Kclo4 название вещества – Как называется вещество с химической формулой KClO4?

Обсуждение: «Кислоты, содержащие хлор»

distant-lessons.ru

Бертолетова соль

Что такое хлорат калия?

Калиевую соль хлорноватой кислоты (одна из четырех кислородсодержащих кислот, образованных хлором: хлорноватистая — HClO, хлористая — HClO2, хлорноватая — HClO3 и хлорная — HClO4) принято называть хлорат калия, его формула — KClO3. Эта соль по внешнему виду представляет собой кристаллы (бесцветные), которые слабо растворяются в воде (при 20 ºС в 100 см3 воды растворяется всего 7,3 г соли), но с повышением температуры растворимость растет. Другое ее известное название — бертолетова соль. Молекулярная масса вещества составляет 122,55 атомных единиц массы, плотность — 2,32 г/см3. Соль плавится при 356 ºС, разлагается примерно при 400 ºС.

Открытие бертолетовой соли

Впервые (в 1786 году) хлорат калия получил французский химик Клод Бертолле. Он пропускал хлор через концентрированный горячий раствор гидроокиси калия. Уравнение реакции, по которому была получена соль, выглядит следующим образом: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3h3O. В результате этой реакции хлорат калия выпадает в виде белого осадка. Так как он слабо растворяется в холодной воде, то легко отделяется от остальных солей при охлаждении раствора. С момента своего открытия бертолетова соль являлся наиболее распространенным и полезным продуктом из всех хлоратов. В настоящее время KClO3 выпускается в промышленных масштабах.

Химические свойства

Бертолетова соль — сильный окислитель. При взаимодействии ее с концентрированной соляной кислотой (HCl) выделяется свободный хлор. Этот процесс описывается уравнением химической реакции: 6HCl + KClO3 → 3Cl↑ + KCl + 3 h3O. Как и все хлораты, это вещество сильно ядовито. В расплавленном виде KClO3 энергично поддерживает горение. В смеси с легко окисляющимися веществами (восстановителями), такими как сера, фосфор, сахар и другие органические вещества хлорат калия взрывается от удара или трения. Чувствительность к этим воздействиям усиливается в присутствии солей аммония и броматов. При осторожном (нагревание до 60 ºС) окислении калия хлората с кислотой щавелевой получают двуокись хлора, процесс протекает по уравнению реакции: 2KClO3 + h3C2O4 → K2CO3 + CO2 + h3O + 2ClO2. Окись хлора находит применение при отбеливании и стерилизации различных материалов (бумажной массы, муки и прочее), а также может быть использована для обесфеноливания сточных вод химических заводов.

Применение калия хлората

Из всех хлоратов бертолетова соль находит самое широкое применение. Она используется в производстве красителей, спичек (делают горючее вещество спичечной головки, сырьем является увлажненный хлорат калия по ТУ 6-18-24-84), фейерверков, дезинфицирующих средств, диоксида хлора. Из-за высокой опасности составов с хлоратом калия они практически не применяются в производстве взрывчатых веществ для промышленных и военных целей. Очень редко хлорат калия применяется в качестве инициирующего взрывчатого вещества. Иногда используется в пиротехнике, в результате получают цветнопламенные составы. Раньше соль применяли в медицине: слабые растворы этого вещества (KClO3) некоторое время применялись как антисептик для наружного полоскания горла. Соль в начале 20 века использовали для получения кислорода в лабораторных условиях, но из-за опасности экспериментов они были прекращены.

Получение калия хлората

Одним из следующих способов: хлорированием гидроокиси калия, в результате обменной реакции хлоратов с другими солями, электрохимическим окислением в водных растворах хлоридов металлов — может быть получена бертолетова соль. Получение ее в промышленных масштабах чаще осуществляют по реакции диспропорционирования гипохлоритов (солей хлорноватистой кислоты). Технологически процесс оформляют по-разному. Чаще в его основе лежит реакция между хлоратом кальция и хлоридом калия: Ca(ClO3)2 + 2KCl → 2KClO3 + CaCl2. Затем образовавшаяся бертолетова соль из маточного раствора выделяется методом кристаллизации. Также хлорат калия получают по модифицированному методу Бертолле при электролизе хлорида калия: образующийся при электролизе хлор взаимодействует с калия гидроксидом, образовавшийся гипохлорит калия KClO диспропорционирует затем на калия хлорат KClO3 и исходный калия хлорид KCl.

Разложение хлората калия

При температуре примерно 400 ºС происходит разложение бертолетовой соли. В результате выделяется кислород и перхлорат калия: 4KClO3 → KCl + 3KClO4. Следующая стадия разложения протекает при температуре от 550 до 620 ºС: KClO4 → 2O2↑ + KCl. На катализаторах (ими могут быть оксид меди CuO, оксид железа (III) Fe2O3 или оксид марганца (IV) MnO2) разложение протекает при более низкой температуре (от 150 до 300 ºС) и в одну стадию: 2KClO3 → 2KCl + 3O2.

Меры безопасности

Бертолетова соль является неустойчивым взрывоопасным химическим веществом, которое может взорваться при перемешивании, хранении (например, рядом с восстановителями на одной полке в лаборатории или в одном складском помещении), измельчении или других операциях. В результате взрыва может наступить увечье или даже последовать летальный исход. Поэтому при получении, использовании, хранении или транспортировке хлората калия должны соблюдаться требования ФЗ 116. Объекты, на которых организованы эти процессы, относятся к опасным производственным объектам.

fb.ru

Ответы@Mail.Ru: HClO4 — название скажите !!!

Набери в яндексе — он выдаст название.

хлорная кислота

Хлорная кислота

touch.otvet.mail.ru

Хлор и его соединения » HimEge.ru

         Хлор — элемент 3-го периода и VII А-группы Периодической системы, порядковый номер 17. Электронная формула атома [

+7 – Cl₂O₇ , ClO₄^— ,HClO₄ , KClO₄

+5  —  ClO₃^— , HClO₃ ,KClO₃

+ 1 – Cl₂O , ClO^— , HClO , NaClO , Ca(ClO)₂

0 –  Cl₂

— 1 – Cl^— , HCl, KCl , PCl₅

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хлор С1₂ . Простое вещество. Желто-зеленый газ с резким удушливым запахом. Молекула Сl₂ неполярна, содержит σ-связь С1-С1. Термически устойчив, негорюч на воздухе; смесь с водородом взрывается на свету (водород сгорает в хлоре):

Cl₂+H₂ ⇌HCl

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Cl₂⁰+H₂O ⇌HCl^IO+HCl^-I

Cl₂+2NaOH_(хол) = NaClO+NaCl+H₂O

3Cl₂+6NaOH_(гор)=NaClO₃+5NaCl+H₂O

Раствор хлора в воде называют хлорной водой, на свету кислота НСlO разлагается на НСl и атомарный кислород О⁰, поэтому «хлорную воду» надо хранить в темной склянке. Наличием в «хлорной воде» кислоты НСlO и образованием атомарного кислорода объясняются ее сильные окислительные свойства: например, во влажном хлоре обесцвечиваются многие красители.

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Сl₂ + 2Nа = 2NаСl₂

ЗСl₂ + 2Fе→2FеСl₃  (200 °С)

Сl₂ +Se=SeCl₄

Сl₂ + РЬ→PbCl₂  (300 °С)

5Cl₂+2P→2PCl₅  (90 °С)

2Cl₂+Si→SiCl₄ (340 °С)

Реакции с соединениями других галогенов:

а) Сl₂ + 2КВг_(Р) = 2КСl + Вr₂↑ (кипячение)

б) Сl_2(нед.) + 2КI_(р) = 2КСl + I₂↓

ЗСl _(изб.) + 3Н₂O+ КI = 6НСl + КIO₃(80 °С)

   Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL₂ с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

  Получение хлора в промышленности:

2NаСl _{(расплав)}→ 2Nа + Сl₂ (электролиз)

2NaCl+ 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз)

и в лаборатории:

4НСl _(конц.) + МnO₂ = Сl₂↑ + МnСl₂ + 2Н₂O

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Хлороводород НСl. Бескислородная кислота. Бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха. Молекула содержит ковалентную σ -связь Н — Сl. Термически устойчив. Очень хорошо растворим в воде; разбавленные растворы называются хлороводородной кислотой, а дымящий концентрированный раствор (35-38 %)- соляной кислотой (название дано еще алхимиками). Сильная кислота в растворе, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака. Сильный восстановитель в концентрированном растворе (за счет Сl^—I), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет Н^I). Составная часть «царской водки».

Качественная реакция на ион Сl^— — образование белых осадков АgСl и Нg₂Сl₂, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд.              Уравнения важнейших реакций:

НСl _(разб.) + NаОН _(разб.) = NaСl + Н₂O

НСl _(разб.) + NН₃ Н₂O = NH₄Сl + Н₂O

4НСl _{(конц., гор.)} + МO₂ = МСl₂ + Сl₂↑ + 2Н₂O (М = Мп, РЬ)

16НСl _{(конц., гор.)} + 2КМnO_4(т) = 2МnСl₂ + 5Сl₂↑+ 8Н₂O + 2КСl

14НСl _(конц.) + К₂Сr₂O_7(т) = 2СrСl₃ + ЗСl₂↑ + 7Н₂O + 2КСl

6НСl _(конц.) + КСlO_3(Т) = КСl + ЗСl₂↑ + 3Н₂O (50-80 °С)

4НСl _(конц.) + Са(СlO)_2(т) = СаСl₂ + 2Сl₂↑ + 2Н₂O

2НСl _(разб.) + М = МСl₂ + H₂↑ (М = Ре, 2п)

2НСl _(разб.) + МСO₃ = МСl₂ + СO₂↑+ Н₂O (М = Са, Ва)

НСl _(разб.) + АgNO₃ = НNO₃ + АgСl↓

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

NаСl_(т) + Н₂SO4 _(конц.) = NаНSO₄ + НСl↑ (50 °С)

2NaСl_(т) + Н₂SO_{4 (конц.)} = Nа₂SO₄ + 2НСl↑(120 °С)

Хлориды

      Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

2NаСl_(т) + 2Н₂SO_{4 (конц.)} + МnO_2(т) = Сl₂↑ + МnSO₄ + 2Н₂O + Na₂SO₄(100 °С)

10NаСl_(т) + 8Н₂SO_4(конц.) + 2КМnO_4(т)= 5Сl₂↑ + 2МnSO₄ + 8Н₂О + 5Nа₂SO₄ + К₂SO₄(100°С)

6NaСl_(Т) + 7Н₂SO_{4 (конц.)} + К₂Сr₂O_7(т) = 3Сl₂ + Сr₂(SO₄)₃ + 7Н₂O+ ЗNа₂SO₄ + К₂SO₄(100 °С)

2NаСl_(т) + 4Н₂SO_4(конц.) + РЬO_2(т) = Сl₂↑ + Рb(НSO₄)₂ + 2Н₂O + 2NaНSO₄(50 °С)

NaСl_(разб.) + АgNO₃ = NaNО₃ + АgСl↓

NaCl_(ж)→2Na+Cl₂↑  (850°С, электролиз )

2NаСl + 2Н₂O→Н₂↑ + Сl₂↑ + 2NаОН (электролиз )

2NаСl_(р,20%)→ Сl₂↑+ 2Nа(Нg)  “амальгама”(электролиз ,на Hg-катоде)

         Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и   кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl₂. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

       Хлорид кальция СаСl₂. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl₂ 6Н₂О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

СаСl_2(Т) + 2Н₂SO_4(конц.) = Са(НSO₄)₂ + 2НСl↑ (50 °С)

СаСl_2(Т) + Н₂SO_{4 (конц.)} = СаSO₄↓+ 2НСl↑ (100 °С)

СаСl₂ + 2NaОН _(конц.) = Са(ОН)₂↓+ 2NaCl↑

ЗСаСl₂ + 2Nа₃РO₄ = Са₃(РO₄)₂↓ + 6NaCl

СаСl₂ + К₂СO₃ = СаСО₃↓ + 2КСl

СаСl₂ + 2NaF = СаF₂↓+ 2NаСl

СаСl_2(ж) → Са + Сl₂ ↑(электролиз ,800°С)

Получение:

СаСО₃ + 2НСl = СаСl₂ + СO₃↑ + Н₂O

       Хлорид алюминия АlСl₃. Бескислородная соль. Белый, легкоплавкий,сильнолетучий. В паре состоит из ковалентных мономеров АlСl₃ (треугольное строение,sр²гибридизация, преобладают при 440-800 °С) и димеров Аl₂Сl₆ (точнее, Сl₂АlСl₂АlСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр³-гибридизация, преобладают при 183-440 °С). Гигроскопичен, па воздухе «дымит». Образует кристаллогидрат, разлагающийся при нагревании. Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, создает в растворе сильнокислотную среду вследствие гидролиза. Реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Восстанавливается при электролизе расплава. Вступает в реакции ионного обмена.

    Качественная реакция на ион Аl³⁺ — образование осадка АlРO₄, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

АlСl₃^. 6Н₂O →АlСl(ОН)₂    (100-200°С, —HCl,H₂O)→Аl₂O₃(250-450°С, -HCl,h3O)

АlСl_3(т) + 2Н₂O_(влага) = АlСl(ОН)_2(т) + 2НСl (белый «дым»)

АlCl₃ + ЗNаОН _(разб.) = Аl(OН)_{3 (аморф. )}↓ + ЗNаСl

АlСl₃ + 4NаОН _(конц.) = Nа[Аl(ОН)₄] + ЗNаСl

АlСl₃ + 3(NН₃^.Н₂O)_(конц.) = Аl(ОН)_{3(аморф.)} + ЗNН₄Сl

АlCl₃ + 3(NН₃ • Н₂O)_(конц.) =Аl(ОН)↓ + ЗNН₄Сl + Н₂O     (100°С)

2Аl³⁺ + 3Н₂O + ЗСО^2-₃ = 2Аl(ОН)₃↓ + ЗСO₂↑        (80°С)

2Аl³⁺ =6Н₂O+ 3S^2- = 2Аl(ОН)₃↓+ 3Н₂S↑

Аl³⁺ + 2НРО₄^2- — АlРO₄↓ + Н₂РO₄^—

2АlСl₃→2Аl + 3Сl₂↑(электролиз,800 °С ,в расплаве NаСl)

       Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Аl₂O₃ + 3С_(кокс) + 3Сl₂ = 2АlСl₃ + 3СО (900 °С)

    Хлорид железа(II) FеСl₂. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl₂ (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе₂Сl₄. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе₂О₃, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₂ • 4Н₂O = FеСl₂ + 4Н₂O          (220 °С, в атм. N₂)

FеСl_{2 (конц.)} + Н₂O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl_2(т) + Н₂SO_4(конц.) = FеSO₄ + 2НСl↑ (кипячение)

FеСl_2(т) + 4HNO_3(конц.) = Fе(NO₃)₃ + NO₂↑ + 2НСl + Н₂O

FеСl₂ + 2NаОН _(разб.) = Fе(ОН)₂↓+ 2NaСl (в атм. N₂)

FеСl₂ + 2(NН₃^. Н₂O) _(конц.) = Fе(ОН)₂↓ + 2NН₄Cl (80 °С)

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

4FеСl₂ + O_{2(воздух)} → 2Fе(Сl)O + 2FеСl₃(t)

2FеСl_2(р) + Сl_2(изб.) = 2FеСl_3(р)

5Fе²⁺ + 8Н⁺ + МnО^—₄ = 5Fе³⁺ + Мn²⁺ + 4Н₂O

6Fе²⁺ + 14Н⁺ + Сr₂O₇^2- = 6Fе³⁺ + 2Сr³⁺ +7Н₂O

Fе²⁺ + S^2-_(разб.) = FеS↓

2Fе²⁺ + Н₂O + 2СО₃^2-_(разб.) = Fе₂СO₃(OН)₂↓+ СO₂↑

FеСl₂ →Fе↓ + Сl₂↑ (90°С, в разб.    НСl, электролиз)

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl₂+ Н₂↑

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

       Хлорид железа(III) FеСl₃. Бескислородная соль. Черно-коричневый (темно-красный в проходящем свете, зеленый в отраженном), гидрат темно-желтый. При плавлении переходит в красную жидкость. Весьма летуч, при сильном нагревании разлагается. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные. Пар состоит из мономеров FеСl₃ (треугольное строение, sр²-гибридизация, преобладают выше 750 °С) и димеров Fе₂Сl₆ (точнее, Сl₂FеСl₂FеСl₂, строение — два тетраэдра с общим ребром, sр³-гибридизация, преобладают при 316-750 °С). Кристаллогидрат FеСl^. 6Н₂O имеет строение [Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl • 2Н₂O. Хорошо растворим в воде, раствор окрашен в желтый цвет; сильно гидролизован по катиону. Разлагается в горячей воде, реагирует со щелочами. Слабый окислитель и восстановитель.

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₃ • 6Н₂O=[Fе(Н₂O)₄Сl₂]Сl + 2Н₂O  (37 °С)

2(FеСl₈ • 6Н₂O)=Fе₂O₃ + 6НСl + 9Н₂O (выше 250 °С)

FеСl_3(10%) + 4Н₂O = Сl^— + [Fе(Н₂O)₄Сl₂]⁺_(желт.)

2FеСl3 _(конц.) + 4Н₂O =[Fе(Н₂O)₄Сl₂]⁺ _(желт.) + [FеСl₄] ^—_(бц.)

FеСl_{3 (разб., конц.)} + 2Н₂O →FеСl(ОН)₂↓ + 2НСl (100 °С)

FеСl₃ + 3NaОН _(разб.) = FеО(ОН)↓ + Н₂O + 3NаСl (50 °С)

FеСl₃ + 3(NН₃ • Н₂O) _{(конц,, гор.)} =FeO(OH)↓+H₂O+3NH₄Cl

4FеСl₃ + 3O_{2(воздух)} =2Fе₂O₃ + 3Сl₂(350—500 °С)

2FеСl_3(р) + Сu→ 2FеСl₂ + СuСl₂

          Хлорид аммония NН₄Сl. Бескислородная соль, техническое название нашатырь. Белый, летучий, термически неустойчивый. Хорошо растворим в воде (с заметным эндо-эффектом, Q = -16 кДж), гидролизуется по катиону. Разлагается щелочами при кипячении раствора, переводит в раствор магний и гидроксид магния. Вступает в реакцию кон мутации с нитратами.

       Качественная реакция на ион NН₄⁺— выделение NН₃ при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

NH₄Cl_(т)⇌NH_3(г)+HCl_(г)  (выше337,8 °С)

NН₄Сl + NаОН _{(насыщ.)} = NаСl + NН₃↑+ Н₂O (100 °С)

2NН₄Сl_(Т) + Са(ОН)_2(т) = 2NН₃ + СаСl₂ + 2Н₂O     (200°С)

2NН₄Сl _(конц.) +Mg= Н₂ ↑ + МgСl₂ + 2NН₃↑            (80°С)

2NН₄Сl _{(конц., гор.)} + Мg(ОН)₂ = MgСl₂ + 2NН₃↑ + 2Н₂O

NH⁺_{(насыщ.)} + NO^—_{2 (насыщ.)} =N₂↑ + 2Н₂O        (100°С)

NН₄Сl + КNO₃ = N₂O + 2Н₂O + КСl (230-300 °С)

Получение: взаимодействие NH₃ с НСl в газовой фазе или NН₃ Н₂О с НСl в растворе.

     Гипохлорит кальция Са(СlО)₂. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl₂ и Са(ОН)₂. Уравнения важнейших реакций:

Са(СlO)₂ = СаСl₂ + O₂(180 °С)

Са(СlO)_2(т) + 4НСl _(конц.) = СаСl + 2Сl₂↑ + 2Н₂O (80 °С)

Са(СlO)₂ + Н₂O + СO₂ = СаСО₃↓ + 2НСlO  (на холоду)

Са(СlO)₂ + 2Н₂O_2(разб.) = СаСl₂ + 2Н₂O + 2O₂↑

Получение:

2Са(ОН)_{2 (суспензия)} + 2Сl_2(г) = Са(СlO)₂ + СаСl₂ + 2Н₂O

      Хлорат калия КСlO₃. Соль хлорноватой кислоты НСlO₃, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

4КСlO₃ = ЗКСlO₄ + КСl (400 °С)

2КСlO₃ = 2КСl + 3O₂(150-300 °С, кат. МпO₂)

КСlO_3(Т) + 6НСl _(конц.) = КСl + 3Сl₂↑ + ЗН₂O (50-80 °С)

3КСlO_3(Т) + 2Н₂SO_{4(конц., гор.)} = 2СlO₂ + КСlO₄ + Н₂O + 2КНSO₄

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO_2(Г) = Сl₂ + 2O₂)

2КСlO₃ + Е_2(изб.) = 2КЕO₃ + Сl₂↑ (в разб. НNO₃, Е = Вr, I)

KClO₃ +H₂O→H₂ +KClO₄ (Электролиз)

     Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

КСl + 3Н₂O →Н₂↑+ КСlO₃(40—60 °С,Электролиз)

     Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

КI).

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

2КВr_(т) + 2Н₂SO_{4(КОНЦ., гор,)} + МnO_2(т) =Вr₂↑ + МnSO₄ + 2Н₂O + К₂SO₄

5Вr^— + 6Н⁺ + ВrО₃^— = 3Вr² + 3Н₂O

Вr^— + Аg⁺ =АgВr↓

2КВr_(р) +Сl_2(Г)=2КСl + Вг_2(р)

КВr + 3Н₂O→3Н₂↑ + КВrО₃(60-80           °С, электролиз)

Получение:

К₂СO₃ + 2НВr = 2КВr + СO₂↑+ Н₂O

      Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I₂ за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I^— + 16Н⁺ + 2МnO₄^— = 5I₂↓ + 2Мn²⁺ + 8Н₂O

6I^— + 14Н⁺ + Сr₂O₇^2- =3I₂ ↓ + 2Сr³⁺ + 7Н₂O

2I^— + 2Н⁺ + Н₂O_{2 (3%)} = I₂↓+ 2Н₂O

2I^— + 4Н⁺ + 2NO₂^— = I₂↓ + 2NO↑ + 2Н₂O

5I^— + 6Н⁺ + IO₃^— = 3I₂ + 3Н₂O

I^— + Аg⁺ = АgI (желт.)↓

2КI_(р) + Сl_{2(р) (нед.)} =2КСl + I₂↓

КI + 3Н₂O + 3Сl_{2(р) (изб.)} = КIO₃ + 6НСl       (80°С)

КI_(Р) + I_2(т)=K[I(I)₂])_{(Р) (кор.)}     («йодная вода»)

КI + 3Н₂O→ 3Н₂↑ + КIO₃   (электролиз,50—60  °С)

Получение:

К₂СO₃ + 2НI = 2 КI + СO₂ ↑+ Н₂O

himege.ru

Хлорная кислота — это… Что такое Хлорная кислота?

Хлорная кислота HClO₄ — одноосновная кислота, одна из самых сильных (в водном растворе, pK = ~ -10), безводная — исключительно сильный окислитель, так как содержит хлор в высшей степени окисления. Взрывоопасна. Хлорную кислоту и ее соли (перхлораты) применяют как окислители.

Свойства

Бесцветная летучая жидкость, сильно дымящая на воздухе, в парах мономерна. Безводная хлорная кислота очень реакционноспособна и неустойчива. Жидкая HClO₄ частично димеризована, для нее характерна равновесная автодегидратация:

HClO₄ хорошо растворима во фтор- и хлорорганических растворителях, таких, как CF₃COOH, CHCl₃, CH₂Cl₂ и др. Смешивание с растворителями, проявляющими восстановительные свойства, может привести к воспламенению и взрыву.

С водой хлорная кислота смешивается в любых соотношениях и образует ряд гидратов HClO₄×nH₂O (где n = 0,25…4). Моногидрат HClO₄•H₂O имеет температуру плавления +50^оС. Концентрированные растворы хлорной кислоты, в отличие от безводной кислоты, обладают маслянистой консистенцией. Водные растворы хлорной кислоты устойчивы, имеют низкую окислительную способность. Хлорная кислота с водой образует азеотропную смесь, кипящую при 203 °C и содержащую 72 % HClO₄. Растворы хлорной кислоты в хлорсодержащих углеводородах являются сверхкислотами (суперкислотами). Хлорная кислота является одной из сильнейших неорганических кислот, в ее среде даже кислотные соединения ведут себя как основания, присоединяя протон и образуя катионы ацилперхлоратов: P(OH)₄⁺ClO₄⁻, NO₂⁺ClO₄⁻.

При слабом нагревании при пониженном давлении смеси хлорной кислоты с фосфорным ангидридом, отгоняется бесцветная маслянистая жидкость — хлорный ангидрид:

Соли хлорной кислоты называются перхлоратами.

Получение

• Водные растворы хлорной кислоты получают электрохимическим окислением соляной кислоты или хлора, растворённых в концентрированной хлорной кислоте, а также обменным разложением перхлоратов натрия или калия сильными неорганическими кислотами.
• Безводная хлорная кислота образуется при взаимодействии перхлоратов натрия или калия с концентрированной серной кислотой, а также водных растворов хлорной кислоты с олеумом:

Применение

• Концентрированные водные растворы хлорной кислоты широко используются в аналитической химии, а также для получения перхлоратов.
• Хлорная кислота применяется при разложении сложных руд, при анализе минералов, а также в качестве катализатора.
• Соли хлорной кислоты: перхлорат калия KClO₄ малорастворим в воде, применяется в производстве взрывчатых веществ, перхлорат магния Mg(ClO₄)₂ (ангидрон) — осушитель.

Безводную хлорную кислоту нельзя длительно хранить и перевозить, так как при хранении в обычных условиях она медленно разлагается, окрашивается оксидами хлора, образующимися при её разложении, и может самопроизвольно взрываться.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М., 2001.
• Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Иностранная литература, 1963.

dic.academic.ru