы, присутствующие в иле.
Лучшим примером является очистка дымовых газов , также известная как Десульфурация дымовых газов , используемая на угольных, цементных, стекольных и мусоросжигательных заводах для снижения выбросов HCl, Sox и Nox . Некоторым из этих систем требуется гашеная известь для фильтрации или катализа частиц, выбрасываемых после сжигания, в то время как в других системах используется негашеная известь..
Чтобы определить, что выгоднее гашеная или негашеная известь, проверьте количество порошка, необходимого для процесса. При большом расходе порошка оптимальным выбором будет негашеная известь, так как ее плотность (1 г/см³) в два раза выше плотности гашеной извести (0,5 г/см³), что снижает затраты на хранение и транспортировку.
С другой стороны, негашеная известь требует гашения извести из-за ее гидрофобной реакции с водой. Целью использования известкового гашения является превращение негашеной извести в гашеную известь путем смешивания ее с водой. Гаситель извести имеет возможность контролировать экзотермическую реакцию во время превращения CaO в Ca(OH) 2 . В результате получается известковая суспензия, готовая к впрыскиванию в процесс.
Наоборот, когда потребление извести низкое или среднее, используется гашеная известь. На самом деле оборудование проще, потому что для него не требуется гашение извести, потому что нет экзотермической реакции. Область применения может быть сведена к шнековому конвейеру, который подает порошок непосредственно в резервуар для подготовки, оборудованный смесителем для шлама, куда добавляется вода для достижения требуемой концентрации известкового шлама (%).
Какое оборудование в основном используется с гашеной известью?
Объем поставки SODIMATE начинается с устройства хранения, которое может быть силосом, станцией опорожнения биг-бэгов или бункером, механическим активатором бункера, системой подачи воздуха или простыми вибраторами.
Известь может подаваться и транспортироваться различными способами, включая вращающиеся шлюзы, шнековые питатели, ленточные конвейеры, скребковые цепные конвейеры или пневматические конвейеры. Если известь необходимо преобразовать в известковую суспензию , можно заказать резервуар для известковой суспензии , оснащенный мешалкой и регулирующим клапаном подачи воды.
Для транспортировки известкового раствора используются насосы. Обычно мы рекомендуем перистальтические насосы.
Какое оборудование в основном используется с негашеной известью?
Для работы с негашеной известью необходимы те же насосы, что и для гашеной извести, включая инжектор, смеситель шлама и механический активатор бункера. Однако, если известь вводится в раствор, нам также понадобится известковогаситель. Гаситель извести обычно оснащен смесителем и мешалкой, изготовленными из нержавеющей стали, в дополнение к вакуумной системе, используемой для удаления тепла и пара, образующихся в результате реакции между оксидом кальция и водой. Кроме того, негашеная известь работает так же, как гашеная известь, включая хранение, дозирование и транспортировку.
В блоке механического активатора бункера ZDM гарантирует контроль потока и точную подачу негашеной извести. Кроме того, негашеная известь работает так же, как гашеная известь, включая хранение, дозирование и транспортировку.
Промышленное использование негашеной извести
Негашеная известь находит широкое применение, в том числе в производстве бумаги и целлюлозы, в горнодобывающей промышленности, при очистке воды и дымовых газов.
Какой тип системы рекомендуется для скорости подачи извести 45 кг/час?
Если речь идет о очистке воды, мы рекомендуем использовать гашеную известь, поскольку скорость подачи низкая. В зависимости от бюджета, известь можно хранить в бункере , бункере, или даже на станции для биг-бэгов . Использование объемных винтовых конвейеров для подачи и транспортировки , вероятно, является лучшим и наиболее экономичным решением питателей извести .
Вопрос Видео: определение степени окисления хлора в гипохлорит-ионе
Стенограмма видео
Укажите степень окисления
хлор в ClO−.
Вопрос просит нас определить
степень окисления хлора в анионе гипохлорита, химическая формула которого
ClO-. Сначала вспомним значение
термин степень окисления, а затем объяснить степень окисления элементов в
ионное соединение, а затем в ковалентное соединение с зарядом и определить
ответ на этот вопрос.
Мы используем термин степень окисления для
описывают количество электронов, потерянных или приобретенных атомом элемента. Атом в своей элементарной форме —
то есть атом, не связанный с другим элементом, получает нулевое окисление
государственное значение.
В ионном соединении положительная
степень окисления приписывается атомам, которые потеряли электроны и, таким образом, образовали
положительно заряженные ионы ионного соединения, которые мы называем катионами. Химические элементы в соединении
при отрицательной степени окисления они приобретают электроны, образуя отрицательно заряженные
ионы, называемые анионами.
Давайте посмотрим на ионы натрия
хлорид как пример того, как присвоить степень окисления ионному соединению. Мы знаем, что атомы в своих
элементарное состояние имеет нулевую степень окисления. И натрий, и хлор
реагенты находятся в их элементарной форме. Мы знаем продукт хлорида натрия
является ионным. состоит из одного отрицательно
заряженный ион хлорида на каждый положительно заряженный ион натрия. Ионы натрия имеют плюс один
степень окисления, так как атомы натрия теряют один электрон при образовании натриевой
катион. Точно так же мы можем видеть, что
ионы хлорида имеют степень окисления минус один, поскольку атомы хлора приобретают электрон
при образовании хлорид-аниона.
Во втором примере мы видим
ионное соединение Na2O, окись натрия, образующая из своих элементов натрий и кислород. Реагенты находятся в своих
элементарная форма, и, таким образом, оба имеют нулевую степень окисления. Продукт изготовлен из натрия
плюс ионы. Мы даем ионам натрия плюс один
степени окисления, так как атомы натрия теряют электрон при образовании катиона Na+. Ионы кислорода имеют заряд
два минус, и мы назначаем степень окисления минус два, потому что каждый атом кислорода
получает два электрона, превращаясь в анион O2–.
До сих пор мы рассматривали, как
установить степень окисления ионных соединений. Обратите внимание, что гипохлорит, указанный в
вопрос, это ион. Однако внутри этого аниона
атом хлора и атом кислорода связаны ковалентно. Ковалентно связанные соединения или
ионы, которые содержат ковалентную связь, такие как ион гипохлорита, слегка
отличается тем, что атомы компонентов не приобретают и не теряют электроны. Вместо этого связывающие электроны
разделены, но не распределены равномерно по ковалентной связи.
Присваиваем положительное окисление
состояние атома в ковалентной связи с более низким числом электроотрицательности. И присваиваем отрицательное окисление
состояние атома в ковалентной связи, которое имеет более высокую электроотрицательность
количество. Итак, давайте рассмотрим наш ион,
ион гипохлорита, который имеет ковалентную связь, соединяющую два его атома.
Значение электроотрицательности Полинга
хлора 3,16, кислорода 3,44. Кислород имеет более высокую
значение электроотрицательности. Поэтому ему назначается
отрицательная степень окисления. Итак, мы можем написать отрицательный знак
над атомом кислорода.
Так как связывающие электроны
распределены неравномерно, а так как кислород более электроотрицательный, то можно рассматривать
атом кислорода, как если бы он был ионным. Таким образом, мы видим, что число
связанный с отрицательным знаком, должно быть два.
No related posts.
Навигация по записям
Предыдущая статьяLog 4 log 5 25: Mathway | Популярные задачи
Следующая статьяКак делать обратную замену в уравнении: Метод замены переменной
Добавить комментарий Отменить ответ
Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *
Комментарий *
Имя *
Email *
Сайт

Найти:
Рубрики
Геометрия
Математика
Физика
Химия
Школьная жизнь
Разное
© 2015 - 2019 Муниципальное казённое общеобразовательное учреждение «Таловская средняя школа»
Карта сайта}}}