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

Перхлорат калия — Википедия. Что такое Перхлорат калия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перхлорат калия
Общие
Систематическое
наименование
Перхлорат калия
Сокращения ПХК
Традиционные названия Хлорная соль, хлорный калий
Хим. формула KClO4
Физические свойства
Состояние твёрдое
Молярная масса 138,55 г/моль
Плотность 2,52 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 610 °C
Т. кип. с разложением °C
?
Фазовые переходы 299,5 °C
Энтальпия образования -433 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS 7778-74-7
PubChem 516900
Рег. номер EINECS 231-912-9
SMILES
InChI
RTECS SC9700000
Номер ООН 1489
ChemSpider 22913 и 21241917
Безопасность
NFPA 704
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Перхлора́т ка́лия, хлорноки́слый ка́лий — химическое соединение, калиевая соль хлорной кислоты с формулой KClO4, очень сильный окислитель. Часто используется аббревиатура ПХК.

Общие сведения

Бесцветное кристаллическое вещество, кристаллы имеют ромбическую (β-) форму. При 299,5 °C происходит переход в кубическую (α-) форму. Температура плавления 610 °C. Молекулярная масса 138,55 а. е. м.Плохо растворим в воде — 2,03 г на 100 г воды при 25 градусах Цельсия. Негигроскопичен, в отличие от почти всех перхлоратов.

Химические свойства

Перхлорат калия как окислитель может взаимодействовать с широким кругом горючих веществ, например, с глюкозой:

3KClO4+C6h22O6→6h3O+6CO2+3KCl{\displaystyle {\mathsf {3KClO_{4}+C_{6}H_{12}O_{6}\rightarrow 6H_{2}O+6CO_{2}+3KCl}}}

Применение

Основные способы применения перхлората калия связаны с его окисляющими свойствами:

В современных твёрдых ракетных топливах и взрывчатых веществах практически не используется, взамен него применяют перхлорат аммония. В медицине перхлорат калия используется как средство от токсического зоба и как радиопротектор, выпускается в виде таблеток по 0,25 грамма.

Калориметрия

Перхлорат калия используется как химический стандарт для калибровки калориметров по температуре и теплоемкости.

Ссылки

  • MSDS  (англ.)
  • Источник: Иванов В.М., Семененко К.А., Прохорова Г.В., Симонов Е.Ф. Аналитическая химия натрия. -М.: Наука, 1986. C. 19.

wiki.sc

Кислоты, содержащие хлор | Дистанционные уроки

11-Янв-2015 | Нет комментариев | Лолита Окольнова

 

Кислоты-окислители  и их соли.

 


В ЕГЭ по этой теме не очень много спрашивают. Названия кислот и солей надо знать. И некоторые реакции. Я постарался написать в этой статье как можно больше каноничных ЕГЭ-шных реакций. Но на экзамене может попасться и то, чего здесь нет. Поэтому важно для ЕГЭ развить «химическую интуицию», чтобы предсказывать продукты реакций. Если посмотреть на ОВР очень внимательно, то можно вывести основные закономерности. То есть не все сводится к зубрежке, главное понять принцип. А чтобы у себя в голове вывести принцип, нужно прорешать много реакций. Ну и читать наши статьи.

 

Автор Статьи — Саид Лутфуллин

 

Вы, наверное, уже знаете, что у хлора очень много кислот. Все кислородсодержащие кислоты хлора и их соли – сильные окислители, и все они нестабильны.

 

Сила кислот возрастает со степенью окисления:

 

Степень окисления хлора

Формула кислоты

Название кислоты

Сила кислоты

Название соли

+1

HClO

Хлоноватистая

Слабая

Гипохлорит

+3

HClO2

Хлористая

Средней силы

Хлорит

+5

HClO3

Хлорноватая

Сильная

Хлорат

+7

HClO4

Хлорная

Очень сильная

Перхлорат

 

Хлорноватистая кислота образуется при пропускании хлора через воду.

 

При этом происходит диспропорционирование: хлор и окисляется (до +1) и восстанавливается (до +1), образуются хлороводородная (соляная) и хлорноватистая кислоты:

 

Cl2 + H2O → HCl + HClO

Если хлор пропускать не через воду, а через водный раствор щелочи, то образуются соли этих кислот: хлорид и гипохлорит:

Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O

А если хлор пропускать через ГОРЯЧИЙ раствор щелочи, то вместо гипохлорита, будет образовываться хлорат:

3Cl2 + 6KOH (t˚)→ 5KCl + KClO3 + 3H2O

 

Если полученный раствор остудить, то выпадут в осадок белые кристаллы хлората калия KClO3.

 

Запомните тривиальное название этой соли: бертолетова соль, а так же этот исторический способ ее получения. Именно этим способом был впервые получен хлорат калия французским ученым Клодом Луи Бертолле (отсюда и название соли).

 

Бертолетова соль – очень сильный окислитель.

 

При нагревании бертолетова соль разлагается, опять таки с диспропорционированием хлора. Он восстанавливается (до -1) и окисляется (до +7, дальше ему некуда):

 

4KClO3 (t˚)→ KCl + 3KClO4

Полученный перхлорат калия тоже не очень стабильный, и тоже разлагается:

KClO4 (t˚)→ KCl + 2O2

 

Хлорноватистая кислота окисляет галогеноводороды (иодоводороды и бромоводороды) до свободных галогенов:

 

2HI + HClO → I2↓ + HCl + H2O

2HBr + HClO → Br2 + HCl + H2O

Кислоты-окислители хлора окисляют серу в сернистом газе до высшей степени окисления +6 (образуется серная кислота), при этом, в зависимости от условий, хлор восстанавливается до простого вещества (0) или до хлороводорода (-1):

HClO3 + 3SO2 + 3H2O → 3H2SO4 + HCl

 

И имейте в виду, что некоторые из этих свойств так же могут подойти и для аналогичных кислот брома.

 

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Кислоты, содержащие хлор»

(Правила комментирования)

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

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 [10Ne ]3s2Зр5, характерные степени окисления 0, -1, + 1, +5 и +7. Наиболее устойчиво состояние Cl-1 . Шкала степеней окисления хлора:

+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 ⇌HClIO+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→2FеСl(200 °С)

Сl2 +Se=SeCl4

Сl2 + РЬ→PbCl(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) Сl2(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 СlI), слабый окислитель в разбавленном растворе (за счет НI). 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.) + 2КМnO4(т) = 2МnСl2 + 5Сl2↑+ 8Н2O + 2КСl

14НСl (конц.) + К2Сr2O7(т) = 2СrСl3 + ЗСl2↑ + 7Н2O + 2КСl

6НСl (конц.) + КСlO3(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) + Н2SO4 (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) + 2Н2SO4 (конц.) + МnO2(т) = Сl2↑ + МnSO4 + 2Н2O + Na2SO4(100 °С)

10NаСl(т) + 8Н2SO4(конц.) + 2КМnO4(т)= 5Сl2↑ + 2МnSO4 + 8Н2О + 5Nа2SO4 + К2SO4(100°С)

6NaСl(Т) + 7Н2SO4 (конц.) + К2Сr2O7(т) = 3Сl2 + Сr2(SO4)3 + 7Н2O+ ЗNа2SO4 + К2SO4(100 °С)

2NаСl(т) + 4Н2SO4(конц.) + РЬO2(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 СаСl22О 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:

СаСl2(Т) + 2Н2SO4(конц.) = Са(НSO4)2 + 2НСl↑ (50 °С)

СаСl2(Т) + Н2SO4 (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

СаСl2(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:

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

АlСl3(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 + ЗСО2-3 = 2Аl(ОН)3↓ + ЗСO2↑        (80°С)

2Аl3+ =6Н2O+ 3S2- = 2Аl(ОН)3↓+ 3Н2S↑

Аl3+ + 2НРО42- — 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)

FеСl2 (конц.) + Н2O=FеСl(ОН)↓ + НСl↑ (кипячение)

FеСl2(т) + Н2SO4(конц.) = FеSO4 + 2НСl↑ (кипячение)

FеСl2(т) + 4HNO3(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 + O2(воздух) → 2Fе(Сl)O + 2FеСl3(t)

2FеСl2(р) + Сl2(изб.) = 2FеСl3(р)

5Fе2+ + 8Н+ + МnО4 = 5Fе3+ + Мn2+ + 4Н2O

6Fе2+ + 14Н+ + Сr2O72- = 6Fе3+ + 2Сr3+ +7Н2O

2+ + S2-(разб.) = FеS↓

2Fе2+ + Н2O + 2СО32-(разб.) = Fе2СO3(OН)2↓+ СO2

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

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

Fе + 2НСl = FеСl2+ Н2

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.2O 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 + 2Н2(37 °С)

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

FеСl3(10%) + 4Н2O = Сl + [Fе(Н2O)4Сl2]+(желт.)

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

FеСl3 (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 + 3O2(воздух) =2Fе2O3 + 3Сl2(350—500 °С)

2FеСl3(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)NH3(г)+HCl(г)  (выше337,8 °С)

4Сl + 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.) + NO2 (насыщ.) =N2↑ + 2Н2O        (100°С)

4Сl + 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 + 2Н2O2(разб.) = СаСl2 + 2Н2O + 2O2

Получение:

2Са(ОН)2 (суспензия) + 2Сl2(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)

КСlO3(Т) + 6НСl (конц.) = КСl + 3Сl2↑ + ЗН2O (50-80 °С)

3КСlO3(Т) + 2Н2SO4(конц., гор.) = 2СlO2 + КСlO4 + Н2O + 2КНSO4

(диоксид хлора на свету взрывается: 2СlO2(Г) = Сl2 + 2O2)

2КСlO3 + Е2(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) + 2Н2SO4(КОНЦ., гор,) + МnO2(т) =Вr2↑ + МnSO4 + 2Н2O + К2SO4

5Вr + 6Н+ + ВrО3 = 3Вr2 + 3Н2O

Вr + Аg+ =АgВr↓

2КВr(р) +Сl2(Г)=2КСl + Вг2(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+ + Сr2O72- =3I2 ↓ + 2Сr3+ + 7Н2O

2I + 2Н+ + Н2O2 (3%) = I2↓+ 2Н2O

2I + 4Н+ + 2NO2 = I2↓ + 2NO↑ + 2Н2O

5I + 6Н+ + IO3 = 3I2 + 3Н2O

I + Аg+ = АgI (желт.)

2КI(р) + Сl2(р) (нед.) =2КСl + I2

КI + 3Н2O + 3Сl2(р) (изб.) = КIO3 + 6НСl       (80°С)

КI(Р) + I2(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 +50оС. 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.
Основные хлорсодержащие неорганические кислоты

 

dic.academic.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *