Оксиди и кислородсъдържащи хлорни киселини. Съединения хлорни кислородни съединения

Лекция 3. Халоген на кислородните съединения

Халогенни оксиди.

Използването на халогени и техните връзки.

1. Галогенни оксиди

Халогените образуват няколко съединения с кислород. Но тези съединения са нестабилни, ΔG o\u003e 0, те лесно експлодират при нагряване и в присъствието на органични съединения. Те се получават само косвено.

Що се отнася до устойчиви, следните кислородни съединения на халоген:

Cl 2O3, BR203, BRO 2, BR2O5, I 2 O4, I 2 O6 са известни също.

Получаване.

От 2 (флуорен оксид, или по-правилно - кислороден флуорид) е най-силно окислено средство. Получава се чрез действие 2 върху охладен разреден алкален разтвор:

Оксидите на хлор и йод могат да бъдат получени чрез реакции:

Химични свойства:

Терпно нестабилна:

Всички съединения с кислородни халогени (с изключение на 2) са кисели оксиди.

Cl 2O, Cl 2O7, I 2O 5, когато киселина взаимодейства с вода:

CLO 2, Cl 2O6 (c.o. \u003d + 4, +6 - нестабилна), когато взаимодейства с вода, непропорционално:

Халогенни оксиди - окислители:

От 2 съдържа +2 - много силен окислител:

Оксиди от междинна степен на халогенно окисление, непропорционално:

Кислород-съдържащи киселини халоген

Всички кислородни киселини от халоген са добре разтворими във вода. HCLO 4, Hio 3 IH5 IO6 са известни в свободна форма, останалата част от нестабилните, съществуват само в разреден водни решения. Най-стабилните съединения в S.O. -1 и +5.

Сравнение на силата на киселините

Структура на кислородната киселина на хлор:

Сменящите се свойства в ред хлорни кислородни киселини могат да бъдат показани със схемата:

Този модел е характерен не само за хлор, но и за бром и йод.

Като увеличаване на степента на окисление на халоген, зарядът на йона се увеличава, той повишава привличането на него до О2 и затруднява дисоциацията от вида на основата. В същото време, отблъскването на положителния йон + и Е п + увеличава, той улеснява дисоциацията от вида на киселината.

Фиг. 1. фрагмент от фрагмента на молекулата e (oh) n

HOCL-амфотерно съединение: може да бъде дисоцииран по вид киселина и от вида на основата:

В ред Clo - -Clo2 - -Clo 3 - -Clo 4 - устойчивостта на киселини и аниони се увеличава. Това се дължи на увеличаването на броя на електроните, участващи в формирането на отношения:

Многообразие на комуникация \u003d 1 многообразие на комуникация \u003d 1.5

d (cl - 0) \u003d 0.170 nm d (cl - 0) \u003d 0.145 nm

С увеличаване на количеството кислородни атоми в киселини, часовникът на часовника се увеличава, така окислителният капацитет на поплавъка.

Така, в реда на HCLO → HCLO 2 → HCLO 3 → HCLO 4

киселините се увеличават;

устойчивостта на киселини се увеличава;

окислителната способност намалява.

Силата на киселините, съдържащи кислород в ред HOCL-HOBR-HOBIM-HOBIM, поради увеличаването на ковалентния радиус и мек от комуникация - HAL:

К д 5 ∙ 10 -8 2 ∙ 10 -9 2 ∙ 10 -10

Окислителните свойства намаляват

В ред HCO-HBRO-Hovelles съпротивлението на киселини. Например, когато се нагрява или действието на светлината, те се разлагат:

, ΔG O (CJ) HCLO, HBRO, HIO

Получаване.

Флуоринологичната киселина се получава при използване на реакции:

. (с n.) !!!

Хлоринова киселина се получава чрез хидролиза на хлор (Nsludal чрез действието на CAO 3):

Равновесието се установява, когато 30% хлор ще реагира.

Разграждане на хипохлорити и хипохлорити:

2. HCLO 2 се получава от соли:

3. Hhalo 3 получава:

От соли:

Халоген окисление със силни окислители:

4. HCLO 4, H 5 IO6 от соли:

Химични свойства

Разлагате се при нагряване и в светлината:

Силни окислители (всички киселини - по-силни окислители от техните соли):

Хлорната киселина - слаб окислител само в концентрирани разтвори:

Соли оксокислоот по-устойчиви от киселини. Тяхната стабилност нараства с увеличаване на степента на окисление.

Химични свойства на солите:

1. Хлатките и перхлоратите се разпадат само при нагряване:

2. Те, както и киселини, са окислителни средства (но по-слаби от техните киселини):

Получаване на соли:

Мехалопродод на предаването на халидегите през студен алкален разтвор, сода, поташ:

Mehalo 3 се получава чрез преминаване халоген чрез горещи (60-70 ° C) алкални разтвори:

MECLO 4 и IM 5 IO 6 окисление на хлорат и хедетас в електролиза или слабо отопление:

7. Приложение

Флуор

Пластмасовата киселина се използва за ецване на стъклото, отстраняване на остатъци от пясък с леене на метал, в химически синтез.

UF 6 се използва в ядрената индустрия.

CF2C12 се използва като хладилни агенти.

В металургията USECAF 2.

Филуро-произвежданият етилен тетрафлуороетилен в резултат на полимеризация дава ценен полимер - тефлон, устойчив на химически реагенти и незаменим при производството на вещества от особена чистота, за производството на инструменти.

Материали за флуоровец - в медицината, заместители на кръвоносните съдове и сърдечни клапани. Продуктите от флуоропластите са широко използвани в авиацията, електрическите, ядрените и други индустрии.

Хлор

Хлорът е необходим за синтез в органичен и полимерен синтез. Методът на хлорната металургия получава силиций и огнеупорни цветни метали (титан, ниобий, тантал и др.).

Използва се като окислител и за стерилизиране на питейната вода.

Салоновата киселина и халогените се използват в металургични, текстилни и хранителни индустрии.

НС1 се прилага като бактерицидно и избелващо средство. Атомният кислород, освободен, когато се разтвори, атомният кислород разкопава цветове и убива микроби:

Zhawl вода.- Това е смес от хлорид и хипохлорит на калий, той се получава чрез действие на алкалните върху "хлорната вода", той притежава избелващи свойства:

Белст или хлорен вар - бял прах с остър мирис, се използва като избелване и дезинфектант:

Бром

Използвани в органичен синтез.

В използваните фотографски файлове.

Броминови съединения се използват за производство на лекарства.

I 2 е необходима за металургията, използва се като антисептик и дезинфектант. Йодът замества водородните атоми в микроорганизмите протеинови молекули, което води до тяхната смърт:

За дървообработване, използвано Ki.

Съединенията на йода се използват за получаване на лекарства, в хранителни добавки (Nai), за синтез и химически анализ (йодометрия).

Хлор

Флуор

Главна подгрупа VII група

В елементите на главната подгрупа, които се наричат \u200b\u200b"халогени", на външно ниво на електронно, притежаващо обща структура ... NS 2 P 5, не достига до един електрон на стабилно осем електронно ниво. Енергията на афинитет на електрон е достатъчно голяма, а халогените са много активни по отношение на металите и неметалите. Реакциите с водород се увеличават бързо, получените халогенни породи разтварят се във вода, при което се получават киселини, от които се увеличава отгоре надолу по цялата група. Флуор, който няма D-Sugro показва в съединенията си само степента на окисление -1, останалите халогени могат да проявят степента на окисление -1, +1, +3, +5, +7.

В природата се намира под формата на CAF 2 - флуорит, KHF 2 - бифлуорид. Една проста субстанция F 2 в индустрията се получава чрез електролиза на стопилката на бифлуорида. 2 - жълтеникав газов газ с задушаване на миризма, изключително отровен, химически изключително активен.

Химични свойства

1. Флуорта взаимодейства с всички прости вещества, с изключение на хелий, неонов и аргон:

3F 2 + С12 \u003d 2CLF3;

3F 2 + S \u003d SF 6;

5F 2 + 2P \u003d 2pf 5;

2. В взаимодействието на F2 с алкали се образува кислороден флуорид (от 2):

2F 2 + 2NAOH \u003d 2NAF + от 2 + Н20

От 2 - безцветен газ, миризмата наподобява озона, силно отровна. Това е единственото съединение, където кислородът има степен на окисление +2.

3. Тъй като взаимодействието f 2 + Н2 \u003d 2HF се появява с експлозия, се получава водороден флуорид не чрез директен синтез, но чрез реакция:

CAF 2 + H2S04 (заключение) \u003d CASO 4 + 2HF

HF - лесно кипяща течност (T KIP. \u003d +20 ° С), смесена с вода във всички съотношения. 40% HF разтвор във вода се нарича платформа киселина. Пластмасова киселина - киселината на средната мощност. Това вещество е едно от най-опасните физиологични влияния: отровни, когато влизате в кожата, тя причинява дълги неплемични язви за дълго време, унищожава зъбите. Органичният се характеризира с ефективна сярна киселина.

В разтвора на молекулата на молекулата, молекоийската киселина е силно свързана поради водородните връзки. Диммерите са най-издръжливи, затова е правилно да се записва формулата за покриващата киселина под формата на H2F2. Известни са многобройни соли на този димер (KHF 2 и т.н.).

4. Практическа стойност Има реакция на взаимодействието на платформа киселина със силициев оксид (включено в стъклото):

Sio 2 + 4HF \u003d SIF 4 + 2H2O

Тази реакция се основава на прилагането на шаблони и чертежи върху стъклото.

Приложение. F2 се използва в производството на флуоорганични съединения, като флуоропласт (тефлон). Тефлон - бял гъст полимер стабилен агресивна среда До +350 o C. Fluorus дава висока еластичност на гумата в температурния диапазон от -80 ° C до +200 o.

В природата се намира под формата на различни съединения, основната част от която е NaCl - солта, електролизата на водния разтвор на който се получава хлор на анода. Обикновено вещество CL 2 - жълто-зелен газ. При -34 o с лесно втечнен. Отровен. Лесен за разтворим във вода.

Химични свойства

1. Хлорът има малко по-малък афинитет към електрон, отколкото флуор, но остава много активен неметал. Много реакции, включващи CL 2, отиват с експлозия. Cl 2 е силен окислителен агент. Не реагира с кислород, въглерод, азот. Реагира със сложни молекули:

2No + CI2 \u003d 2NOCL - нитрозилхлорид;

CO + CI2 \u003d COCL 2 - фосген;

Хлорирането на метан в промишлеността се получава чрез следните съединения:

СН 4 + С12 \u003d СНзС1-метил хлорид

СН3С1 + С12 \u003d СН2С12 - метиленхлорид

СН2С12 + С12 \u003d СНС13 - хлороформ

СНС13 + С12 \u003d CCI 4 - въглерод четири хлорид

2. Хлорогенният хлорид може да бъде получен чрез директен синтез на прости вещества:

Cl 2 + h 2 \u003d 2HCl

тази реакция се отнася до фотохимичната, т.е. идва под действието на светлината.

В лабораторните условия, хлороводород обикновено се получава от NaCl, когато се нагрява с концентрирана сярна киселина:

NaCl + H2S04 (заключава) \u003d NaHSO 4 + HCl

Хлорогенният хлорид е остър миризми газ, добре разтворим във вода за образуване на солна киселина (лимит на разтворимост от 38%). Салонова киселина е по-силна от опаковката, а не отровна. В концентрираното състояние е редуциращ агент:

K2 CR2O 7 + 14C1 (заключение) \u003d 2kCl + 2CRC13 + 3CI2 + 7H2O

HCLO - хлорна киселина. Съответства на киселинния оксид С12 О. Соли се наричат \u200b\u200bхипохлорити.

HCLO 2 - хлоридна киселина. Не се получава киселинен оксид. Солите са хлорит.

HCLO 3 - хлорна киселина. Киселинният оксид Cl 2O 5 не е получен. Соли - хлорат.

HCLO 4 - хлорна киселина. Киселинният оксид - Cl 2O 7. Солите са перхлорации.

1) HCLO е жълтеникава течност. Има само решения. Оказва се, когато хлорът взаимодейства с вода (без отопление):

Cl 2 + Н20 \u003d НС1 + HCLO

Солите на тази киселина се получават под действието на хлор алкални: \\ t

2Koh + Cl 2 \u003d KCLO + KCL + H 2O

използвани като белина в текстилната индустрия.

2) HCLO 2, HCLO 3 - нямат анхидриди (кисели оксиди). Солите на тези киселини се използват в пиротехника и експлозивна работа. Най-голямата стойност Той има KCLO 3. – Калиев хлорат (сол на напитка), получен чрез насищане на горещ алкален хлор:

3CL 2 + 6KOH \u003d KCLO 3 + 5kCl + 3H2O

Хлоратите са най-силните окислители. Когато удари или нагрява експлодира.

3) KLO 2 е известен, който може да бъде получен чрез реакция:

2kclo 3 + H 2 C2O 4 \u003d K2CO3 + CO2 + H2O + 2Clo2

CLO 2 - зелено-жълт газ, когато се разтвори във вода, дава смес от киселини:

2Clo 2 + Н20 \u003d HCLO 2 + HCLO 3

4) Внимателните хлорати могат да бъдат прехвърлени в перхлорати, от които може да се получи хлонова киселина:

KCLO 4 + H2S04 \u003d HCLO 4 + KHSO 4

Hlornic киселина HCLO 4 – Подвижна течност, много експлозивна, най-силната от всички известни киселини. Почти всичките му соли са добре разтворими във вода.

5) В ред HCLO - HClO2-HC0O3-HC00, якостта на киселините расте и окислителната способност спада.

Хлорът е широко използван в химическата промишленост, за да се получи хлороводород и солна киселина, синтез на хлор органични веществаДезинфекция на питейна вода, в текстилната индустрия за избелване на тъкани, при производството на пестициди.

Физиохимични свойства

Хлорът образува серия кислородни киселини - хлорозен NSU, NSU2 хлорид, хлоропий NS! 03 и хлор NS В уравнението на зависимостта на концентрацията на хлорен диоксид в разтвора от (IN. mol / l) от частичното налягане p (в mm rt. Чл.) С = КР. При 0, 5, 10, 25 и 35 °, съответно, равни: 70.6, 56.3, 46.2, 30.2 и 21.5. С нарастващата температура, разтворимостта на хлорен диоксид във вода е рязко намалена. Разтворимостта на слънцето в други разтворители (SS14, H2SO4 и SNZSON) също е обект на закона на Хенри34. Във водни разтвори на студен, хлорният диоксид се разлага изключително бавно, в гореща вода се разлага с образуването на HCIO3, CI2 и OG. Създава се съществуването на кристалохидрат C102 6N2035.

Предполага се, че хлорният диоксид е анхидрид36, образувайки се с вода, подходяща киселина H2Cio3 и H2CI2O5, е много нестабилна и реновирана чрез метали към Nsyug - при липса на редуциращи агенти, скоростта на разлагане на тези киселини над скоростта на тяхното образуване. С водороден пероксид, хлорен диоксид реагира, образувайки хлоридна киселина37: 2sy2 + H202 \u003d 2NS102 + 02

Хлорният диоксид дразни дихателните пътища и причинява болка в рибата, която вече е при разредена 45: 1 000 000.

Хлоридната киселина 38-40 е осветена в свободна форма, но обикновено се получава във водни разтвори. Константата на дисоциация е равна на 1.07-YU-2 при 18 °. Образуването на хлоридната киселина се осъществява в значителни количества само в силна киселина (рН<3). При этом в растворе наряду с хлористой кислотой нахо­дится и двуокись хлора 4I.

Хлорите - соли на хлоридната киселина в твърдо състояние при нормални условия са доста стабилни връзки. Киселите водни разтвори се разлагат по-бързо от по-високата температура и по-малко рН. Достатъчно стабилни алкални разтвори42. Някои хлорити могат да бъдат получени чрез ефекта на свободната хлоридна киселина върху неразтворимите карбонати43. Натриев хлорит кристализира от алкален разтвор под формата на безводна NaC102 сол и трихидрат NaC102-3H20, превръщайки се в безводна сол при 37,4 ° 44. Когато се нагрява до 175 °, се разлага с освобождаване на кислород. Реакцията идва с висока скорост до експлозията. В слабо алкални разтвори, съдържащи не повече от 1 Г-н / Л. NAC102, хлорит натрий не се разлага при кипене. В по-концентрирани решения тя се разлага на реакциите от 45.46:

3 NaCl.02 = 2 NACLC.>3 + NaCl.NAC.102 - NaCl.+ 02

Константи на скоростта на тези реакции са47, съответно, при 103 °: 0.65-7 и 6 и 1.2-10 "7; при 83 °: 1.6-10 ~ 7 и 0.2-10" 8.

Хлорирана киселина в свободна форма може да съществува само в разтвор. Това е силна киселина и енергичен окислител. Неговите соли - хлорат - най-вече добре разтворими във вода; В решенията не са окислители.

Калиев хлорат или Bertolet сол KSHSUM кристализира в безводна форма под формата на прозрачни безцветни моноклинни кристали с плътност от 2.32 g / cm3. Разтворимостта на KS103 във вода: при 0 ° - 3.21%, при 104 ° (точка на кипене) -37.6%. Когато се загрява до 368.4 °, Ksisystem се топи и след това започва да се разлага с реакции:

2xive \u003d 2x1 +302 +23.6 до кал.4x103 \u003d ZXU4 + KS1 + 70.9 Ккал

Формираните продукти (KS1 и KS104) ускоряват 48 освобождаване на кислород. При 610 °, перхлората на калий се разтопява и разлага:

KSY4 \u003d KS1 + 202 - 7.9 Ккал

В присъствието на катализатори (MP02 и т.н.), калиев хлорат се разлага при по-ниски температури с интензивно освобождаване на кислород. Калиев хлорат в кисела среда е силно окислително средство. Сместа от него с въглища, сиви и други вещества експлодира от удара. Калиев хлорат (и други хлорати) отровни (фатална доза - 2-Zg KSJ3).

Натриев хлорат NaC103 кристализира в безводна форма, силно хигроскопична, е взривена във въздуха. Наситен воден разтвор съдържа при -15 ° 41%, при 122 ° 74.1% NaC103. Точката на топене на натриев хлорат е в диапазона от 248-264 °. Случаи на експлозии на натриев хлорат в складове по време на съхранение, както и знаците на сухите части на растенията, към които има натриев хлора. В присъствието на хигроскопични вещества (Sassy, \u200b\u200bMgCl2 и et al.) 4а, както и полистратори или мета-бороти натриеви експлозивни - и натриевите хлорни мига намаляват. В системата NaC103-NAC102-H2050 в температурния диапазон от 15-45 °, безводен NaC103 и NaCl02, както и NaC102-3H20, кристализира.

Калциев калциев хлорат (SV) 2 кристализира от воден разтвор под формата на дихидрат51, топене при 130 °. Наситеният воден разтвор се кипи при 182 °. Безводен калциев хлорат се разлага при нагряване до 334 °.

Mg (C103) 2 6H20 хлор хексагидат са ромбични кристали - дълги игли или листа. При 35 ° частично се топи и преминава в тетрахидрат. Разтворимостта му във вода е 53% при 0 ° С, 56.5% при 18 °, 60.23% при 29 ° и 63.65% при 35 °. Тя се отличава с висока хигроскопичност, не експлодира и безопасно в противопожарна коефициент49.

Хлоровата киселина 52 образува две кристалихидрати - NS104 4N20 и NSU4 ZN20 53 и е силен електролит54 коефициентът на хлороедна киселина при 25 ° варира от 0.911 до 0.804 с промяна в концентрацията на NSU4 от 0.01 до 0.1 М. в 1. килограма Radio®5.

Калиев перхлорат KSU4 образува ромбични кристали с плътност от 2.52 g / cm3. При 0 на 100 ML. Вода се разтваря 0.75. Г. и при 100 ° - 21.8 g KSY4. Чист калиев перхлорат се разлага при 537-600 ° при KS1 и 02. COP103 се образува като междинен продукт, който се разтопява, ускорява разлагането 56. Реакцията се ускорява в присъствието на KS1, KBr, Ki57, C, Fe, Co, MgO и т.н.58.

Магнезиев перхлорат образува кристал хидратира с 2, 4 и 6 водни молекули. Равновесно парно налягане при 23 ° над mg (С104) 2 6N20 е 20.9 mm rt. Изкуство., Над mg (C104) 2 4N20- 8,15 mm rt. Изкуство., И над mg (C104) 2-2H20 близо до YU-4-SH-5 Mm. RT. Изкуство. 17E.При нагряване над 400 ° mg (С104) 2 се разлага.

Амониев перхлорат се характеризира с най-високото съдържание на кислород сред всички перхлорации. В 100 g при 0 ° се разтваря 10.7 Г. при 85 ° - 42.5 Г. NH4CIO4. В взаимна водна система от перхлорации и хлориди. Амониев и магнезий Най-малко разтворимата сол при 25 ° е NH4Ci0461.

Съединения хлорни кислородни съединения по-високи степени Окислители - пожар - и експлозивни, особено в присъствието на примеси, лесно окисляващи, като органични вещества, от замърсяването, на което те трябва да бъдат защитени. Експлозията на солидни сухи хлорази и перхлорас може да бъде причинена от удар или силен тласък, който трябва да се вземе предвид при сушене, смилане и транспортиране в тях< ществ. Эти операции должны осуществляться в аппаратах, в ко­торых исключена возможность ударов металлических частей.

Приложение

Солите на по-ниски кислородни киселини хлор са добри средства за избелване поради тяхната висока окислителна активност. Основното избелване и окислително хлорно съединение е хлорен вар62. В момента хипохлоритите, хлоритите и хлорният диоксид също се използват широко за тези цели.

Най-големи количества хлор вар се консумират в текстилната и хартиената промишленост за избелване на тъкани и целулоза (хлорната вар често се нарича билкова вар). Хлорната вар се използва като окисляващ агент в някакво химическо производство (при получаване на хлороформ, хлорпик и други продукти), за дезинфекция на питейни и отпадъчни води, за дезинфекция на зеленчукови магазини63 и като добър дегазиер. Използва се и за почистване на ацетилен и някои петролни продукти.

Хлорната вар произвежда три марки (Таблица 112).

Загубата на активен хлор в хлорната вар на марката А трябва да бъде не повече от 4% за 3 години от нейното съхранение от датата на превоза от завода.

Брандове B и в опаковката в дървени бъчви с капацитет от 50 до 275 Л. В вентилаторни бъчви или шперплат барабани с капацитет 50 и 100 Л. и (за безразяване) в сухо гориво дървени бъчви с капацитет от 50 до 250 л. Марка A, както и марки B (за дългосрочно съхранение) пакет в стоманени барабани с капацитет 100 л. Барелите или барабаните с хлорен вар се запечатват и съхраняват в сухо и хладно помещение, защитени от пряка слънчева светлина. Вместо дървени бъчви и барабани се използват и полиетиленови торбички.

Въпреки тези предпазни мерки, хлорната вар по време на съхранение постепенно губи активен хлор. С недостатъчна стягане на контейнера, някои проби от продукта почти напълно губят активен хлор за една година, а понякога и много други. При 40-45 °, обикновеният хлор вар напълно губи активност в продължение на 2 месеца.

Хлорната вар е все по-пълна с други по-удобни при употреба чрез избелване и окислителни вещества6-хипохлорити, хлорен диоксид и др.

Натриев хипохлорит под формата на воден разтвор се разпределя до голяма степен поради простотата на производството му в точката на потребление. Той е полупродукт 64 в производството на хидразин, пластмасови маси, синтетични влакна и др. Предлагат се 65 хипохлорит метод за рециклиране на прах, подобни на прах от заточване на карбид инструмент, базиран на окисляване на волфрамов карбид в алкални разтвори NaCio и волфрам преминаване в разтвор.

Според ГОСТ 11086-64, натриев хипохлорит трябва да бъде прозрачна зеленикаво-жълта течност без утаяване и суспендирани частици, съдържащи до момента, в който потребителят няма по-малък от 185 година g / l. Активен хлор и не повече от 0.07 g / l. жлеза; Съдържанието на NaOH трябва да бъде в диапазона от 10-20 g / l. Разтворът на натриев хипохлорит се съхранява и транспортира в затворен или защитен от виндголски резервоари и контейнери при температура не по-висока от 25 °.

Технически калциев хипохлорит, съдържащ повече от 50% активен хлор, транспортируем от хлорната вар. С хипо - калциев хлорит, транспортиран по-малък от 100% баласт (примеси и контейнери), докато с хлорен вар 250-300%. Важно предимство на калциев хипохлорит, в сравнение с хлорната вар, е липсата на значима утайка в разтварянето му във вода66 (когато хлорната вар се разтваря, се образува утайката от основните соли, в която понякога до 50% от. \\ T активен хлор се губи). Предложено67 използва смес от 2 тегло. ч. SA (OS1) 2 и 0.8 тегло. Н. Na2S04 под формата на таблетки за пречистване на вода.

Калциев хипохлорит се произвежда под формата на 2 2 2 2 2 2N20, обозначена с DTSGK и по-рядко като двуосен калциев хипохлорит Са (С10) 2 2S (ОН) 2, обозначена с DSGK - Gost 13392-67 предвижда освобождаване на DTSGK

и 2-ри клас. Те трябва да бъдат съответно: активен хлор най-малко 55 и 50% и влага не повече от 1 и 1,5%; Съдържанието на общия хлор не трябва да надвишава половината от активния хлор (%) плюс 6% за 1-ви клас или плюс 7% за

DTSGK е опакован в галванизирани барабани. Продуктът трябва да се съхранява в сухо, неотопляно място.

Хлорният диоксид в техните окислителни свойства заема междинно място между хлоратите и хипохлоритите. Основното предимство на нейното предимство като избелващ реагент е, че почти всъщност не действа върху влакнести влакна. Следователно, тя е широко използвана катоПо-добре избелващ агент за дърво (хартия) маса и пулп, както и за стерилизация и дезодориране на вода68 и хранителни продукти. Благодарение на трудността на съхранението и транспортирането, слънцето обикновено се получава в точката на консумация и се използва под формата на 10% смес с Air69.

Натриев хлорит се използва широко в текстилната индустрия за избелване на тъкани, прежда, фибри. В същото време се постига висококачествено избелване без намаляване на силата на фибри. Използва се и като изходен материал за получаване на малки количества хлорен диоксид.

Калиев хлорат се използва главно в мачта, в пиротехника, в малки количества във фармацевтичната индустрия, както и в експлозивната техника.

Съставът на техническата сол на напитки трябва да съответства на данните на таблицата. 113.

Таблица 113.

Съставът на техническата Бертоленова Соли. ( ГОСТ 2713-70)

Калиев хлорат (по отношение на сухо вещество), неТя .....

Влага, не повече .............................................. .. ...................................

Не е разтворим в Водни вещества не. \\ T Повече ▼................................

Хлориди (по отношение на SAS12), не повече ..................................

Сулфати (по отношение на CAS04), няма повече ................................

Bromat (по отношение на KVG03), не повече ...................................

Алкали (по отношение на SAO), не повече .........................................

Органични вещества, без повече ............................................... ....

Тежки метали (по отношение на слой), не повече. . . . Желязо (FE), а не на физиологичен разтвор

Натриевият хлорат се използва като хербицид и обезлюдяващ (в ограничени количества поради нейната хигроскопичност). Той се използва главно като полу-продукт за получаване на други хлорази, калиев перхлорат, хлорна киселина, хлорен диоксид и натриев хлорит. Някои (малки) количества натриев хлорат се използват за целулозното бяло. Използването на NAC103 за производството на свещи, които са източник на кислород върху ядрените подводници7070.

Съставът на техническия хлорат на натрий, кристален и хоросан (или пулп), съгласно ГОСТ 12257-66, трябва да отговаря на изискванията, дадени в таблицата. 114.

Таблица U4.

Състав на техническия хлорат натрий (GOST 12257-66)

* При преизчисляването на IA 100% продукт.

Bertolet сол и натриев хлорат са опаковани в торби] на полиетилен или поливинилхлорид филм, вложена стомана, поцинкована или покрита с перхлорвинилни лакови барабани, или в торби с хлоринова тъкан (също с филмова вложка).

Калциевият хлорат е хербицид с общо действие и се използва широко за унищожаване на плевели.

Магнезиевият хлорат също служи като хербицид и освен това е обезлюдяващ се, за да се отстрани памучни листа 71\u003e 72, а в големи дози може да служи като слик за импрепирано сушене на памучни и други растения.

Магнезиев хлорат (обезцветяване), съгласно Gost 10483-66, трябва да съдържа 60 ± 2% mg (С103) 2 6N20, а не повече от 0,6% вода, разтворена във вода; Температурата на началото на топенето трябва да бъде не по-малка от 44 °. Той се транспортира в херметични барабани от черна покривна стомана или в хартиени битумни, наречени петслойни торби с облицовка от полиетилен или поливинилхлориден филм.

Перхлоратите се използват при производството на експлозивни и пиротехнически материали52 "73. Предложени 74 смеси, съдържащи ~ 60% KS104, образувайки хигроскопичен дим за регулиране на валежите.

Амонион перхлорати, амониев перхлорат, използван за производството на бездимни експлозиви75 "76, е от особено значение, като електролити в галванопластиката се използват като електролити в галванопластика, по време на циментиране и т.н. в присъствието на NS104, то се получава при електролита Полирана медна плътна, лъскава утаяване на паладий77. Посочете 78 за възможността за повторна реакстрация на рений с хлорна киселина от органични разтворители.

Всички оксиди на хлор имат остър мирис, термично и фотохимично нестабилни, склонни към взривно разпадане. +1 SL 2O T. PL O. С T. Kip ° C -120, 6 + 3 + 4 + 4 + 5 +6 +7 SL 2O 3 SL. O 2 cl 2O4 CI2O5 CI2O6 SL2O7 не се получава от NCL. O 2 -117 9, 7 2, 0 -59 не е получено 44, 5 -93, 4 203 NSL. O 3 3 87 НС1. O 4 Хлоронов хлор Типичният хлоринов покой е силен много силен хипохлорит хлорат Na. Cl. O 2 ksl. O 3 перхлора на слабата средна мощност хлор ccl. O 4.

§ Всички съединения с хлор в положителни градуси са много силни окислители. § Най-силно окислителните свойства се изразяват в хлорна киселина, въпреки че е слаба и нестабилна. § Свободните кислородни хлорни киселини са нестабилни и, с изключение на хлораната киселина, съществуват само в разтвор. Всички те са силни окислители. § Сила на киселини и техните окислителни свойства на различни понятия. § в определен брой НС1. O - HCl. O 2 - НС1. O 3 - НС1. O 4 резистентност и киселинна сила нараства и реактивността намалява.

Съотношението на халогените до вода X 2 F 20 + 2H2O-2 → 4 HF + O2 взаимодействие, F2 - оксидайзер, Ü С120 + Н20 ↔ НС1 + 1О + НС1- 1 взаимодействие, CL 20 - окислител, редуциращ агент; Реакция - непропорционалност, X BR20 + Н20 ↔ HBR +1O + HBR - 1 е добре разтворим, взаимодействието на практика не се случва; BR 20 - окислителен агент, редуциращ агент; Реакция - непропорционалност, X I 2 + Н20 ≠ силно разтворим, взаимодействието на практика не се случва; ü при 2 + H 2 o ≠ силно разтворим, взаимодействието на практика не се случва

Сравнение на параметъра на хлор оксиди на хлорен оксид (I) хлор (IV) Състояние на агрегацията с n. y. газ сондиращ газ; при t °.

Сравнение на хлорния оксид (I) хлорен оксид (IV) Термична стабилност е термично нестабилна термична стабилност, разлага се в светлината. Най-стабилният хлорен оксид бавно се разлага при стайна температура, разлага се при нагряване до 120 ° С Токсичен, засяга дихателните пътища токсично силно отровно токсично отношение към водата е добре разтворима, взаимодейства с вода

Методи за получаване на хлорни оксиди хлор име, хм хлорен оксид (I) взаимодействието на живачен оксид (II) с хлор при 0 ° С: Hg. O (твърд) + 2 cl 2 (газ) → hg. С12 + С12О хлорен оксид (IV) 1) Взаимодействие на калиев хлорат с оксалова киселина: KC1. O 3 + Н2С2О4 → К2СО 3 + 2СС. O 2 + СО2 + Н20 (лабораторно метод); 2) Предаване на сулфен газ, така че 2 на разтвор на подкисляване на натриев хлорат: 2 Na. Cl. O 3 + SO 2 + H2S04 \u003d 2 Na. HSO 4 + 2 cl. O 2 (промишлен метод) Оксидиране на хлорен оксид (IV) озон: 2С1. O 2 + 2 O 3 \u003d 2O 2 + С12О6 хлорен оксид (VII) Взаимодействието на хлорната киселина с фосфорен анхидрид - фосфорен оксид (V): 8 НС1. O 4 + P4O 10 → 4 Cl 2O 7 + 2 H 4P2O7

Химични свойства на хлорни оксиди С12О - хлорен оксид (I) С12 + 1О + Н20 \u003d 2 НС1 + 1 О. не ARP, CI2 + 1О + 2 KOH \u003d 2 kcl + 1 O + H20 OSR, cl. O 2 - хлорен оксид (IV) 2 CI + 4О2 + Н20 \u003d НС1 + 3О2 + НС1 + 5О3 OPS, CI + 4 - и редуциращ агент и окислител 2 CL + 4 + 2 KOH \u003d KCL + 3O2 + KCL + 5O 3 + Н20 и редуциращи агенти и окислител С12Об - хлорен оксид (VI) Cl 2 + 6 O 6 + Н20 \u003d НС1 + 5О 3 + НС1 + 7О4 ORP, CI + 6- и редуциращ агент и окислител CL 2 + 6O 6 + 2 KOH \u003d KCI + 5O3 + КС1 + 7О 4 + Н20 OVR, CL + 6 - както редуциращи агенти, така и окислител С12О 7 - хлорен оксид (VII) cl2 + 7О 7 + Н20 \u003d 2 НС1 + 7О 4 не е овр и С12 + 7 O 7 + 2 koh \u003d 2 kcl + 7 o 4 + h 2 o не е OVR,

Кислородсъдържащ киселинен хлор Физически свойства, методи за получаване на химични свойства - съотношение на отопление, алкални разтвори и основни оксиди

Кислород-съдържаща киселинна хлорна формула Степен на окисление в NCL + 1ON NCL + 3O2 HCI + 5O3 HCI + 7O 4 +1 +3 +5 +7 увеличава термичната стабилност увеличава киселината увеличава много слабата киселина от слаба Киселинът частично дисоциира във вода формата на наличието на киселина със средна якост, по-близо до силна един от най-силните киселини, дисоциира почти необратимо съществуват само в разтвора, е подчертано в свободна форма

Хлорнанотичната киселина се получава чрез разтваряне на хлорен оксид (I) във вода (1): (1) С12 ° С + Н20 → 2 НС1. O Хлоринова киселина - хлорна вода, хлорен разтвор във вода. Получава се в хлор в хлор във вода до насищане (1 воден обем се разтваря при 20 ° С около 2, 2 обем газообразен хлор) (2): (2) С12 + Н20 ⇌ НС1. О + НС1 генерира НС1. O Разлага се в светлината на О2 и НС1. Хлорната вода е силно окислително средство, използва се за дезинфекциране на тъкани за вода и избелване.

Хлорова киселина киселинният разтвор се получава от нейните соли - хлорити Ba (Cl. O2) 2 + Н2S04 → 2 НС1. O 2 + ба. SO 4 ↓, както и реакция: 2 cl. O 2 + Н20 → NCL. O 2 + NCL. O 3 хлоридна киселина е киселина от средна мощност, като за избелване се използва по-близо до слаб хлорит.

Хлорирана киселина на водни разтвори при концентрация под 30% на студа е доста стабилна; При по-концентрирани разтвори се разпадат: при 8 hCI. O 3 \u003d 4 НС1. O 4 + 3 О2 + 2 С12 + 2Н20. хлорна киселина - силен окислителен агент; Окислителната способност се увеличава с повишаване на концентрацията и температурата, например в 40% киселинни пламъци, филтърна хартия. Хлорова киселина в лабораторните условия се получават чрез взаимодействие с бариев хлорат с разредена сярна киселина: Ba (Cl. O 3) 2 + Н2S04 \u003d BA. SO 4 '+ 2 HCI. O 3.

Безводната хлорна киселина на хлор се получава чрез взаимодействие с натриев перчлораш или калий с концентрирана сярна киселина или разтвори на солна киселина с олеум, както и при взаимодействието на хлорния оксид (VII) с вода: KC1. O 4 + Н2S04 → KHSO 4 + НС1. O 4 cl 2 o 7 + Н20 → 2 NCl. O 4.

Термична стабилност на киселини - съотношението за нагряване на хлорната киселина (НС1. O 4) Ø е възможно да бъде изолиран в свободна форма; Ø С умерено нагряване с фосфорен анхидрид, § 2 НС1 се разлага. O 4 + Р2О 5 \u003d С12О 7 + 2 НСО 3 хлорна киселина (НС1. Оз) Ø със слабо отопление, § 8 НС1 разлага. O 3 \u003d 4 НС1. O 4 + 3 O 2 + 2 CI2 + 2 Н20 хлоридна киселина (НС1. О2) Ø Много нестабилна, разложена при стайна температура в светлината § 4 NSL. O 2 \u003d NCL + НС1. O 3 + 2 cl. O 2 + Н20 хлорнанотична киселина (НС1. О) Ø 2 НС1. O \u003d 2 HCI + O 2 (под действието на светлината)

Отношение към разтвори на алкални в взаимодействието на съдържащи кислород хлорни киселини с алкални разтвори чрез обменната реакция, сол на тази киселина и вода се образува. Настъпва неутрализационна реакция. НС1. O 2 + na. ОН \u003d Na. Cl. O 2 + Н20; НС1. O 3 + koh \u003d kcl. O 3 + Н20; Съотношението на основните оксиди в взаимодействието на съдържащите кислород хлорни киселини с основните оксиди за обменната реакция се образува чрез сол на тази киселина и вода. 2 НС1. O + Na 2 O \u003d 2 Na. Cl. O + H20; 2 НС1. O 4 + cu. O \u003d cu (cl. O 4) 2 + Н20

15.1. основни характеристики Халогени и халкоген

Халогени ("родени соли") - елементи на групата VIIa. Те включват флуор, хлор, бром и йод. Същата група включва нестабилна и следователно не се случва в природата Astat. Понякога водородът се приписва и на тази група.
Halcogens ("Роден мед") - елементи на групата чрез. Те включват кислород, сяра, селен, телур и практически не се срещат в природата полоний.
От осем атома съществуват в природата елементи Тези две групи са най-често срещаните кислородни атоми ( w. \u003d 49.5%), последвано от преобладаване на хлорни атоми ( w. \u003d 0,19%), наричано по-долу - сяра ( w. \u003d 0.048%), след това - флуор ( w. \u003d 0.028%). Атоми на останалите елементи стотици и хиляди пъти по-малко. Кислород, който вече сте учили в осмия клас (гл. 10), хлор и сяра са най-важните елементи - ще се запознаете с тях в тази глава.
Орбиталните радиусови атоми на халоген и халкогени са малки и само четвъртият атоми на всяка група се приближават от една анимавра. Това води до факта, че всички тези елементи са елементи, които образуват неметали и само телур и йод показват някои признаци на амфотерност.
Обща Valence електронна формула халоген - ns. 2 nP. 5, и халкоген - ns. 2 nP. четири. Малките размери на атомите не им позволяват да дават електрони, напротив, атомите на тези елементи са склонни да ги вземат, образуват една такса (в халоген) и дву верига (при халкогенен) аниони. Свързване с малки атоми, атомите на тези елементи образуват ковалентни връзки. Седемте валентни електрона осигуряват възможност за халогенни атоми (с изключение на флуор), за да образуват до седем ковалентни връзки и шест валентни електрона от халкогенен атоми - до шест ковалентни връзки.
Във флуорните съединения - самата електронен елемент - е възможна само една степен на окисление, а именно -i. На кислород, както знаете, максималната степен на окисление + II. При атомите на останалите елементи най-високата степен на окисление е равна на броя на групата.

Прости вещества на елементите на групата VIIA от същия тип структура. Те се състоят от диатомни молекули. При нормални условия, флуор и хлор - газове, бром - течност и йод са твърдо вещество. До химични свойства Тези вещества са силни окислители. Благодарение на растежа на размерите на атомите с увеличаване на номера на последователността, тяхната окислителна активност се намалява.
На простите вещества на елементите на групата чрез нормални условия на газообразни условия, съответно кислород и озон, състоящи се от диатомни и трохатомични молекули; Останалите твърди вещества. Сярата се състои от осемтетомични циклични молекули S 8, селен и телур на полимерни молекули SE н. и те. н. . В окислителната си активност хакогените са по-ниски от халогените: само кислородът е силно окислително средство, останалите проявяват окислителни свойства в много по-малка степен.

Структура водородни съединения Халогените (NE) напълно отговарят на общото правило и хакогени, в допълнение към конвенционалните водородни съединения на състава Н2 Е, по-сложни водородни съединения на състава Н 2 н. верижна структура. Във водни разтвори и халогенни породи оставащите халкогенни породи показват киселинни свойства. Техните молекули са частици-киселини. От тях, само НС1, HBR и HI са силни киселини.
За халогенно образование оксиди Нехарактерни, повечето от тях са нестабилни, но най-високите оксиди на състава на Е2О 7 са известни с всички халоген (с изключение на флуора, чиито кислородни съединения не са оксиди). Всички халогенни оксиди са молекулни вещества, химични свойства - кисели оксиди.
В съответствие с валежите си, хакогените образуват два реда оксиди: EO 2 и EO3. Всички тези кисели оксиди.

Хидроксиди на халоген и халкогени са оксокослоти.

Направете съкратени електронни формули и енергийни диаграми на атомите на елементите чрез и VIIIA групи. Показват външни и валентни електрони.

Хлорът е най-често срещан и следователно най-важният от халогена.
В земя Кор Хлорът се появява в състава на минералите: Galita (каменна сол) NaCl, Silvin KCL, KCL Carnallite · MGCl 2 · 6H 2O и много други. Основният индустриален метод за производство е електролизата на натриев хлориди или калий.

Обикновено хлорно вещество е зеленикав цветен газ с миризма на каустик. При -101 ° С, кондензирано в жълто-зелената течност. Хлорът е много отровен, по време на Първата световна война дори се опитвах да използвам като бойно отравяне вещество.
Хлорът е един от най-силните окислители. Той реагира с повечето прости вещества (изключение: благородни газове, кислород, азот, графит, диамант и някои други). В резултат на това се образуват халиди:
С12 + Н2 \u003d 2HC1 (при нагряване или в светлина);
5CL 2 + 2P \u003d 2PCL 5 (при изгаряне в излишък от хлор);
Cl 2 + 2na \u003d 2nacl (при стайна температура);
3С1 + 2SB \u003d 2SBC13 (при стайна температура);
3CL 2 + 2FE \u003d 2FECL 3 (при нагряване).
В допълнение, хлорът може да окислява много сложни вещества, например:
Cl 2 + 2hr \u003d br 2 + 2HCl (в газовата фаза и в разтвора);
Cl 2 + 2Hi \u003d I2 + 2HCl (в газовата фаза и в разтвора);
Cl 2 + Н2S \u003d 2HCL + S (в разтвор);
Cl 2 + 2kbr \u003d br 2 + 2kcl (в разтвор);
Cl 2 + 3H2O2 \u003d 2HCL + 2H20 + O2 (в концентриран разтвор);
С12 + СО \u003d СС120 (в газовата фаза);
CI2 + С2Н4 \u003d С2М4С12 (в газовата фаза).
Във вода хлорът е частично разтворен (физически) и частично реагира с него (виж § 11.4 V). С студен разтвор на калиев хидроксид (и всеки друг алкален), подобна реакция протича необратимо:

Cl 2 + 2oh \u003d cl + clo + h2 o.

В резултат на това се образува разтвор на хлорид и калиев хипохлорит. В случай на реакция с калциев хидроксид, се образува смес от CaCl2 и СА (ClO) 2, наречена хлорна вар.

С горещи концентрирани алкални разтвори, реакцията протича по друг начин:

3CL 2 + 6OH \u003d 5CI + CLO 3 + 3H2O.

В случай на реакция с KOH, се получава калиев хлорат, наречен Bertolen сол.
Хлорната градина е единствената водородна връзка.хлор. Този безцветен газ със задушаваща миризма е добре разтворим във вода (реагира с него, образувайки оксионите и хлоридните йони (виж § 11.4). Неговият разтвор се нарича солна или хлоридна киселина. Това е една от най-важните продукти на химикали, тъй като салоновият продукт Киселина се консумира в много индустрии. Тя има голямо значение за човек, по-специално, защото се съдържа в стомашния сок, допринасяйки за храносмилането на храната.
Хлоридът преди това е получен в промишлеността, изгарящ хлор в водород. В момента необходимостта солна киселина Той е почти напълно удовлетворен поради използването на хлоридни продукти, образувани като страничен продукт по време на хлориране на различни органични вещества, като метан:

СН 4 + С12 \u003d СНЗ + НС1

И лабораторният хлорид се получава от натриев хлорид, обработва го с концентрирана сярна киселина:
NaCl + H2S04 \u003d НС1 + NaHS04 (при стайна температура);
2nacl + 2H2S04 \u003d 2HCL + Na2S2O7 + Н20 (при нагряване).
По-висок оксид Хлор С12 О7 е безцветна маслена течност, молекулно вещество, киселинно оксид. В резултат на реакцията с вода, солна киселина HClO 4 образува единичен хлорен оксок, съществуващ като отделно вещество; Останали хлорните оккокюлети са известни само във водни разтвори. Информацията за тези хлорни киселини са показани в Таблица 35.

Таблица 35. Хлор и соли

Повечето хлориди са разтворими във вода. Изключението е AgCl, PBCL 2, TLCL и Hg2C12. Образуването на безцветна утайка от сребърен хлорид, когато се добавя сребърен нитрат разтвор към изследваното решение - реакция на качеството върху хлоридния йон:

AG + CL \u003d AGCL

От натриев хлориди или калий в лабораторията можете да получите хлор:

2NACL + 3H2S04 + MNO 2 \u003d 2NAHSO 4 + MNSO 4 + 2H2O + CI2

Като окисляващ агент, не само манганов диоксид, но и KMNO 4, K2 CR2O7, KCLO 3 може да се използва в този метод.
Натриевите и калиевите хипохлорити са част от различни битови и индустриални избелващи. В допълнение се използва и хлорната вар като белина, използва се като дезинфектант.
Калиев хлорат се използва при производството на мачове, експлозиви и пиротехнически състави. Когато се нагрява, тя разлага:
4kclo 3 \u003d KCL + 3KCLO 4;
2kclo 3 \u003d 2kCl + O 2 (в присъствието на MNO 2).
Калиев перхлорат също се разлага, но при по-висока температура: KCLO 4 \u003d KCL + 2O2.

1. Елате на молекулярните уравнения на реакциите, за които е дадени йонни уравнения в текста на абзаца.
2. Да се \u200b\u200bподдържат уравненията на реакцията, данните в текста на параграфа са описателни.
3. Предложете уравненията на реакциите, характеризиращи химичните свойства А) хлор, б) хлорен водород (и солна киселина), С) калиев хлорид и g) бариев хлорид.
Химични свойства на хлорните съединения

В различни условия са резистентни, различни амвотропни модификации елемент сяра. При нормални условия просто вещество Сярата е жълто крехко кристално вещество, състоящо се от осемгеомични молекули:

Това е така наречената ромбична сяра (или -Ser )S 8. (името идва от кристалографския термин, характеризиращ симетрията на кристалите на това вещество). Когато се нагрява, то се топи (113 ° С), превръщайки се в подвижна жълта течност, състояща се от същите молекули. При по-нататъшно нагряване се появяват циклите и образуването на много дълги полимерни молекули - стопилката потъмнява и става много вискозна. Това е така наречената -Ser н. . SURFUR циреи (445 ° С) под формата на размери молекули S 2, подобно на структурата на кислородните молекули. Структурата на тези молекули, както и кислородните молекули не може да бъде описана като част от ковалентен комуникационен модел. В допълнение, има и други аулотропни модификации на сяра.
В природата има депозити на естествена сяра, от която е добит. Повечето от произведената сяра се използват за получаване на сярна киселина. Част от употребата на сяра в селското стопанство за защита на растенията. Пречистената сяра се използва в медицината за лечение на кожни заболявания.
На водородни съединения Сярата е най-голямата стойност на сероводород (моносулфан) H2S. Това е безцветен отровен газ с миризма на гнило яйца. Във водата той е малък разтворител. Лекарят за разтваряне. Малко степен във воден разтвор възниква протолизис на водородни сулфидни молекули и до още по-малка степен - хидросулфидните йони, генерирани по едно и също време (виж допълнение 13). Въпреки това, разтворът на сероводород във вода се нарича водороден сулфидна киселина (или водороден сулфидна вода).

Във въздуха, сулфид на сероводород:

2H2S + 3O2 \u003d 2H2O + SO2 (с излишък от кислород).

Висококачествената реакция към присъствието на сероводород във въздуха е образуването на черен оловен сулфид (почерняла филтърна хартия, навлажнена с оловен разтвор на нитрат:

H2 S + PB 2 + 2H2O \u003d PBS + 2H 3O

Реакцията протича в тази посока поради много малка разтворимост на оловен сулфид.

В допълнение към сероводород, сулфар образува други сулфани H2S н. Например, Disulfan H2S2, подобно на структурата на водороден пероксид. Също така е много слаба киселина; Нейната сол е пирит FES 2.

В съответствие с възможностите на валентността на неговите серни атоми формират две оксид: SO 2 и така 3. Серен диоксид (тривиално име - сяра газ) - безцветен газ с остра миризма, причиняваща кашлица. Серен триоксид (старото наименование е сярна анхидрид) е твърдо изключително хигроскопично не-еластично вещество, когато се нагрява в молекулярно. И киселия оксид. Когато реакцията с вода, сяра и сяра киселина.
При разредени разтвори, сярна киселина - типична тежка киселина с всички характеристики на тях.
Почистена сярна киселина, както и концентрираните му разтвори - много силни окислители, с атоми-окислители тук не са атоми на водород, но серен атоми, движещи се от степента на окисление + VI в окислителната степен + IV. В резултат на това, с концентрирана сярна киселина, серфурният диоксид обикновено се образува с концентрирана сярна киселина.

CU + 2H2S04 \u003d CUSO 4 + S02 + 2H20;
2KBR + 3H2S04 \u003d 2KHSO 4 + BR 2 + SO 2 + 2H2O.

Така, с концентрирана сярна киселина, дори металите взаимодействат в ред напрежения вдясно от водород (CU, AG, Hg). В същото време някои доста активни метали (Fe, CR, Al и т.н.) не реагират с концентрирана сярна киселина, това се дължи на факта, че повърхността на такива метали под действието на сярна киселина се образува плътна защита филм, който възпрепятства допълнително окисление. Този феномен се нарича пасивация.
Като двуосна киселина, сярна киселина образува два реда салеливи: Средна и кисела. Киселинните соли се изолират само за алкални елементи и амоняк, съществуването на други киселинни соли се съмнява.
Повечето от средните сулфати са разтворими във вода и тъй като сулфатният йон е практически не анионна база, не се подлагат на хидролиза върху аниона.
Модерните индустриални производствени методи за сярна киселина се основават на производството на серен диоксид (1 етап), окислението му в триоксид (2-ри етап) и взаимодействието на серен триоксид с вода (3-ти) етап.

Серфурният диоксид се превръща в изгаряне на сяра за кислород или различни сулфиди:

S + O 2 \u003d SO 2;
4fes 2 + 11O 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO2.

Процесът на изпичане на сулфидни руди в цветна металургия винаги е придружен от образуването на серен диоксид, който се основава на производството на сярна киселина.
При нормални условия серадиоксидът е невъзможно да се окислява кислород. Окисляването се извършва при нагряване в присъствието на катализатор - ванадиев оксид (V) или платина. Въпреки факта, че реакцията

2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q.

обратим, изходът достига 99%.
Ако преминаваме получената газова смес от серен триоксид с въздух през чиста вода, по-голямата част от серфурния триоксид не се абсорбира. За предотвратяване на загуби, газовата смес се предава сярна киселина или концентрираните му разтвори. В този случай се образува дезинфекционна киселина:

Така че 3 + Н2СО 4 \u003d H2S2O7.

Разтворът на трия киселина в сяра се нарича олеум и често се представлява като разтвор на серен триоксид в сярна киселина.
Разреждане на олеума с вода, е възможно да се получат както чиста сярна киселина и нейните разтвори.

1.Conal структурни формули
а) серен диоксид, б) триоксид на сяра,
в) сярна киселина, d) трия киселина.