- •Тема 1. Периодическая система и строение атомов
- •Темы 2-3. Химическая связь. Строение вещества в конденсированном состоянии
- •Метод валентных связей
- •Теория гибридизации
- •Метод молекулярных орбиталей
- •Тема 4. Скорость химических реакций, основные понятия термодинамики
- •Обратимость химических реакций.
- •Смещение химического равновесия
- •Химическая термодинамика
- •Тема 5. Растворы
- •Способы выражения концентрации растворов
- •Коллигативные свойства растворов
- •Тема 6. Растворы электролитов
- •Сильные электролиты (уравнения диссоциации)
- •Слабые электролиты (уравнения диссоциации)
- •Теория сильных электролитов
- •Теория слабых электролитов
- •Ионные уравнения реакций
- •Тема 7. Равновесия в растворах, протолитическое равновесие, гидролиз солей Диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели
- •Произведение растворимости
- •0,01 Моль 0,01 моль 0,01 моль
- •Гидролиз солей
- •Описание гидролиза как обратимого процесса
- •Тема 8. Окислительно-восстановительные реакции и электрохимия
- •Метод электронного баланса
- •Метод полуреакций (электронно-ионного баланса)
- •Электрохимические процессы
- •Электродные потенциалы
- •Гальванические элементы
- •Аккумуляторы
- •Электролиз
- •Тема 9. Химическая связь в комплексных соединениях
- •Координационная теория Вернера
- •Номенклатура комплексных соединений
- •Диссоциация комплексных соединений
- •Природа химической связи в комплексах
- •Тема 10. I-II группы псэ Главная подгруппа I группы
- •Соединения щелочных металлов
- •Побочная подгруппа I группы
- •Серебро
- •Главная подгруппа II группы
- •Жесткость воды и методы ее устранения
- •Побочная подгруппа II группы
- •Цинк и кадмий
- •Химические свойства
- •Тема 11. III-IV группы псэ Главная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Алюминий
- •Химические свойства
- •Галлий, индий, таллий
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа III группы
- •Химические свойства
- •Лантаноиды
- •Химические свойства
- •Актиноиды
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа IV группы
- •Углерод
- •Химические свойства
- •Кремний
- •Химические свойства
- •Германий, олово, свинец
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа IV группы
- •Химические свойства
- •Тема 12. V группа псэ Главная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Азотная кислота и ее соли
- •Химические свойства
- •Мышьяк, сурьма, висмут
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа V группы
- •Химические свойства
- •Тема 13. VI группа псэ
- •Химические свойства
- •Селен, теллур, полоний
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VI группы
- •Химические свойства
- •Молибден, вольфрам
- •Химические свойства
- •Тема 14. VII-VIII группы псэ Водород и главная подгруппа VII группы Водород
- •Физические свойства:
- •Химические свойства
- •Главная подгруппа VII группы
- •Химические свойства
- •Химические свойства
- •Кислородсодержащие соединения хлора
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VII группы
- •Химические свойства марганца
- •Главная подгруппа VIII группы
- •Физические свойства инертных (благородных) газов
- •Химические свойства
- •Побочная подгруппа VIII группы
- •Общие свойства триад.
- •Химические свойства
- •Кобальт, никель
- •Химические свойства
- •18.2.3. Платиновые металлы
Кислородсодержащие соединения хлора
HClO – хлорноватистая кислота. Ей соответствует кислотный оксид Cl2O. Соли называются гипохлоритами.
HClO2 – хлористая кислота. Кислотный оксид Cl2O3 не получен. Соли – хлориты.
HClO3 – хлорноватая кислота. Кислотный оксид Cl2O5 не получен. Соли – хлораты.
HClO4– хлорная кислота. Кислотный оксид - Cl2O7. Соли – перхлораты.
1) HClO – желтоватая жидкость. Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без нагревания):
Cl2 + H2O = HCl + HClO
Соли этой кислоты получаются при действии на щелочь хлора:
2KOH + Cl2 = KClO + KCl + H2O
используется как отбеливатель в текстильной промышленности.
2) HClO2, HClO3 – не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO3 – хлорат калия (бертолетовая соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Хлораты - сильнейшие окислители. При ударе или нагревании взрываются.
3) Известен оксид ClO2, который можно получить по реакции:
2KClO3 + H2C2O4 = K2CO3 + CO2 + H2O + 2ClO2
ClO2 – зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:
2ClO2 + H2O = HClO2 + HClO3
4) Осторожным нагреванием хлораты можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:
KClO4 + H2SO4 = HClO4 + KHSO4
Хлорная кислота HClO4 – подвижная жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти все ее соли хорошо растворимы в воде.
5) В ряду HClO - HClO2 - HClO3 - HClO4 сила кислот растет, а окислительная способность падает.
Хлор находит широкое применение в химической промышленности для получения хлористого водорода и соляной кислоты, синтеза хлорорганических веществ, обеззараживания питьевой воды, в текстильной промышленности для отбеливания тканей, в производстве ядохимикатов.
Бром
Бром находится в виде калиевых и натриевых солей в воде морей. Производство основано на реакции:
2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl
Для этого раствор NaBr и органический растворитель (бензол или бензин) заливают в емкость и через смесь пропускают хлор. Бром переходит в органическую фазу, откуда затем отгоняется. Бром – жидкость темно-красного цвета, тяжелая, легколетучая, вызывает тяжелые ожоги.
Бром Br2 химически менее активен, чем Cl2, однако вступает в те же реакции, что и хлор. Соли HBr носят название – бромиды.
Соль AgBr, используется в кино- и фотопромышленности как светочувствительный реактив. Соединения брома используются в медицине.
Иод
В природе встречается в виде KJ, NaJ в воде и морских водорослях. Водоросли сушатся, сжигаются и из золы извлекается иод по реакции:
2NaJ + Cl2 = 2NaCl + J2
Иод – твердое кристаллическое вещество, темно-фиолетового цвета, способное к сублимации или возгонке (переход из твердого состояния в газообразное при нагревании, минуя жидкую фазу).