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El cloro forma con el oxígeno una serie de óxidos, cuyo número total es de hasta cinco tipos. Todos ellos pueden describirse mediante la fórmula general ClxOy. En ellos, la valencia del cloro varía de 1 a 7.
La valencia de los diferentes óxidos de cloro es diferente: Cl2O - 1, Cl2O3 - 3, ClO2 - 4, Cl2O6 - 6, Cl2O7 - 7.
El óxido de cloro (I) se utiliza para producir hipocloritos, que son fuertes agentes blanqueadores y desinfectantes.
El óxido de cloro (II) se usa activamente para blanquear harina, celulosa, papel y otras cosas, así como para esterilizar y desinfectar.
El óxido de cloro (VI) y el óxido de cloro (VII) se utilizan para la síntesis de compuestos orgánicos.
Obtención de Cl2O
Este óxido se produce en la producción a gran capacidad de dos maneras.
1. Según el método Peluza. Se lleva a cabo una reacción entre el cloro gaseoso y el óxido de mercurio. Dependiendo de las condiciones, se puede formar un compuesto de mercurio diferente, pero el producto objetivo permanece. Después de eso, el óxido de cloro gaseoso se licua a una temperatura de - Celsius.
Ecuaciones de reacción que describen el método Peluza:
2HgO + Cl2 = Hg2OCl2 + Cl2O
HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O
2. La interacción del cloro con la reacción:
2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 + Cl2O + 2NaCl
El carbonato de sodio puede ser reemplazado por otros carbonatos de metales alcalinos o alcalinotérreos.
Obtención de ClO2
El único método industrial para producir dióxido de cloro se basa en la interacción del clorato de sodio y el dióxido de azufre en un ambiente ácido. El resultado de esta interacción es la reacción:
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + ClO2
Obtención de Cl2O6
En la industria, el Cl2O6 se obtiene por la interacción del dióxido de cloro con el ozono:
2ClO2 + 2O3 = 2O2 + Cl2O6
Obtención de Cl2O7
1. El calentamiento cuidadoso del ácido perclórico con anhídrido fosfórico da como resultado la separación de un líquido aceitoso que es el óxido de cloro (VII). Todo el proceso se describe mediante la reacción:
2HClO4 + P4O10 = H2P4O11 + Cl2O7
2. La segunda forma de obtener este óxido está relacionada con la electricidad. Si lleva a cabo una solución de ácido perclórico, se puede detectar Cl2O7 en el espacio del ánodo.
3. El calentamiento al vacío de percloratos de metales de transición conduce a la formación de óxido de cloro (VII). El perclorato o molibdeno más comúnmente calentado.
Propiedades físicas de los óxidos
Cl2O: en condiciones estándar, un gas de color amarillo parduzco con olor a cloro, y a temperaturas inferiores a +2 grados centígrados, un líquido de color rojo dorado. Explosivo en altas concentraciones.
ClO2: en condiciones estándar, un gas con un olor característico rojo-amarillo, a temperaturas inferiores a +10 grados centígrados, un líquido rojo-marrón. Explota en presencia de la luz, en presencia de agentes reductores y cuando se calienta.
Cl2O6: gas inestable que comienza a descomponerse a temperaturas entre 0 y +10 grados centígrados para formar dióxido de cloro, a 20 grados centígrados se forma cloro. Debido a la formación de dióxido de cloro, es explosivo.
Cl2O7: Un líquido aceitoso incoloro que explota cuando se calienta por encima de los 120 grados centígrados. Puede detonar al impactar.
Cl 2 en vol. T - gas de color amarillo verdoso con un fuerte olor sofocante, más pesado que el aire - 2,5 veces, ligeramente soluble en agua (~ 6,5 g / l); X. r en disolventes orgánicos no polares. Se encuentra libre sólo en gases volcánicos.
Cómo llegar
Basado en el proceso de oxidación de aniones Cl -
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Industrial
Electrólisis de soluciones acuosas de cloruros, más a menudo - NaCl:
2NaCl + 2H 2 O \u003d Cl 2 + 2NaOH + H 2
Laboratorio
concentración de oxidación HCI varios agentes oxidantes:
4HCl + MnO 2 \u003d Cl 2 + MpCl 2 + 2H 2 O
16HCl + 2KMnO 4 \u003d 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O
6HCl + KClO 3 \u003d ZCl 2 + KCl + 3H 2 O
14HCl + K 2 Cr 2 O 7 \u003d 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Propiedades químicas
El cloro es un agente oxidante muy fuerte. Oxida metales, no metales y sustancias complejas, al tiempo que se convierte en aniones Cl - muy estables:
Cl 2 0 + 2e - \u003d 2Cl -
Reacciones con metales
Los metales activos en una atmósfera de cloro gaseoso seco se encienden y queman; en este caso, se forman cloruros metálicos.
Cl2 + 2Na = 2NaCl
3Cl2 + 2Fe = 2FeCl3
Los metales inactivos se oxidan más fácilmente con cloro húmedo o sus soluciones acuosas:
Cl 2 + Cu \u003d CuCl 2
3Cl2 + 2Au = 2AuCl3
Reacciones con no metales
El cloro no interactúa directamente solo con O 2, N 2, C. Con otros no metales, las reacciones se desarrollan en diversas condiciones.
Se forman haluros no metálicos. La más importante es la reacción de interacción con el hidrógeno.
Cl 2 + H 2 \u003d 2HC1
Cl 2 + 2S (fundido) = S 2 Cl 2
ЗCl 2 + 2Р = 2РCl 3 (o РCl 5 - en exceso de Cl 2)
2Cl2 + Si = SiCl4
3Cl 2 + Yo 2 \u003d 2ICl 3
Desplazamiento de no metales libres (Br 2, I 2, N 2, S) de sus compuestos
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl
Cl 2 + 2KI \u003d Yo 2 + 2KCl
Cl 2 + 2HI \u003d Yo 2 + 2HCl
Cl 2 + H 2 S \u003d S + 2HCl
ZCl 2 + 2NH 3 \u003d N 2 + 6HCl
Desproporción de cloro en agua y soluciones acuosasálcalis
Como resultado de la autooxidación-autocuración, algunos átomos de cloro se convierten en aniones Cl - y otros en grado positivo Las oxidaciones forman parte de los aniones ClO - o ClO 3 - .
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO hipocloroso to-ta
Cl 2 + 2KOH \u003d KCl + KClO + H 2 O
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
3Cl 2 + 2Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + Ca (ClO) 2 + 2H 2 O
Estas reacciones son importantes porque conducen a la producción de compuestos de oxígeno de cloro:
KClO 3 y Ca (ClO) 2 - hipocloritos; KClO 3 - clorato de potasio (sal de Bertolet).
Interacción del cloro con sustancias orgánicas.
a) sustitución de átomos de hidrógeno en moléculas OB
b) unión de moléculas de Cl 2 en el punto de ruptura de múltiples enlaces carbono-carbono
H 2 C \u003d CH 2 + Cl 2 → ClH 2 C-CH 2 Cl 1,2-dicloroetano
HC≡CH + 2Cl 2 → Cl 2 HC-CHCl 2 1,1,2,2-tetracloroetano
Cloruro de hidrógeno y ácido clorhídrico
Gas de cloruro de hidrógeno
Propiedades físicas y químicas
HCl es cloruro de hidrógeno. En rev. T - incoloro. gas de olor acre, se licua con bastante facilidad (pf -114°С, pb -85°С). El HCl anhidro, tanto en estado gaseoso como líquido, no es conductor, es químicamente inerte con respecto a los metales, óxidos e hidróxidos metálicos, y también a muchas otras sustancias. Esto significa que, en ausencia de agua, el cloruro de hidrógeno no presenta propiedades ácidas. Solo a temperaturas muy altas el HCl gaseoso reacciona con los metales, incluso con los inactivos como el Cu y la Ag.
Las propiedades reductoras del anión cloruro en HCl también se manifiestan en pequeña medida: es oxidado por flúor en vol. T, y también a T alta (600°C) en presencia de catalizadores, reacciona reversiblemente con el oxígeno:
2HCl + F2 \u003d Cl2 + 2HF
4HCl + O 2 \u003d 2Cl 2 + 2H 2 O
El HCl gaseoso se usa ampliamente en síntesis orgánica (reacciones de hidrocloración).
Cómo llegar
1. Síntesis a partir de sustancias simples:
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl
2. Formado como subproducto durante la cloración de hidrocarburos:
R-H + Cl 2 = R-Cl + HCl
3. En el laboratorio, reciben la acción de conc. H 2 SO 4 para cloruros:
H 2 SO 4 (conc.) + NaCl \u003d 2HCl + NaHSO 4 (con calentamiento bajo)
H 2 SO 4 (conc.) + 2NaCl \u003d 2HCl + Na 2 SO 4 (con calentamiento muy fuerte)
Una solución acuosa de HCl es un ácido fuerte (clorhídrico o clorhídrico)
El HCl es muy soluble en agua: en vol. T en 1 l de H 2 O disuelve ~ 450 l de gas (la disolución va acompañada de la liberación de una cantidad significativa de calor). Una solución saturada tiene una fracción de masa de HCl igual a 36-37%. Esta solución tiene un olor muy acre y sofocante.
Las moléculas de HCl en agua se descomponen casi por completo en iones, es decir, una solución acuosa de HCl es un ácido fuerte.
Propiedades químicas del ácido clorhídrico
1. El HCl disuelto en agua exhibe todas las propiedades generales de los ácidos debido a la presencia de iones H +
HCl → H + + Cl -
Interacción:
a) con metales (hasta H):
2HCl 2 + Zn \u003d ZnCl 2 + H 2
b) con óxidos básicos y anfóteros:
2HCl + CuO \u003d CuCl 2 + H 2 O
6HCl + Al 2 O 3 \u003d 2AlCl 3 + ZN 2 O
c) con bases e hidróxidos anfóteros:
2HCl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
3HCl + Al(OH) 3 \u003d AlCl 3 + ZN 2 O
d) con sales de ácidos más débiles:
2HCl + CaCO 3 \u003d CaCl 2 + CO 2 + H 3 O
HCl + C 6 H 5 ONa \u003d C 6 H 5 OH + NaCl
e) con amoníaco:
HCl + NH 3 \u003d NH 4 Cl
Reacciones con agentes oxidantes fuertes F 2 , MnO 2 , KMnO 4 , KClO 3 , K 2 Cr 2 O 7 . El anión Cl - se oxida a halógeno libre:
2Cl - - 2e - = Cl 2 0
Para las ecuaciones de reacción, consulte "Obtención de cloro". La OVR entre los ácidos clorhídrico y nítrico es de particular importancia:
Reacciones con compuestos orgánicos
Interacción:
a) con aminas (como bases orgánicas)
R-NH 2 + HCl → + Cl -
b) con aminoácidos (como compuestos anfóteros)
Óxidos y oxoácidos de cloro
Óxidos de ácido
ácidos
sal
Propiedades químicas
1. Todos los oxoácidos del cloro y sus sales son oxidantes fuertes.
2. Casi todos los compuestos se descomponen cuando se calientan debido a oxidación-reducción intramolecular o desproporción.
Polvo de blanquear
Cal de cloro (blanqueado): una mezcla de hipoclorito y cloruro de calcio, tiene un efecto blanqueador y desinfectante. A veces se considera como un ejemplo de una sal mixta, que contiene simultáneamente aniones de dos ácidos:
agua de jabalí
Solución acuosa de cloruro y hapoclorito de potasio KCl + KClO + H 2 O
15.1. características generales halógenos y calcógenos
Los halógenos ("que dan a luz a las sales") son elementos del grupo VIIA. Estos incluyen flúor, cloro, bromo y yodo. Este grupo también incluye astato inestable, y por lo tanto no natural. A veces, el hidrógeno también se incluye en este grupo.
Los calcógenos ("productores de cobre") son elementos del grupo VIA. Estos incluyen oxígeno, azufre, selenio, telurio y el polonio casi no natural.
De los ocho átomos naturales elementos de estos dos grupos, los átomos de oxígeno más comunes ( w= 49.5%), seguido de átomos de cloro en abundancia ( w= 0,19%), luego - azufre ( w= 0,048%), luego - flúor ( w= 0,028%). Los átomos de otros elementos son cientos y miles de veces más pequeños. Ya estudiaste el oxígeno en octavo grado (capítulo 10), de los demás elementos, el cloro y el azufre son los más importantes; los conocerás en este capítulo.
Los radios orbitales de los átomos de halógenos y calcógenos son pequeños y solo el cuarto átomo de cada grupo se aproxima a un angstrom. Esto lleva al hecho de que todos estos elementos son elementos que forman no metales y solo el telurio y el yodo muestran algunos signos de anfoterismo.
La fórmula electrónica de valencia general de los halógenos es ns 2 notario público 5 y calcógenos - ns 2 notario público 4 . El pequeño tamaño de los átomos no les permite donar electrones, por el contrario, los átomos de estos elementos tienden a aceptarlos, formando aniones monocargados (para los halógenos) y bicargados (para los calcógenos). Al conectarse con átomos pequeños, los átomos de estos elementos forman enlaces covalentes. Siete electrones de valencia permiten que los átomos de halógeno (excepto el flúor) formen hasta siete enlaces covalentes, y seis electrones de valencia de los átomos de calcógeno, hasta seis enlaces covalentes.
En los compuestos de flúor, el elemento más electronegativo, solo es posible un estado de oxidación, a saber, -I. El oxígeno, como sabes, tiene un estado de oxidación máximo de +II. Para los átomos de otros elementos, el estado de oxidación más alto es igual al número de grupo.
Las sustancias simples de elementos del grupo VIIA son del mismo tipo en estructura. Están formados por moléculas diatómicas. En condiciones normales, el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Por propiedades químicas estas sustancias son fuertes agentes oxidantes. Debido al crecimiento en el tamaño de los átomos con un aumento en el número atómico, su actividad oxidativa disminuye.
De las sustancias simples de los elementos del grupo VIA, en condiciones normales, solo el oxígeno y el ozono, que consisten en moléculas diatómicas y triatómicas, son gaseosos, respectivamente; el resto son sólidos. El azufre consta de moléculas cíclicas de ocho átomos S 8 , selenio y telurio de moléculas de polímero Se norte y te norte. En cuanto a su actividad oxidante, los calcógenos son inferiores a los halógenos: sólo el oxígeno es un fuerte agente oxidante de ellos, mientras que el resto exhibe propiedades oxidantes en mucha menor medida.
Compuesto compuestos de hidrógeno los halógenos (NE) cumplen completamente con la regla general, y los calcógenos, además de los compuestos de hidrógeno habituales de la composición H 2 E, también pueden formar compuestos de hidrógeno más complejos de la composición H 2 E norte estructura de la cadena En soluciones acuosas, tanto los haluros de hidrógeno como otros calcógenos de hidrógeno exhiben propiedades ácidas. Sus moléculas son partículas ácidas. De estos, solo HCl, HBr y HI son ácidos fuertes.
Para la formación de halógenos óxidos atípico, la mayoría de ellos son inestables, sin embargo, se conocen óxidos superiores de la composición E 2 O 7 para todos los halógenos (excepto el flúor, cuyos compuestos de oxígeno no son óxidos). Todos los óxidos de halógeno son sustancias moleculares, químicamente son óxidos ácidos.
De acuerdo con sus capacidades de valencia, los calcógenos forman dos series de óxidos: EO 2 y EO 3. Todos estos óxidos son ácidos.
Los hidróxidos de halógenos y calcógenos son oxoácidos.
Elabora fórmulas electrónicas abreviadas y diagramas de energía de átomos de elementos de los grupos VIA y VIIA. Indique los electrones exteriores y de valencia.
El cloro es el más común y por lo tanto el más importante de los halógenos.
En la corteza terrestre, el cloro se encuentra en la composición de minerales: halita (sal de roca) NaCl, sylvin KCl, carnalita KCl MgCl 2 6H 2 O y muchos otros. Básico manera industrial obtención - electrólisis de cloruros de sodio o potasio.
La sustancia simple cloro es un gas verdoso con un olor acre y sofocante. A -101 °C, se condensa en un líquido amarillo verdoso. El cloro es muy venenoso, durante la Primera Guerra Mundial incluso se intentó utilizarlo como agente de guerra química.
El cloro es uno de los agentes oxidantes más fuertes. Reacciona con la mayoría de las sustancias simples (excepción: gases nobles, oxígeno, nitrógeno, grafito, diamante y algunos otros). Como resultado, se forman haluros:
Cl 2 + H 2 \u003d 2HCl (cuando se calienta o a la luz);
5Cl 2 + 2P = 2PCl 5 (cuando se quema con exceso de cloro);
Cl2 + 2Na = 2NaCl (a temperatura ambiente);
3Cl2 + 2Sb = 2SbCl3 (a temperatura ambiente);
3Cl 2 + 2Fe \u003d 2FeCl 3 (cuando se calienta).
Además, el cloro también puede oxidar muchas sustancias complejas, por ejemplo:
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl (en fase gaseosa y en solución);
Cl 2 + 2HI \u003d I 2 + 2HCl (en fase gaseosa y en solución);
Cl 2 + H 2 S = 2HCl + S (en solución);
Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl (en solución);
Cl 2 + 3H 2 O 2 = 2HCl + 2H 2 O + O 2 (en solución concentrada);
Cl 2 + CO \u003d CCl 2 O (en fase gaseosa);
Cl 2 + C 2 H 4 \u003d C 2 H 4 Cl 2 (en fase gaseosa).
En el agua, el cloro se disuelve parcialmente (físicamente) y reacciona parcialmente de forma reversible con ella (ver § 11.4 c). Con una solución fría de hidróxido de potasio (y cualquier otro álcali), se produce una reacción similar de manera irreversible:
Cl 2 + 2OH \u003d Cl + ClO + H 2 O.
Como resultado, se forma una solución de cloruro e hipoclorito de potasio. En el caso de la reacción con hidróxido de calcio, se forma una mezcla de CaCl 2 y Ca(ClO) 2, denominada lejía.
Con soluciones concentradas calientes de álcalis, la reacción procede de manera diferente:
3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O.
En el caso de la reacción con KOH, se obtiene de esta forma clorato de potasio, llamado sal de Berthollet.
El cloruro de hidrógeno es el único enlace de hidrógeno cloro. Este gas incoloro de olor asfixiante es muy soluble en agua (reacciona completamente con ella formando iones oxonio e iones cloruro (ver § 11.4). Su disolución en agua se denomina clorhídrico o ácido clorhídrico. Este es uno de los productos más importantes de la tecnología química, ya que el ácido clorhídrico se consume en muchas industrias. También es de gran importancia para los humanos, en particular porque está contenido en el jugo gástrico, contribuyendo a la digestión de los alimentos.
El cloruro de hidrógeno solía producirse industrialmente quemando cloro en hidrógeno. En la actualidad, la necesidad de ácido clorhídrico se satisface casi por completo mediante el uso de cloruro de hidrógeno, que se forma como subproducto durante la cloración de diversas sustancias orgánicas, por ejemplo, el metano:
CH 4 + Cl 2 \u003d CH 3 + HCl
Y los laboratorios producen cloruro de hidrógeno a partir de cloruro de sodio tratándolo con ácido sulfúrico concentrado:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4 (a temperatura ambiente);
2NaCl + 2H 2 SO 4 \u003d 2HCl + Na 2 S 2 O 7 + H 2 O (cuando se calienta).
Más alto óxido cloro Cl 2 O 7 - Líquido aceitoso incoloro, sustancia molecular, óxido ácido. Como resultado de la reacción con el agua, forma ácido perclórico HClO 4 , el único oxoácido de cloro que existe como sustancia individual; los oxoácidos restantes del cloro se conocen solo en soluciones acuosas. La información sobre estos ácidos de cloro se da en la tabla 35.
Tabla 35
CO |
Fórmula |
Nombre |
Energía |
Nombre |
clorhídrico |
||||
hipocloroso |
hipocloritos |
|||
cloruro |
||||
cloro |
||||
percloratos |
La mayoría de los cloruros son solubles en agua. Las excepciones son AgCl, PbCl 2 , TlCl y Hg 2 Cl 2 . La formación de un precipitado incoloro de cloruro de plata cuando se agrega una solución de nitrato de plata a la solución de prueba. reacción cualitativa para el ion cloruro:
Ag + Cl = AgCl
El cloro se puede obtener a partir de cloruros de sodio o potasio en el laboratorio:
2NaCl + 3H 2 SO 4 + MnO 2 = 2NaHSO 4 + MnSO 4 + 2H 2 O + Cl 2
Como agente oxidante en la producción de cloro por este método, puede usar no solo dióxido de manganeso, sino también KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , KClO 3 .
Los hipocloritos de sodio y potasio se encuentran en varios blanqueadores domésticos e industriales. La lejía también se usa como blanqueador y también se usa como desinfectante.
El clorato de potasio se utiliza en la fabricación de fósforos, explosivos y composiciones pirotécnicas. Cuando se calienta, se descompone:
4KClO 3 \u003d KCl + 3KClO 4;
2KClO 3 = 2KCl + O 2 (en presencia de MnO 2).
El perclorato de potasio también se descompone, pero a una temperatura más alta: KClO 4 \u003d KCl + 2O 2.
1.Componer ecuaciones de reacción molecular para las cuales se dan ecuaciones iónicas en el texto del párrafo.
2. Hacer las ecuaciones de las reacciones dadas en el texto del párrafo de forma descriptiva.
3. Hacer ecuaciones de reacciones que caractericen las propiedades químicas de a) cloro, b) cloruro de hidrógeno (y ácido clorhídrico), c) cloruro de potasio yd) cloruro de bario.
Propiedades químicas de los compuestos de cloro.
Varias modificaciones alotrópicas son estables en diferentes condiciones. elemento azufre. Bajo condiciones normales sustancia simple El azufre es una sustancia cristalina amarilla quebradiza, que consta de ocho moléculas atómicas:
Este es el llamado azufre rómbico (o -azufre) S 8. (El nombre proviene de un término cristalográfico que caracteriza la simetría de los cristales de esta sustancia). Cuando se calienta, se derrite (113 ° C), convirtiéndose en un líquido amarillo móvil, que consta de las mismas moléculas. Con más calentamiento, los ciclos se rompen y se forman moléculas de polímero muy largas: la masa fundida se oscurece y se vuelve muy viscosa. Este es el llamado -azufre S norte. El azufre hierve (445 ° C) en forma de moléculas diatómicas S 2, de estructura similar a las moléculas de oxígeno. La estructura de estas moléculas, al igual que las moléculas de oxígeno, no puede describirse en términos del modelo de enlace covalente. Además, existen otras modificaciones alotrópicas del azufre.
En la naturaleza existen yacimientos de azufre nativo, de los cuales se extrae. La mayor parte del azufre que se extrae se utiliza para producir ácido sulfúrico. Parte del azufre se utiliza en la agricultura para la protección de las plantas. El azufre purificado se usa en medicina para el tratamiento de enfermedades de la piel.
Desde compuestos de hidrógeno azufre, sulfuro de hidrógeno (monosulfán) H 2 S es de la mayor importancia Es un gas venenoso incoloro con olor a huevos podridos. Es ligeramente soluble en agua. Disolución física. En una pequeña medida, la protolisis de las moléculas de sulfuro de hidrógeno se produce en una solución acuosa y, en menor medida, los iones de hidrosulfuro resultantes (ver Apéndice 13). Sin embargo, una solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama ácido de sulfuro de hidrógeno (o agua de sulfuro de hidrógeno).
El sulfuro de hidrógeno se quema en el aire:
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + SO 2 (con exceso de oxígeno).
Una reacción cualitativa a la presencia de sulfuro de hidrógeno en el aire es la formación de sulfuro de plomo negro (ennegrecimiento del papel de filtro humedecido con una solución de nitrato de plomo:
H 2 S + Pb 2 + 2H 2 O \u003d PbS + 2H 3O
La reacción procede en esta dirección debido a la muy baja solubilidad del sulfuro de plomo.
Además del sulfuro de hidrógeno, el azufre forma otros sulfanos H 2 S norte, por ejemplo, disulfano H 2 S 2 , de estructura similar al peróxido de hidrógeno. También es un ácido muy débil; su sal es pirita FeS 2 .
De acuerdo con las capacidades de valencia de sus átomos, el azufre forma dos óxido: SO 2 y SO 3 . El dióxido de azufre (el nombre trivial es dióxido de azufre) es un gas incoloro con un olor acre que provoca tos. El trióxido de azufre (el antiguo nombre es anhídrido sulfúrico) es una sustancia no molecular sólida y extremadamente higroscópica que se convierte en una sustancia molecular cuando se calienta. Ambos óxidos son ácidos. Cuando reaccionan con agua, forman azufre y ácidos sulfúricos, respectivamente. ácidos.
En soluciones diluidas, el ácido sulfúrico es un ácido fuerte típico con todas sus propiedades características.
El ácido sulfúrico puro, así como sus soluciones concentradas, son agentes oxidantes muy fuertes, y los átomos oxidantes aquí no son átomos de hidrógeno, sino átomos de azufre, pasando del estado de oxidación + VI al estado de oxidación + IV. Como resultado, la OVR con ácido sulfúrico concentrado suele producir dióxido de azufre, por ejemplo:
Cu + 2H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;
2KBr + 3H 2 SO 4 \u003d 2KHSO 4 + Br 2 + SO 2 + 2H 2 O.
Por lo tanto, incluso los metales que están en la serie de voltaje a la derecha del hidrógeno (Cu, Ag, Hg) reaccionan con ácido sulfúrico concentrado. Al mismo tiempo, algunos metales bastante activos (Fe, Cr, Al, etc.) no reaccionan con ácido sulfúrico concentrado, esto se debe al hecho de que se forma una película protectora densa en la superficie de dichos metales bajo la acción de ácido sulfúrico, evitando una mayor oxidación. Este fenómeno se llama pasivación.
Al ser un ácido dibásico, el ácido sulfúrico forma dos filas sales: medio y amargo. Las sales ácidas se aíslan solo para elementos alcalinos y amonio, la existencia de otras sales ácidas es dudosa.
La mayoría de los sulfatos medios son solubles en agua y, dado que el ion sulfato prácticamente no es una base aniónica, no sufren hidrólisis aniónica.
Los métodos industriales modernos para la producción de ácido sulfúrico se basan en la producción de dióxido de azufre (primera etapa), su oxidación a trióxido (segunda etapa) y la interacción del trióxido de azufre con el agua (tercera etapa).
El dióxido de azufre se obtiene quemando azufre o varios sulfuros en oxígeno:
S + O 2 \u003d SO 2;
4FeS 2 + 11O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
El proceso de tostado de minerales sulfurados en la metalurgia no ferrosa siempre va acompañado de la formación de dióxido de azufre, que se utiliza para producir ácido sulfúrico.
En condiciones normales, el dióxido de azufre no se puede oxidar con oxígeno. La oxidación se realiza por calentamiento en presencia de un catalizador, óxido de vanadio(V) o platino. Aunque la reacción
2SO 2 + O 2 2SO 3 + q
reversible, el rendimiento alcanza el 99%.
Si la mezcla gaseosa resultante de trióxido de azufre con aire se pasa a través de agua pura, la mayor parte del trióxido de azufre no se absorbe. Para evitar pérdidas, la mezcla gaseosa se pasa por ácido sulfúrico o sus soluciones concentradas. En este caso, se forma ácido disulfúrico:
SO 3 + H 2 SO 4 \u003d H 2 S 2 O 7.
Una solución de ácido disulfúrico en ácido sulfúrico se llama óleum y a menudo se representa como una solución de trióxido de azufre en ácido sulfúrico.
Al diluir el oleum con agua, se puede obtener tanto ácido sulfúrico puro como sus soluciones.
1.Componer fórmulas estructurales
a) dióxido de azufre, b) trióxido de azufre,
c) ácido sulfúrico, d) ácido disulfúrico.
En la naturaleza, el cloro se presenta en estado gaseoso y solo en forma de compuestos con otros gases. En condiciones cercanas a las normales, es un gas verdoso, venenoso y cáustico. Tiene más peso que el aire. Tiene un olor dulce. La molécula de cloro contiene dos átomos. En estado de calma no se quema, pero cuando altas temperaturas entra en interacción con el hidrógeno, después de lo cual es posible una explosión. Como resultado, se libera gas fosgeno. muy venenoso Por lo tanto, incluso a una baja concentración en el aire (0,001 mg por 1 dm 3 ) puede causar la muerte. el cloro dice que es más pesado que el aire, por lo tanto, siempre estará cerca del suelo en forma de neblina verde amarillenta.
Hechos históricos
Por primera vez en la práctica, K. Schelee obtuvo esta sustancia en 1774 combinando ácido clorhídrico y pirolusita. Sin embargo, solo en 1810, P. Davy pudo caracterizar el cloro y establecer que es un elemento químico separado.
Vale la pena señalar que en 1772 pudo obtener cloruro de hidrógeno, un compuesto de cloro con hidrógeno, pero el químico no pudo separar estos dos elementos.
Caracterización química del cloro
El cloro es un elemento químico del subgrupo principal VII grupo tablas periodicas Está en el tercer período y tiene el número atómico 17 (17 protones en el núcleo atómico). No metal reactivo. Se denota con las letras Cl.
Es un representante típico de los gases que no tienen color, pero tienen un olor acre fuerte. Generalmente tóxico. Todos los halógenos son altamente solubles en agua. Al entrar en contacto con el aire húmedo, comienzan a humear.
La configuración electrónica externa del átomo de Cl es 3s23p5. Por lo tanto, en los compuestos, el elemento químico exhibe niveles de oxidación de -1, +1, +3, +4, +5, +6 y +7. El radio covalente del átomo es de 0,96 Å, el radio iónico del Cl es de 1,83 Å, la afinidad del átomo por el electrón es de 3,65 eV, el nivel de ionización es de 12,87 eV.
Como se mencionó anteriormente, el cloro es un no metal bastante activo, lo que le permite crear compuestos con casi cualquier metal (en algunos casos, por calentamiento o con la ayuda de la humedad, mientras se desplaza el bromo) y no metales. En forma de polvo, reacciona con metales solo bajo la influencia de altas temperaturas.
La temperatura máxima de combustión es de 2250 °C. Con el oxígeno puede formar óxidos, hipocloritos, cloritos y cloratos. Todos los compuestos que contienen oxígeno se vuelven explosivos al interactuar con sustancias oxidantes. Vale la pena señalar que pueden explotar al azar, mientras que los cloratos explotan solo cuando se exponen a cualquier iniciador.
Características del cloro por posición en el sistema periódico:
sustancia simple;
. elemento del decimoséptimo grupo de la tabla periódica;
. el tercer período de la tercera fila;
. el séptimo grupo del subgrupo principal;
. número atómico 17;
. denotado por el símbolo Cl;
. reactivos no metálicos;
. está en el grupo de los halógenos;
. en condiciones cercanas a las normales, es un gas venenoso de color verde amarillento con un olor acre;
. la molécula de cloro tiene 2 átomos (fórmula Cl 2).
Propiedades físicas cloro:
Punto de ebullición: -34,04 °C;
. punto de fusión: -101,5 °C;
. densidad en estado gaseoso - 3,214 g/l;
. la densidad del cloro líquido (durante el período de ebullición) - 1.537 g / cm 3;
. densidad del cloro sólido - 1,9 g/cm 3 ;
. volumen específico - 1.745 x 10 -3 l/g.
Cloro: características de los cambios de temperatura
En estado gaseoso, tiende a licuarse fácilmente. A una presión de 8 atmósferas y una temperatura de 20 °C, parece un líquido de color amarillo verdoso. Tiene propiedades anticorrosivas muy altas. Como muestra la práctica, este elemento químico puede mantener un estado líquido hasta una temperatura crítica (143 ° C), sujeto a un aumento de presión.
Si se enfría a una temperatura de -32 °C, cambiará a líquido, independientemente de la presión atmosférica. Con una mayor disminución de la temperatura, se produce la cristalización (a -101 ° C).
cloro en la naturaleza
La corteza terrestre contiene solo 0,017% de cloro. La mayor parte está en gases volcánicos. Como se indicó anteriormente, la sustancia tiene una alta actividad química, como resultado de lo cual se presenta en la naturaleza en compuestos con otros elementos. Sin embargo, muchos minerales contienen cloro. La característica del elemento permite la formación de alrededor de un centenar de minerales diferentes. Como regla general, estos son cloruros metálicos.
Además, una gran cantidad se encuentra en los océanos, casi el 2%. Esto se debe al hecho de que los cloruros se disuelven muy activamente y son transportados por ríos y mares. El proceso inverso también es posible. El cloro regresa a la orilla y luego el viento lo transporta. Es por ello que su mayor concentración se observa en las zonas costeras. En las regiones áridas del planeta, el gas que estamos considerando se forma por la evaporación del agua, como resultado de lo cual aparecen las marismas. Cerca de 100 millones de toneladas de esta sustancia se extraen anualmente en el mundo. Lo cual, sin embargo, no es de extrañar, porque hay muchos depósitos que contienen cloro. Sus características, sin embargo, dependen en gran medida de su ubicación geográfica.
Métodos de obtención de cloro
Hoy en día, existen una serie de métodos para obtener cloro, de los cuales los siguientes son los más comunes:
1. Apertura. Es el más sencillo y menos costoso. La solución salina en la electrólisis del diafragma ingresa al espacio del ánodo. Más adelante, la rejilla de cátodo de acero fluye hacia el diafragma. Contiene una pequeña cantidad de fibras poliméricas. Una característica importante este dispositivo es a contracorriente. Se dirige desde el espacio del ánodo al del cátodo, lo que permite obtener cloro y lejía por separado.
2. Membrana. El más eficiente energéticamente, pero difícil de implementar en una organización. Similar al diafragma. La diferencia es que los espacios del ánodo y el cátodo están completamente separados por una membrana. Por lo tanto, la salida son dos flujos separados.
Cabe señalar que las características de la chem. (cloro) obtenido por estos métodos será diferente. Más "limpio" se considera el método de membrana.
3. Método de mercurio con cátodo líquido. En comparación con otras tecnologías, esta opción le permite obtener el cloro más puro.
El esquema básico de la instalación consiste en un electrolizador y una bomba y un descomponedor de amalgama interconectados. El mercurio bombeado por la bomba junto con una solución de sal común sirve como cátodo y los electrodos de carbón o grafito sirven como ánodo. El principio de funcionamiento de la instalación es el siguiente: se libera cloro del electrolito, que se elimina del electrolizador junto con el anolito. Las impurezas y los residuos de cloro se eliminan de este último, se saturan con halita y se devuelven nuevamente a la electrólisis.
Las exigencias de seguridad industrial y la falta de rentabilidad de la producción llevaron a la sustitución del cátodo líquido por uno sólido.
El uso de cloro para fines industriales.
Las propiedades del cloro permiten su uso activo en la industria. Con la ayuda de este elemento químico obtener varios (cloruro de vinilo, cloro-caucho, etc.), medicamentos, desinfectantes. Pero el mayor nicho ocupado en la industria es la producción de ácido clorhídrico y cal.
Métodos de limpieza ampliamente utilizados agua potable. Hoy, están tratando de alejarse de este método, reemplazándolo con ozonización, ya que la sustancia que estamos considerando afecta negativamente al cuerpo humano, además, el agua clorada destruye las tuberías. Esto se debe al hecho de que, en estado libre, el Cl afecta negativamente a las tuberías fabricadas con poliolefinas. Sin embargo, la mayoría de los países prefieren el método de cloración.
El cloro también se usa en la metalurgia. Con su ayuda, se obtienen una serie de metales raros (niobio, tantalio, titanio). En la industria química, varios compuestos organoclorados se usan activamente para el control de malezas y para otros fines agrícolas, el elemento también se usa como blanqueador.
Debido a su estructura química, el cloro destruye la mayoría de los colorantes orgánicos e inorgánicos. Esto se logra decolorándolos por completo. Tal resultado solo es posible si hay agua, porque el proceso de blanqueo ocurre debido a que se forma después de la descomposición del cloro: Cl 2 + H 2 O → HCl + HClO → 2HCl + O. Este método se usó un par de hace siglos y sigue siendo popular hoy en día.
El uso de esta sustancia para la producción de insecticidas organoclorados es muy popular. Estos preparados agrícolas matan los organismos nocivos, dejando intactas las plantas. Una parte importante de todo el cloro producido en el planeta se destina a las necesidades agrícolas.
También se utiliza en la producción de compuestos plásticos y caucho. Con su ayuda, se fabrican aislamiento de cables, artículos de papelería, equipos y carcasas. electrodomésticos etc. Existe la opinión de que los cauchos obtenidos de esta manera son dañinos para los humanos, pero esto no ha sido confirmado por la ciencia.
Vale la pena señalar que el cloro (las características de la sustancia fueron reveladas en detalle por nosotros anteriormente) y sus derivados, como el gas mostaza y el fosgeno, también se utilizan con fines militares para obtener agentes de guerra química.
El cloro como un brillante representante de los no metales.
Los no metales son sustancias simples que incluyen gases y líquidos. En la mayoría de los casos, conducen la corriente eléctrica peor que los metales y tienen diferencias significativas en las características físicas y mecánicas. Con la ayuda de un alto nivel de ionización, pueden formar compuestos químicos covalentes. A continuación, se dará una característica de un no metal usando el ejemplo del cloro.
Como se mencionó anteriormente, este elemento químico es un gas. V condiciones normales carece por completo de propiedades similares a las de los metales. Sin ayuda externa, no puede interactuar con el oxígeno, el nitrógeno, el carbono, etc. Exhibe sus propiedades oxidantes en enlaces con sustancias simples y algunas complejas. Se refiere a los halógenos, lo que se refleja claramente en su caracteristicas quimicas. En compuestos con otros representantes de halógenos (bromo, astato, yodo), los desplaza. En estado gaseoso, el cloro (su característica es una confirmación directa de esto) se disuelve bien. Es un excelente desinfectante. Mata sólo organismos vivos, lo que lo hace indispensable en agricultura y medicina
Utilizar como veneno
La característica del átomo de cloro permite su uso como agente venenoso. Por primera vez, Alemania utilizó gas el 22 de abril de 1915, durante la Primera Guerra Mundial, como resultado de lo cual murieron unas 15 mil personas. Por el momento no aplica.
vamos a dar breve descripción elemento químico como asfixiante. Afecta al cuerpo humano por asfixia. Primero, irrita el tracto respiratorio superior y las membranas mucosas de los ojos. Una tos fuerte comienza con ataques de asfixia. Además, al penetrar en los pulmones, el gas corroe el tejido pulmonar, lo que provoca edema. ¡Importante! El cloro es una sustancia de acción rápida.
Dependiendo de la concentración en el aire, los síntomas son diferentes. Con un bajo contenido en una persona, se observa enrojecimiento de la membrana mucosa de los ojos, una ligera dificultad para respirar. El contenido en la atmósfera de 1,5-2 g / m 3 provoca pesadez y sensaciones agudas en el pecho, un dolor agudo en el tracto respiratorio superior. Además, la condición puede ir acompañada de lagrimeo severo. Después de 10-15 minutos de estar en una habitación con tal concentración de cloro, se produce una quemadura grave en los pulmones y la muerte. En concentraciones más densas, la muerte es posible en un minuto por parálisis del tracto respiratorio superior.
El cloro en la vida de los organismos y las plantas.
El cloro se encuentra en casi todos los organismos vivos. La peculiaridad es que no está presente en su forma pura, sino en forma de compuestos.
En organismos de animales y humanos, los iones de cloruro mantienen la igualdad osmótica. Esto se debe al hecho de que tienen el radio más adecuado para penetrar en las células de la membrana. Junto con los iones de potasio, el Cl regula el equilibrio agua-sal. En el intestino, los iones de cloruro crean un entorno favorable para la acción de las enzimas proteolíticas del jugo gástrico. Los canales de cloro se proporcionan en muchas células de nuestro cuerpo. A través de ellos se produce el intercambio de fluidos intercelulares y se mantiene el pH de la célula. Alrededor del 85% del volumen total de este elemento en el cuerpo reside en el espacio intercelular. Se excreta del cuerpo a través de la uretra. Producido por el cuerpo femenino durante la lactancia.
En esta etapa de desarrollo, es difícil decir de manera inequívoca qué enfermedades provoca el cloro y sus compuestos. Esto se debe a la falta de investigación en esta área.
Los iones de cloro también están presentes en las células vegetales. Participa activamente en el intercambio de energía. Sin este elemento, el proceso de fotosíntesis es imposible. Con su ayuda, las raíces absorben activamente las sustancias necesarias. Pero una alta concentración de cloro en las plantas puede tener un efecto perjudicial (ralentizando el proceso de fotosíntesis, deteniendo el desarrollo y el crecimiento).
Sin embargo, hay tales representantes de la flora que pudieron "hacer amigos" o al menos llevarse bien con este elemento. La característica de un no metal (cloro) contiene un elemento como la capacidad de una sustancia para oxidar los suelos. En el proceso de evolución, las plantas antes mencionadas, llamadas halófitas, ocuparon marismas vacías, las cuales estaban vacías debido a la sobreabundancia de este elemento. Absorben los iones de cloruro y luego se deshacen de ellos con la ayuda de la caída de las hojas.
Transporte y almacenamiento de cloro
Hay varias formas de mover y almacenar el cloro. La característica del elemento implica la necesidad de cilindros especiales de alta presión. Dichos contenedores tienen una marca de identificación: una línea verde vertical. Los cilindros deben enjuagarse minuciosamente una vez al mes. Con el almacenamiento prolongado de cloro, forman un precipitado muy explosivo: tricloruro de nitrógeno. Si no se observan todas las reglas de seguridad, es posible que se produzca una ignición espontánea y una explosión.
El estudio del cloro
Los futuros químicos deben conocer las características del cloro. Según el plan, los alumnos de 9no grado pueden incluso hacer experimentos de laboratorio con esta sustancia basados en conocimientos básicos de la disciplina. Naturalmente, el profesor está obligado a realizar una sesión informativa de seguridad.
El orden de trabajo es el siguiente: debe tomar un matraz con cloro y verter pequeñas virutas de metal en él. En vuelo, los chips se encenderán con chispas brillantes y al mismo tiempo se formará un ligero humo blanco de SbCl 3. Cuando el papel de aluminio se sumerge en un recipiente con cloro, también se encenderá espontáneamente y los copos de nieve ardientes se hundirán lentamente en el fondo del matraz. Durante esta reacción, se forma un líquido ahumado, SnCl 4 . Cuando se colocan virutas de hierro en el recipiente, se forman “gotas” rojas y aparecerá humo rojo de FeCl 3.
Así como también trabajo practico se repite la teoría. En particular, una pregunta como la caracterización del cloro por posición en el sistema periódico (descrito al comienzo del artículo).
Como resultado de los experimentos, resulta que el elemento reacciona activamente a los compuestos orgánicos. Si coloca algodón, previamente humedecido en trementina, en un frasco de cloro, se encenderá instantáneamente y el hollín caerá bruscamente del matraz. El sodio arde con eficacia con una llama amarillenta y aparecen cristales de sal en las paredes de los platos químicos. A los estudiantes les interesará saber que, cuando aún era un joven químico, N. N. Semenov (más tarde ganador del Premio Nobel), después de realizar tal experimento, recogió sal de las paredes del matraz y, rociándola con pan, se la comió. La química resultó ser correcta y no defraudó al científico. Como resultado del experimento realizado por el químico, ¡realmente resultó la sal de mesa común!
