Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА

кислота, HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах. Х. к. и её соли - гипохлориты - сильные окислители. Кристаллогидрат LiClO×H2O выдерживает длительное хранение; NaClO×H2O при 70 |С разлагается со взрывом, а KClO известен только в виде водных растворов. Ca (ClO)2 в сухом виде вполне устойчив, но в присутствии H2O и CO2 разлагается. Более стоек Mg (ClO)2. Х. к. и гипохлориты легко разлагаются с выделением кислорода и поэтому широко используются для отбелки целлюлозы и тканей, а также для санитарных целей. Х. к. получается при гидролизе хлора или при растворении окиси хлора Cl2O в воде. В промышленном масштабе производятся гипохлориты кальция, натрия, калия, лития хлорированием известкового молока и соответствующих щелочей.

Лит. см. при ст. Хлор.

Большая советская энциклопедия, БСЭ. 2012

Смотрите еще толкования, синонимы, значения слова и что такое ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА в русском языке в словарях, энциклопедиях и справочниках:

• ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА в Большом энциклопедическом словаре:
  
• ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА в Современном толковом словаре, БСЭ:
  НСlО, слабая кислота. Образуется при растворении хлора в воде; неустойчива. Существует только в разбавленных водных растворах. Сильный окислитель. Хлорноватистая кислота …
• КИСЛОТА в Соннике Миллера, соннике и толкованиях сновидений:
  Пить какую-то кислоту - это неблагоприятный сон, несущий Вам много беспокойства.Для женщины пить кислые жидкости - означает, что она может …
• КИСЛОТА в Энциклопедическом словаре:
  , -ы, мн. -dm, -dr, ж. Химическое соединение, содержащее водород, дающее при реакции с основаниями (в 8 знач.) соли и …
• ХЛОРНОВАТИСТАЯ в Большом российском энциклопедическом словаре:
  ХЛОРНОВ́АТИСТАЯ КИСЛОТА, НСlO, слабая к-та. Образуется при растворении хлора в воде; неустойчива. Существует только в разбавленных вод. р-рах. Сильный окислитель. …
• КИСЛОТА в Полной акцентуированной парадигме по Зализняку:
  кислота", кисло"ты, кислоты", кисло"т, кислоте", кисло"там, кислоту", кисло"ты, кислото"й, кислото"ю, кисло"тами, кислоте", …
• КИСЛОТА в словаре Синонимов русского языка:
  аквакислота, алакреатин, алкилбензолсульфокислота, алкоксикислота, альдегидокислота, амид, антрахас, аурин, барбитал, бензолсульфокислота, бензосульфокислота, билитраст, бутандикислота, галлоген, галогенокислота, гексафторкремнекислота, гексафторокремнекислота, гексахлороплатинакислота, гетерополикислота, гидразино-кислота, …
• КИСЛОТА в Новом толково-словообразовательном словаре русского языка Ефремовой:
  ж. 1) Отвлеч. сущ. по знач. прил.: кислый. 2) Химическое соединение, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. 3) …
• КИСЛОТА в Словаре русского языка Лопатина:
  кислот`а, -`ы, мн. -`оты, …
• КИСЛОТА в Полном орфографическом словаре русского языка:
  кислота, -ы, мн. -оты, …
• КИСЛОТА в Орфографическом словаре:
  кислот`а, -`ы, мн. -`оты, …
• КИСЛОТА в Словаре русского языка Ожегова:
  1 химическое соединение, содержащее водород, дающее при реакции с основаниями N8 соли и окрашивающее лакмусовую бумагу в красный цвет Азотная, …
• КИСЛОТА в Толковом словаре русского языка Ушакова:
  кислоты, мн. кислоты, ж. 1. Только ед. Отвлеч. сущ. к кислый, что-н. кислое (разг.). Я попробовал, чувствую: кислота какая-то. 2. …
• КИСЛОТА в Толковом словаре Ефремовой:
  кислота ж. 1) Отвлеч. сущ. по знач. прил.: кислый. 2) Химическое соединение, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. …
• КИСЛОТА в Новом словаре русского языка Ефремовой:
  ж. 1. отвлеч. сущ. по прил. кислый 2. Химическое соединение, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. 3. Что-либо, …
• КИСЛОТА в Большом современном толковом словаре русского языка:
  ж. 1. Химическое соединение, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. 2. То, что своими свойствами - цветом, запахом, …
• ВИННАЯ ИЛИ ВИННОКАМЕННАЯ КИСЛОТА
  (acide tartarique, tartaric acid, Weinsteins?ure) — C4H6C6, иначе диоксиянтарная, — значительно распространена в растительном царстве, где она встречается свободной или …
• ВИННАЯ КИСЛОТА*
  или виннокаменная (acide tartarique, tartaric acid, Weinsteinsaure) ? C 4 H 6 C 6 , иначе диоксиянтарная? значительно распространена …
• в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  см. …
• ХЛОРИСТО-ВОДОРОДНАЯ, ИЛИ СОЛЯНАЯ, КИСЛОТА
• ФУМАРОВАЯ КИСЛОТА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (хим.), бутендикислота С4Н4O4=С2Н2(СО2Н)2 — стереоизомер (монотропный изомер? — ср. Фосфор, аллотропия) малеиновой кислоты (см.). Находится готовой в растительном царстве, а …
• МОЧЕВАЯ КИСЛОТА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона.
• МОЛОЧНАЯ КИСЛОТА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (ас. lactique, lactic ас., Milchs?ure, хим.), иначе?-оксипропионовая или этилиденмолочная кислота — С3Н6О3 = СН3—СН(ОН)—СООН (ср. Гидракриловая кислота); известны три …
• ХЛОРНАЯ, ХЛОРНОВАТАЯ И ХЛОРНОВАТИСТАЯ КИСЛОТЫ в Энциклопедии Брокгауза и Ефрона:
  ? см. …
• ФУМАРОВАЯ КИСЛОТА в Энциклопедии Брокгауза и Ефрона:
  (хим.), бутендикислота С 4 Н 4 O 4 =С 2 Н 2 (СО 2 Н) 2 ? стереоизомер (монотропный изомер? …
• МОЧЕВАЯ КИСЛОТА* в Энциклопедии Брокгауза и Ефрона.
• МОЛОЧНАЯ КИСЛОТА в Энциклопедии Брокгауза и Ефрона:
  (ас. lactique, lactic ас., Milchs a ure, хим.), иначе?-оксипропионовая или этилиденмолочная кислота? С 3 Н 6 О 3 …
• ХЛОРА ОКИСЛЫ
  окислы, соединения хлора с кислородом: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8. Х. окись (оксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты) , Cl2O, …
• НОМЕНКЛАТУРА ХИМИЧЕСКАЯ в Большой советской энциклопедии, БСЭ:
  химическая, система рациональных названий химически индивидуальных веществ. Первая такая система была выработана в 1787 Комиссией французских химиков под председательством …
• ЦИКЛОКИСЛОТЫ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  представляют карбоксилированные (см. Карбоксил) производные циклических углеводородов. В настоящей статье, главным образом, рассматриваются кислоты формулыСn?2n — x(C?2?)x или же СmН2(m …
• ЦИАНОВАЯ КИСЛОТА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона.
• ХЛОРИСТЫЙ АЗОТ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  NCl3, представляет по своему составу аммиак NH3, в котором весь водород замещен хлором. X. азот был открыт Дюлонгом в 1812 …
• ФТАЛЕВЫЕ КИСЛОТЫ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  Этим именем называются простейшие ароматические дикарбоновые или двухосновные кислоты состава С6Н4(СО2Н)2. Ф. кислоты, как двухзамещенные производные бензола (см. Углеводороды ароматические), …
• УРЕИДЫ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (хим.)обширный класс азотистых органических веществ, представляющих производные мочевины NH2.CO.NH2, образованные через замещение в ней одного или более атомов водорода кислотными …
• СЕРЕБРО, ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона.
• КУПОРОСНОЕ МАСЛО в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона.
• КРЕПКАЯ ВОДКА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона.
• ЙОДИСТЫЙ АЗОТ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (хим.) — был впервые получен фабрикантом селитры Куртуа, который открыл йод, и с тех пор исследован целым рядом ученых, между …
• ИРИДИЙ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (Ir) - один из "платиновых металлов", открыт в 1803 г., получил свое имя за разнообразие окрасок соляных растворов. Встречается в …
• ЖАВЕЛЕВА ВОДА в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (хим.) — Бертолле в 1785 г. сделал наблюдение, что хлор, поглощенный раствором едкого кали, не теряет белильной способности, и предложил …
• ГЛИЦЕРИНЫ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  (хим.)Подобно тому, как название гликоля — CH2(OH).CH2(OH) — стало со временем нарицательным для всех двухатомных спиртов (см. Гликоли), глицеринами называются …
• БЕНЗОЛ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  или бензин (старинное, ныне оставленное название) — углеводород состава С6Н6, представитель ароматических, или бензольных, соединений (см. это сл.). Вещество это …
• БЕЛИЛЬНАЯ ИЛИ ХЛОРНАЯ ИЗВЕСТЬ в Энциклопедическом словаре Брокгауза и Евфрона:
  или белильный порошок (Chlorure de chaux, Bleichkalk или Chlorkalk, Bleaching-powder, Chloride of lime). — Белильную известь, или порошковатый продукт действия …

хлор, который выделяется в свободном виде при взаимодействии данного вещества с соляной кислотой. Выделение хлора происходит в результате окислительно-восстановительной реакции HCl с соединениями, в которых хлор имеет положительные степени окисления – чаще всего +1, +3 и +5. Массовая доля активного хлора в веществе (в процентах) численно равна массе молекулярного хлора, который выделяется из 100 г этого вещества при взаимодействии с избытком соляной кислоты.

Окислить HCl до Cl 2 без потерь и проанализировать количество выделившегося хлора трудно. Поэтому на практике определяют активный хлор иначе – как массу хлора, которая способна выделить из раствора HI такое же количество иода, что и 100 г анализируемого вещества. Например, из сравнения двух реакций:

Cl 2 + 2HI ® I 2 + 2HCl и

NaOCl + 2HCl ® I 2 + NaCl + H 2 O,

видно, что 1 моль иода выделяется под действием либо 70,9 г Cl 2 , либо 74,5 г NaClO, поэтому содержание активного хлора в NaClO равно (70,9/74,5)100 = 95,2% (считается, что в Cl 2 «содержится» 100% активного хлора).

Иодоводородная кислота окисляется легко и полностью, а образующийся иод очень просто определить количественно. На практике поступают так: навеску анализируемого вещества растворяют в воде и добавляют избыток подкисленного раствора KI; затем выделившийся иод (который прекрасно растворяется в избытке раствора KI) титруют раствором тиосульфата известной концентрации (см. также ТИТРОВАНИЕ).

Хлорная вода и хлорноватистая кислота.

История применения веществ, содержащих активный хлор, насчитывает более двух столетий. Вскоре после открытия хлора шведским химиком Шееле в 1774 обнаружилось, что под действием этого газа смоченные водой желтоватые и некрасивые ткани из растительных волокон – льна или хлопка приобретают замечательную белизну. Впервые применил хлор для беления тканей и бумаги французский химик Клод Луи Бертолле. В своем имении в Аркее он открыл в 1785 фабрику по отбелке холста хлором, на которой работали, в частности, его сын вместе с молодым учеником Бертолле Гей-Люссаком.

Хлор, реагируя с водой, образует хлорноватистую кислоту HClO. Это было первое полученное химиками вещество, содержащее активный хлор. Из уравнения реакции HClO + HCl ® Cl 2 + H 2 O следует, что теоретически из 52,5 г чистой HClO можно получить 71 г Cl 2 , то есть хлорноватистая кислота содержит 135,2% активного хлора. Но эта кислота неустойчива; максимально возможная ее концентрация в растворе – не более 30%. Скорость и направление распада хлорноватистой кислоты зависит от условий. В кислой среде при комнатной температуре идет медленная реакция 4HClO ® 2Cl 2 + O 2 + 2H 2 O. В присутствии соляной кислоты в растворе быстро устанавливается равновесие HClO + HCl Cl 2 + H 2 O, сильно сдвинутое вправо. В слабокислых и нейтральных растворах идет распад

2HClO ® O 2 + 2HCl, ускоряемый видимым светом. В слабощелочных средах, особенно при повышенной температуре, идет реакция диспропорционирования с образованием хлорат-ионов: 2HClO + ClO – ® ClO 3 – + 2H + + 2Cl – . Поэтому реально водные растворы хлора содержат лишь незначительные количества хлорноватистой кислоты и активного хлора в них немного.

В 19 в. было обнаружено, что хлорная вода обладает не только отбеливающим, но и дезинфицирующим действием. Впервые в этом качестве ее начали использовать в 1846 в одном из госпиталей в Вене, где была введена практика для врачей ополаскивать руки хлорной водой. После того, как в 1888 на Международном гигиеническом конгрессе в Вене было признано, что заразные болезни, в том числе холера, могут распространяться с питьевой водой, начались планомерные поиски наиболее эффективного способа обеззараживания воды. И когда в больших городах появился водопровод, хлору нашли новое применение – дезинфицировать питьевую воду. Впервые для этой цели его применили в Нью-Йорке в 1895, а в настоящее время для хлорирования воды расходуют ежегодно сотни тысяч тонн хлора. Хлор легко растворяется в воде, убивая в ней все живое. При этом выяснилось, что свободная хлорноватистая кислота почти в 300 раз более активна, чем гипохлорит-ионы ClO – ; объясняется это уникальной способностью HClO проникать в бактерии через их мембраны. Хлорирование оказалось самым простым и дешевым способом обеззараживания воды. Поскольку обнаружить в воде болезнетворные бактерии непросто (для этого требуются сложные лабораторные исследования), обычно бактериальную безопасность воды после ее обработки хлором контролируют по косвенному признаку: числу неопасных, но хорошо различимых в микроскоп микроорганизмов – кишечных палочек. Если после хлорирования в 1 мл воды остается не более 3 палочек, то можно считать, что менее устойчивые болезнетворные бактерии полностью уничтожены. Обычно на один кубометр воды требуется примерно 1,5–2 г хлора. Но иногда хлора добавляют больше, чем обычно; это бывает, например, весной, во время паводка, когда талые воды смывают в реки и остатки удобрений с полей, и прочие загрязнители воды. Поэтому содержание активного хлора в водопроводной воде может изменяться в довольно широких пределах. Избыток хлора придает воде неприятный запах, особенно при ее нагревании, когда растворимость хлора снижается. Ничтожные концентрации хлора в питьевой воде не представляют опасности для здоровья, хотя пить такую воду неприятно. Проще всего избавиться от остатков хлора в водопроводной воде, выдержав её несколько часов в открытой посуде или доведя до кипения: из кипящей воды хлор улетучится быстро и без остатка.

Но если вода загрязнена некоторыми отходами химических производств, хлорирование ее может привести к нежелательным последствиям. Например, при хлорировании фенола могут образоваться дихлорфенолы, обладающие запахом в исключительно малых концентрациях – всего 1 мг в 10 тоннах воды! Еще в 1974 Агентство по защите окpужающей сpеды в США обследовало водоснабжение Нового Оpлеана и обнаpужило в питьевой воде 66 различных хлорорганических соединений (правда, по большей части в очень малых концентрациях – не более 1 мг на тонну). Некоторые примеси в воде после их хлорирования превращаются в чрезвычайно токсичные соединения (например, диоксины). Поэтому более перспективно вместо хлорирования применять озонирование воды (см . ОЗОН).

Хлорируют не только питьевую, но и сточные воды, чтобы патогенные микроорганизмы не попали в реки. Используют хлор и его соединения и для дезинфекции воды в бассейнах.

Гипохлориты щелочных металлов. Жавелевая вода.

Иметь дело с газом, да еще таким ядовитым, как хлор, неудобно и опасно. В 1789 Бертолле вместо хлорной воды, выделяющей хлор, начал для той же цели использовать щелочной отбеливающий раствор. Такой раствор получали путем пропускания хлора в калиевый щелок – раствор поташа (карбоната калия) до насыщения его хлором. Раствор получил название жавелевой воды (в то время Жавель был пригородом Парижа; в настоящее время это один из парижских районов). Отбеливающий раствор, получаемый действием хлора на раствор соды (карбоната натрия), получил название лабарраковой воды – по имени парижского аптекаря Антуана Жермена Лабаррака; его начали использовать с 1820. Впоследствии оба раствора обычно называли одинаково – жавелевой водой, а на практике применяли только более дешевую натриевую соль. Ее получали хлорированием раствора соды. В результате гидролиза карбоната натрия образуется щелочь:

Na 2 СО 3 + Н 2 О NaНСО 3 + NaОН, которая обратимо реагирует с хлором с образованием хлорида и гипохлорита – натриевой соли хлорноватистой кислоты:

Cl 2 + 2NaOH NaClO + NaCl + Н 2 О. Такой отбеливающий раствор, содержащий смесь хлорида и гипохлорита, был очень неустойчивым, и его надо было применять непосредственно на месте получения. Причина нестабильности заключалась в присутствии в растворе при невысоких значениях рН значительных количеств хлорноватистой кислоты HClO. Поэтому со временем жавелевую воду стали получать путем насыщения хлором сильной щелочи – гидроксида натрия. Полученный раствор, содержащий небольшой (0,3%) избыток NaOH, был намного стабильнее.

В настоящее время для получения гипохлорита натрия используют электролиз растворов хлорида натрия без диафрагмы. При этом первичные продукты электролиза – Cl 2 и NaOH реагируют непосредственно в электролитической ванне. Преимущество этого процесса в том, что хлорид натрия, один из продуктов реакции

Cl 2 + 2NaOH ® NaClO + NaCl + Н 2 О, снова подвергается электролизу, так что суммарное уравнение процесса становится таким: NaCl + H 2 O ® NaClO + H 2 . Обычно жавелевая вода содержит от 8 до 15% активного хлора. Повышению его концентрации препятствует побочная реакция окисления гипохлорит-ионов на аноде:

6ClO – + 3H 2 O – 6e ® 2ClO 3 – + 4Cl – + 6H + + 1,5O 2 .

Гипохлорит натрия (в виде кристаллогидратов) был выделен из его раствора путем отгонки воды без нагрева – при пониженном давлении. При этом сначала выделяются кристаллы состава NaClO·5H 2 O, которые при дальнейшем высушивании переходят в NaClO·H 2 O. При нагревании до 70 о С эта соль разлагается со взрывом. Чистый NaClO содержит теоретически 95,2% активного хлора. Все гипохлориты – сильные окислители, особенно в щелочном растворе. Так, в кислой среде они окисляют иодиды до иода, в нейтральной – до иодата IO 3 – , в щелочной – до периодата IO 4 – .

Хлорноватистая кислота очень слабая, слабее даже угольной. Поэтому на воздухе из растворов гипохлоритов происходит частичное выделение этой кислоты под действием углекислого газа: NaOCl + CO 2 NaHCO 3 + HClO. Отбеливающее действие гипохлоритов основано на окислении хлорноватистой кислотой различных загрязняющих ткань веществ. В отсутствие углекислого газа жавелевая вода тоже разлагается. Так, при комнатной температуре в водном растворе за сутки разлагается около 0,1% NaClO. В присутствии щелочей скорость разложения замедляется. Концентрированные растворы NaClO выпускаются промышленностью в большом количестве – сотни тысяч тонн ежегодно. Его применяют как дезинфицирующее средство, для обеззараживания воды, для отбеливания тканей, бумаги, в химических синтезах, в зубоврачебной практике – для дезинфицирования каналов и отбеливания зубов. Более легкий гипохлорит лития содержит в чистом виде 121,6% активного хлора. Его применяют в производстве стиральных порошков, для дезинфекции воды в бассейнах.

Интересна и необычна реакция гипохлоритов с пероксидом водорода в щелочных растворах: ClO – + H 2 O 2 ® H 2 O + Cl – + O 2). Необычность ее в том, что энергия этой экзотермической реакции частично выделяется на молекулах кислорода, который образуется в электронно-возбужденном состоянии (такой кислород называется синглетным). Энергия возбуждения составляет 95 кДж/моль. При столкновении двух возбужденных молекул кислорода обе они переходят в основное состояние, а их избыточная энергия излучается в виде красного света с длиной волны 634 нм. Свечение, вызванное химической реакцией, называется хемилюминесценцией (см. также ЛЮМИНЕСЦЕНЦИЯ). Один химик неожиданно наблюдал это свечение, когда попытался вывести чернильное пятно с белого банного полотенца. Смочив пятно отбеливающим раствором, содержащим гипохлорит, он неожиданно увидел слабое розовое свечение, которое продолжалось более минуты. Оказалось, что ранее полотенце отбеливали другим средством, содержащим Н 2 О 2 , и частично пероксид остался на ткани, несмотря на полоскание и сушку.

Хлорная известь.

В Англии, в Ланкашире, с 18 в. применяли для отбеливания тканей вещество, получаемое действием хлора на другой щелочной раствор – известковое молоко. В 1788 английский химик Смитсон Теннант получил патент на получение сухого «отбеливающего порошка» путем абсорбции хлора гашеной известью (гидроксидом кальция). Этот порошок получил название белильной (или хлорной) извести. В 1799 в Глазго началось производство хлорной извести; за первый год ее получили 52 тонны. Гашеная известь стоила очень дешево, а вот хлор был дорог. В начале 19 в., одна тонна хлорной извести стоила 1300 золотых рублей; через сто лет ее цена снизилась в 30 раз, а сейчас это очень дешевое вещество.

Состав хлорной извести долгое время был неизвестен. Английский химик Уильям Одлинг, один из предшественников Д.И.Менделеева по открытию периодического закона, предположил, что хлорная известь – это смешанная соль, хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl. Однако состав этого вещества сложнее и зависит от способа получения. Сначала в реакции хлора с гидроксидом кальция образуется основной гипохлорит Ca(OCl) 2 ·2Ca(OH) 2 в смеси с основным хлоридом CaCl 2 ·Ca(OH) 2 ·H 2 O. При дальнейшем хлорировании первое из этих соединений постепенно превращается в Ca(OCl) 2 . В результате получается сложная смесь, состоящая из Ca(OCl)Cl, Ca(ClO) 2 , CaCl 2 , Ca(OH) 2 и более сложных соединений на их основе.

Чистый гипохлорит кальция (впервые он был получен в 1875) – бесцветные кристаллы, устойчивые в отсутствие влаги и углекислого газа. При нагревании выше 50° С он разлагается с выделением кислорода. Химически чистое соединение содержит 99,2% активного хлора; присутствие в техническом продукте основного хлорида кальция снижает это значение до 50–70%, а присутствие влаги ускоряет разложение.

Значительно большее распространение получила хлорная известь (другое название – белильная известь). Ее получают хлорированием сухого Ca(OH) 2 . Получаемый продукт обычно содержит 28–36% активного хлора. Из-за медленного разложения, особенно во влажном состоянии, он всегда пахнет хлором. При хранении хлорной извести теряется до 10% активного хлора в год. Разложение ускоряется с повышением влажности и температуры, при освещении, в присутствии тяжелых металлов и углекислого газа. Раствор хлорной извести, стоящий на солнечном свету, за сутки теряет до 5% активного хлора. Применяют хлорную известь для отбеливания тканей, целлюлозы, бумаги, для очистки нефтепродуктов, дезинфекции сточных вод. В лаборатории ее можно использовать для получения хлора.

В России хлорную известь производили с 1890 на заводе Ушакова близ Елабуги на Каме. А до этого всего за три года было импортировано 15 тыс. т хлорной извести на сумму 1,25 млн. рублей. Несмотря на относительно низкое содержание активного хлора и неустойчивость при хранении, хлорную известь еще производят в довольно больших количествах – в основном в развивающихся странах. В США ее производство достигло максимума в 1923 (133 тыс. т), а уже через 30 лет снизилось в шесть раз за счет производства более эффективных средств, содержащих активный хлор.

Другие соединения с активным хлором.

Отбеливающим действием, помимо хлорноватистой кислоты и ее солей, обладает также хлористая кислота HClO 2 и ее соли – хлориты. Кислота эта слабая и неустойчивая, особенно в кислой среде; ее распад идет по уравнению

4HClO 2 ® HClO 3 + 2ClO 2 + HCl + H 2 O. Под действием света, как и в случае HClO, выделяется кислород: 10HClO 2 ® 2HClO 3 + 2HClO 4 + 6HCl + 3O 2 . При получении гипохлоритов действием хлора на щелочи хлориты не накапливаются из-за быстрой реакции ClO 2 – + ClO – ® ClO 3 – + Cl – . Получают хлориты действием ангидрида хлористой кислоты на щелочи: 2ClO 2 + 2NaOH ® NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O. Одновременно образуется хлорат – соль хлорноватой кислоты HClO 3 . Из солей хлористой кислоты применяют в основном хлорит натрия NaClO 2 (содержание активного хлора 156,8%), который используют для быстрого отбеливания искусственного волокна.

Для отбеливания древесной целлюлозы, растительных и животных жиров, стерилизации и дезодорации воды применяют также диоксид хлора (см. также ХЛОР). Чистый ClO 2 содержит 262,8% активного хлора. Это, пожалуй, рекорд для соединений, имеющих практическое значение. Теоретически же из хлорсодержащих соединений на первое место выходит хлорный ангидрид Cl 2 O 7 – 310%.

Дезинфицирующие и моющие свойства сочетает в себе хлорированный тринатрийфосфат состава Na 3 PO 4 1·/4NaClO·11H 2 O, содержащий 4,7% активного хлора. Его добавляют в средства для мытья посуды, стерилизации фруктов и овощей в пищевой промышленности. Применяют, в основном для дезинфекции, и органические соединения, содержащие активный хлор – хлорамин Б (производное бензолсульфокислоты) C 6 H 5 SO 2 N(Na)Cl·3H 2 O, дихлорамин Б C 6 H 5 SO 2 NCl 2 , хлорамин Т (производное толуолсульфокислоты) CH 3 C 6 H 4 SO 2 N(Na)Cl·3H 2 O, дихлорамин Т CH 3 C 6 H 4 SO 2 NCl 2 , пантоцид HOOC 6 H 4 SO 2 NCl 2 . Хлорамины – сильные окислители и хлорирующие агенты, обладают запахом хлора. При действии влаги гидролизуются с выделением хлорноватистой кислоты.

Илья Леенсон

Хлорноватистая кислота в свободном виде не выделена, образуется при взаимодействии хлора с водой, существует в растворе, максимальная массовая доля 20 – 25% (зеленовато-желтый раствор), слабая кислота. Однако является сильным окислителем, хлорноватистая кислота более сильный окислитель, чем хлор. Например: HClO + 2HI = I2 + HCl + H2O или HClO + H 2 O 2 = O 2 + HCl + H 2 O.

При действии света – разлагается: HClO = HCl + O.

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I), который является ангидридом хлорноватистой кислоты: 2HClO = H 2 O + Cl 2 O.

В водном растворе хлорноватистая кислота разлагается с образованием двух кислот – соляной и хлоноватой (диспропорционирование): 3HClO = 2HCl + HClO 3 . Данная реакция идёт медленно, далее следует вторичный процесс: 5HCl + 2HCl = 3Cl 2 + 3H 2 O.

Взаимодействует со щелочами, образуя соли – гипохлориты: HClO + NaOH = NaClO + H 2 O. Гипохлориты сильные окислители.

Хлористая кислота HClO 2

Образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов. В свободном виде не выделена, существует в разбавленном растворе, проявляет окислительные свойства. Например: HClO 2 + 3HCl = 2Cl 2 + 2H 2 O; HClO 2 + 4HI = HCl + 2I 2 + 2H 2 O.

Хлористая кислота очень неустиойчива, даже в разбавленном водном растворе она разрушается (диспропорционирует):

4HClO 2 = HCl + HClO 3 + 2ClO 2 + H 2 O.

Поэтому на промышленных предприятиях её изготавливают непосредственно перед использованием, а не транспортируют с химических заводов.

Хлорит натрия NaClO 2 используется для получения диоксида хлора, при обеззараживании воды, а также как отбеливающий агент.

Хлорноватая кислота HClO 3

В свободном виде не выделена. Образуется при действии на её соли – хлораты – серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, может существовать только в растворах, максимальная массовая доля кислоты в них 40%. Очень сильный окислитель:

HClO 3 (конц.) + 5HCl(конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O

6HClO 3 (разб.) + 5HI(конц.) = 3Cl 2 + 3H 2 O + HCl.

Соли хлорноватой кислоты – хлораты – образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствии диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей.

Хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота хлораты довольно сильные окислители:

FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O,

2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 .

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лаборатории и солей хлорной кислоты – перхлоратов. Например: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (реакция идёт без катализпатора).

Хлорная кислота HClO 4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту: KClO 4 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HClO 4 .

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислородных кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, при встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе.

Хлорная кислота реагирует со щелочами образуя соли:

HClO 4 (разб.) + NaOH (разб.) = NaClO 4 + H 2 O.

Проявляет сильные окислительные свойства в разбавленных и концентрированных растворах. Например:

HClO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O = 4H 2 SO 4 + HCl.

Характер изменения свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора позволяет сделать вывод, что сила кислот, а также их устойчивость возрастают с изменением степени окисления хлора, а их окислительная способность уменьшается, что можно показать следующей схемой:

____УСИЛЕНИЕ КИСЛОТНЫХ СВОЙСТВ, ПОВЫШЕНИЕ УСТОЙЧИВОСТИ ______________

______________HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 ___________________

УСИЛЕНИЕ ОКИСЛИТЕЛЬНОЙ СПОСОБНОСТИ

Наиболее сильный окислитель кислота HClO, наименее сильный – хлорная кислота, но она же – самая сильная из существующих кислот.

Бромная кислота НBrO 4 в свободном состоянии не получена. Она стабильна только в водных растворах, имеющих концентрацию 55%. Её окислительные свойства выражены сильнее, чем у хлорной кислоты.

Йодная кислота H 5 IO 6 – гигроскопическое кристаллическое вещество, хорошо раствоимое в воде. Это слабая 5-ти основная кислота в водном растворе. При её нейтрализации получаются кислые соли.

ЭЛЕМЕНТЫ VI A ГРУППЫ

Элементы кислород О, сера S, селен Se, теллур Те и полоний Ро, входящие в VI A группу называют халькогенами (образующие руды, греч.). Полоний радиоактивный металл. Кислород и сера являются типическими элементами VI A группы; остальные элементы объединяют в подгруппу селена (Se, Te, Po).

В основном состоянии атомы халькогенов имеют конфигурацию ns 2 np 4 с двумя неспаренными р -электронами. Поэтому эти элементы проявляют стремление к дополнению электронами внешнего уровня до октета.

В ряду O – S – Se – Te – Po увеличиваются радиусы атомов, понижаются величины энергии ионизации и относительная электроотрицательность. Следовательно, от кислорода к полонию в подгруппе понижается окислительная активность элементов. Неметаллические свойства халькогенов при переходе от кислорода к полонию ослабляются. Кислород и сера – типичные неметаллы, у теллура появляются металлические свойства, а полоний – металл.

Для элементов VI A группы способность к комплексообразованию выражена слабо. С увеличением порядкового номера у элементов возрастают координационные числа. Для серы и селена они равны 3 и 4, у теллура – 6 и даже 8. Это связано с тем, что при переходе от серы к теллуру в образовании σ- и π-связей всё большую роль начинают играть d- и f-орбитали.

Кислород

Атом кислорода в основном состоянии имеет электронную кофигурацию внешнего уровня 2s 2 2p 4 c двумя неспаренными электронами и двумя неподелёнными электронными парами. По своей электроотрицацельности (3,5) кислород занимает 2-ое место после фтора. Это означает, что во всех своих соединениях (кроме фторидов) кислород может находиться только в состоянии с отрицательной степенью окисления .

Кислород самый распространённый элемент на Земле, на его долю приходится 49,5% общей массы земной коры. Считается, что в процессе образования планеты Земля кислород был полностью связан в соединения. Наличие его в атмосфере обусловлено жизнедеятельностью растений – эндотермической реакцией фотосинтеза, протекающей за счёт энергии солнечного излучения: 6СО 2 + 6Н 2 О = С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 .

Существуют две аллотропные модификации элемента кислорода: это устойчивая форма простого вещества О 2 дикислорода (молекулярный кислород) и трикислород О 3 – озон.

Кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса. Межмолекулярные связи в кислороде слабы, и он конденсируется в голубую жидкость лишь при -183 0 С. Т пл = - 219 0 С. Энергия связи в устойчивой молекуле О 2 довольно велика 494 кДж/моль.

Получение О2.

В промышленности кислород получают ректификацией жидкого воздуха. Первым улетучивается азот (Т кип = -195,8 0 С). Хранят кислород в баллонах голубого цвета под давлением 15 МПа.

В лабораторных условиях кислород получают проводя реакции внутримолекулярного окисления-восстановления солей кислородсодержащих кислот и оксидов или диспропорционирования пероксидов:

2ВаО 2 = 2ВаО + О 2 (800 0 С); 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (t 0)

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (t 0 , MnO 2); 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (t 0 , MnO 2).

Химические свойства

Молекула О 2 устойчива, энергия связи в устойчивой молекуле О 2 довольно велика 494 кДж/моль. Однако кислород обладает высокой химической активностью, особенно при нагревании (200 – 400 0 С) и в присутствии катализатора. Реакции с участием кислорода, как правило, экзотермичны и во многих случаях протекают в режиме горения – самоподдерживающегося процесса, сопровождающегося выделением теплоты и света в форме пламени. Он взаимодействует непосредственно со всеми простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные металлы (K, Rb, Cs) образуют с ним надпероксиды ЭО 2 , а Na пероксид Na 2 O 2 . Кислород окисляется только при взаимодействии с фтором.

4Р + 5О 2 = Р 4 О 10 ; С + О 2 = СО 2 ; S + O 2 = SO 2 ; O 2 + 2Mg = 2MgO;

O 2 + 2Ca = 2CaO; 4Li + O 2 = 2Li 2 O; O 2 + 2Na = Na 2 O 2 ; K + O 2 = KO 2 ;

В некоторых случаях скорость взаимодействия так велика (цепные реакции), что происходит взрыв. Например, со взрывом реагируют смеси кислорода с водородом, метаном, оксидом углерода (II):

2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q; CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q; CO + 0,5O 2 = CO 2 + Q.

Взрывоопасны смеси воздуха с угольной пылью, с мукой и другими горючими взрывоопасными веществами.

В земных условиях именно взаимодействие с атмосферным кислородом того или иного вещества определяет возможность его существования, использования, хранения. Так, например, триметилалюминий {Al(CH 3) 3 } самовозгорается на воздухе и его существование в контакте с воздухом невозможно; углеводороды не самовозгораются, но горят на воздухе и могут быть использованы как источник энергии; серебро изолото не реагируют с кислородом и поэтому встречаются в самородном состоянии, но многие металлы (щелочные, щелочноземельные, лантаноиды) быстро окисляются и могут храниться только без доступа воздуха.

ОЗОН (Озон открыл в 1840 году Х. Шёнбейн)

Озон (О 3) – газ синего цвета, в жидком состоянии тёмносиний, в твёрдом сине-фиолетовый. По своим свойствам сильно отличается от молекулярного кислорода. Поскольку молекула О 3 обладает большей полярностью и поляризуемостью, озон имеет более высокую температуру кипения (-111,9 0 С), чем кислород. Этим же объясняется большая интенсивность окраски озона и лучшая его растворимость в воде.

Молекула озона (О 3) имеет уголковую конфигурацию:

О 0,128 нм

О116,50О

Длина связи в молекуле ближе к длине двойной связи О = О (0,121 нм), чем к одинарной О – О (0,149 нм), что свидетельствует о неравноценности атомов и позволяет приписать центральному атому степень окисления +4. Озон термодинамически неустойчив: 2О 3 = 3О 2 ∆G 0 298 = - 325 кДж/моль.

В природе он образуется при грозовых разрядах и за счёт фотохимических реакций, идущих под действием ультрафиолетового излучения Солнца. Образование озона в атмосфере происходит в результате реакций: О 2 → О + О, О + О 2 → О 3 . Поэтому в верхних слоях атмосферы существует область с повышенным содержанием озона – озоновый слой, который имеет исключительно важное экологическое значение: озоновый слой задерживает наиболее губительную для живых организмов и растений часть УФ радиации Солнца с длиной волны 300 нм, наряду с СО 2 озон поглощает ИК излучение Земли, препятствует её охлаждению.

В лабораториях получают озон действием тихого электрического разряда на сухой кислород.

2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2 ; PbS + 4O 3 = PbSO 4 + 4O 2 ;

Для количественного определения озона используют реакцию: 2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KOH + O 2 .

Сродство к электрону у озона около 180 кДж/моль, поэтому он может переходить в озонид- ион О 3 ‾ . В частности, при действии озона на щелочные металлы образуются озониды : К + О 3 = КО 3 . Озониды это соединения, состоящие из положительных ионов-металлов и отрицательных ионов О 3 ‾ .

Как сильный окислитель озон используется для очистки питьевой воды, для дезинфекции воздуха, в различных синтезах (получение камфоры, ванилина и др. веществ).

Пероксид водорода

Поскольку связь в молекуле О 2 кратная, возможно существование соединений, в которых одна из связей О – О сохраняется. Эта так называемая пероксидная группировка существует в пероксиде водорода Н 2 О 2 , пероксиде натрия Na 2 O 2 и целом ряде других соединений. Присоединяя два электрона молекула О 2 превращается в пероксид-ион О 2 2- , в котором атомы связаны одной двухэлектронной связью.

Наибольшее практическое значение имеет пероксид водорода. Строение молекулы этого соединения показано ниже на схеме:

О ──────О 0,095 нм

Энергия связи О – О (210 кДж/моль) почти в два раза меньше энергии связи О – Н (468 кДж/моль).

Из-за несимметричного распределения связей Н – О молекула Н 2 О 2 сильно полярна. Между молекулами пероксида возникает довольно прочная водородная связь, приводящая к их ассоциации. Поэтому в обычных условиях пероксид водорода – сиропообразная жидкость (ρ = 1,44 г/мл) с довольно высокой температурой кипения (Т пл = 0,41 0 С; Т кип = 150,2 0 С). Она имеет бледно-голубую окраску. С водой смешивается в любых отношениях благодаря возникновению новых водородных связей. В лабораториях пользуются обычно 3% и 30% растворами пероксида (последний называют пергидролем ).

В водных растворах Н 2 О 2 – слабая кислота: Н 2 О 2 + Н 2 О = Н 3 О + + НО 2 ‾ (рК=11,62).

Чаще всего протекают реакции, в которых в пероксиде водорода рвётся связь О – О. В этом случае пероксид проявляет свойства окислителя:

2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O;

H 2 O 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O;

4 H 2 O 2 + PbS = PbSO 4 + 4H 2 O.

При взаимодействии с очень сильными окислителями пероксид проявляет свойства восстановителя:

5 H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O

(данную реакцию используют при химическом анализе для определения содержания Н 2 О 2 в растворе).

Пероксидная группа из двух атомов кислорода – О – О – входит в состав очень многих веществ. Такие вещества называют пероксидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na 2 O 2 , BaO 2 и др.), которые можно рассматривать как соли пероксида водорода. Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами (или надкислотами), их примерами являются пероксомонофосфорная и пероксодисерная кислоты:

О = Р – ОН НО – S – O – O – S – OH

Все пероксидные соединения являются окислителями (часто более сильными, чем Н 2 О 2). При небольшом нагревании они разлагаются с выделением кислорода.

Пероксид водорода используют, главным образом, в качестве окислителя при отбеливании тканей, дезинфекции, как антисептик.

Сера и её соединения

Сера 15-тый по распространённости в природе элемент. Символ химического элемента серы – S, атомный номер 16, относительная атомная масса А r (S) = 32,066 (в химических расчётах принимается равной 32,0).

В природе сера встречается в самородном состоянии, в виде и сульфидов и сульфатов (они присутствуют в морской и речной воде). Сера присутствует и в составе живых организмов в различных соединениях, проявляя степень окисления равную –2 (аминокислоты белков, цистеин, цистин, метионин, липиды и т.д.).

В природе сера представлена четырьмя стабильными изотопами: 32 S (95084%), 33 S (0,74%), 34 S (4,16%) и 36 S (0,016%).

Для серы известно пять кристаллических аллотропных модификаций. Важнейшие: а) ромбическая сера, (её кристаллы построены из молекул S 8), б) моноклинная сера (переход ромбической серы в моноклинную происходит при 95 0 С, молекулы её тоже состоят из 8 атомов серы, но кристаллическая структура делается несколько иной), в) пластическая сера получается при резком охлаждении расплавленной серы. Она состоит из зигзагообразных цепей состава S m . Эта форма неустойчива и быстро переходит в ромбическую серу. В парах сера является смесю молекул различного состава S, S 2 , S 4 , S 6 , S 8 . С ростом температуры уменьшается число больших молекул. Устойчивые молекулы серы состоят из чётного числа атомов. Газообразная сера при 2000 0 С состоит только из отдельных атомов.

Электронная конфигурация атома серы 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 . Распределение электронов на внешнем (валентном) уровне можно представить следующей схемой:

↓

↓

Благодаря наличию свободных d-орбиталей степень окисления серы меняется от –2 до +6. В соединениях координационное число серы обычно равно 4 (sp 3 -гибридизация, но бывает и 6 (sp 3 d 2 -гибридизация). Наиболее характерные валентности: II, IV и VI. Электроотрицательность серы равна 2,58.

Два неспаренных электрона на р-подуровне делают возможным: а) образовывать молекулы S 2 с кратной связью; б) образовывать цепочечные структуры. Энергетически наиболее выгодным является образование молекулы S 8 (это восьмиугольник, имеющий коронообразную форму). Из молекул S 8 построена самая устойчивая в стандартных условиях аллотропная модификация серы – ромбическая.

Физические и химические свойства серы

При стандартных условиях сера либо порошок желтого цвета, либо кристаллическое вещество желтого цвета. В воде сера не растворима, несколько лучше растворяется в бензине, спиртах, особенно хорошо в сероуглероде и жидком аммиаке. Сера плохо проводит теплоту и электрический ток.

Сера – типичный неметалл, но её неметаллические свойства выражены слабее, чем у кислорода. Поэтому сера образует меньше соединений с ионным типом связи, чем кислород.

На холоду сера взаимодействует только с фтором, хлором и ртутью. Жидкая и парообразная сера проявляет высокую реакционную способность, она реагирует со многими химическими элементами (исключение: азот, золото, платина и благородные газы).

Сера может проявлять свойства окислителя:

S 0 + Fe = FeS 2-

S 0 + 2e → S 2-

Fe 0 – 2e → Fe 2+

При взаимодействии со многими неметаллами сера является восстановителем:

S 0 – 4e → S 4+

2O 0 + 4e → 2O -2

Кроме того, сера может диспропорционировать:

3S + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

S 0 – 4e → S +4

S 0 + 2e → S -2

I. Взаимодействие серы с простыми веществами:

а) взаимодействие с металлами:

3S + 2Al = Al 2 S 3 (t › 200 0 C),

S + Hg → HgS (комнатная температура).

б) Взаимодействие серы с неметаллами:

S + H 2 → H 2 S,

S + 3F 2 = SF 6 ,

2S + Cl 2 → S 2 Cl 2 (t = 130 0 C),

S + O 2 → SO 2 (t› 280 0 C),

3S + 2P → P 2 S 3 ,

2S + C → CS 2 (t = 800 0 C),

2S + Si → SiS 2 (t › 250 0 C).

II. Взаимодействие серы со сложными веществами

При нагревании сера взаимодействует с водяным паром, концентрированными кислотами окислителями и со щелочами:

3S + 2H 2 O (пар) = 2H 2 S + SO 2 ,

S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O,

S + 6HNO 3 (конц.) = 6NO 2 + H 2 SO 4 + 2H 2 O,

3S + 6NaOH = Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 O.

СЕРОВОДОРОД

Сероводород – бесцветный газ, имеет характерный запах гниющего белка (“запах тухлых яиц”). В воде при 20 0 С растворяется 2,5 л сероводорода в 1 литре воды. Водный раствор сероводорода проявляет кислотные свойства и называется сероводородной кислотой или сероводородной водой. Сероводородная кислота – слабая, двухосновная и бескислородная кислота.

Рассмотрим свойства сероводорода в двух аспектах: а) окислительно-восстановительные свойства; б) кислотно-основные.

Окислительно-восстановительные свойства . В молекуле сероводорода атом серы проявляет низшую степень окисления, равную –2. Поэтому сероводород проявляет свойства восстановителя:

2H 2 S + O 2 (недост.) = 2S + 2H 2 O,

2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl,

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2HBr,

H 2 S + I 2 = S + 2HI,

H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) =S↓ + SO 2 + 2H 2 O (комн. тем.),

H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц.) = 4SO 2 + 4H 2 O (кип.),

H 2 S + 8HNO 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O (кип.),

H 2 S + 2HNO 3 (конц. хол.) = S↓ + 2NO 2 + 2H 2 O,

3H 2 S + 8HNO 3 = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O,

3H 2 S + 4HClO 3 = 3H 2 SO 4 + 4HCl,

H 2 S + 4Br 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HBr.

Недостаточные количества даже сильных окислителей, а также слабые окислители окисляют ион S 2- до S 0:

5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O,

3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S↓ + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O,

2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O,

H 2 S + I 2 = S + 2HI.

Рассмотрим теперь свойства сероводородной кислоты. Cероводородная кислота, являясь кислотой двухосновной, диссоциирует ступенчато:

H 2 S ↔ H + + HS ‾ ,

HS ‾ ↔ H + + S 2- .

Константа второй ступени диссоциации так мала, что практически не влияет на кислотные свойства Н 2 S, но определяет чрезвычайно большую склонность иона S 2- к гидролизу:

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию.

Сероводородная кислота проявляет все свойства кислот: изменяет окраску индикаторов, взаимодействует с металлами, основными оксидами, щелочами и солями. Например:

H 2 S + Mg = MgS + H 2 ,

H 2 S + MgO = MgS + H 2 O

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O,

H 2 S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O,

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4 .

Сероводородной кислоте соответствуют два вида солей: а) кислые – гидросульфиды (KHS), б) средние (Na 2 S). Гидросульфиды растворимы в воде и существуют только в растворах. Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов и аммония растворимы в воде, а сульфиды остальных металлов не растворимы. Растворимые сульфиды в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора – щелочная:

K 2 S + H 2 O ↔ KHS + KOH,

S 2- + H 2 O ↔ HS ‾ + OH ‾ .

Катионы очень слабых оснований (Al 3+ или Cr 3+) не могут быть осаждены в водном растворе в виде сульфидов вследствие полного гидролитического разложения сульфидов этих металлов:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S + 6NaCl,

Cr 2 O 3 + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3H 2 S.

Cульфиды некоторых металлов не растворимы в кислотах неокислителях, но растворимы в концентрированной азотной кислоте или в царской водке (смесь азотной и соляной кислот в соотношении 1: 3):

3CuS + 8HNO 3 = 3CuSO 4 + 8NO + 4H 2 O,

3HgS + 8HNO 3 + 6HCl = 3HgCl 2 + 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O.

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) (или диоксид серы, сернистый ангидрид) – SO 2 – бесцветный газ с резким запахом, термически устойчивый. При 20 0 С в 1 литре воды растворяется 40 л диоксида серы.

Оксид серы (IV) – кислотный оксид. При взаимодействии с водой он образует сернистую кислоту, а реагируя с растворами щелочей – соли:

SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 ,

SO 2 + NaOH = NaHSO 3 ,

SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O.

При взаимодействии с основными оксидами также образуются соли:

SO 2 + CaO = CaSO 3 .

Оксид серы (IV) и сернистая кислота содержат в своей молекуле своей молекуле атом серы в промежуточной степени окисления (+4), поэтому для этих соединений характерны окислительно-восстановительные свойства.

Окислительные свойства проявляются в реакциях с сильными восстановителями:

Na 2 SO 3 + 2Na 2 S + 3H 2 SO 4 = 3S + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O,

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O,

H 2 SO 3 + 2H 2 S = 3S↓ + 3H 2 O,

SO 2 + C = S + CO 2 (t = 600 0 C),

SO 2 + 2CO = S + 2CO 2 ,

SO 2 + 6H 0 (Pt-чернь) → H 2 S + 2H 2 O.

Восстановительные свойства соединений серы (IV) проявляются при взаимодействии с сильными окислителями:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ,

SO 2 + O 3 = SO 3 + O 2 ,

SO 2 + 3F 2 = SF 6 + O 2 ,

2H 2 SO 3 + O 2 = 2H 2 SO 4 ,

SO 2 + Сl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl,

H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr,

SO 2 + 2HNO 3 (конц. гор.) = H 2 SO 4 + 2NO 2 ,

5SO 2 + 2H 2 O + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 .

5Na 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 =5Na 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

Сульфиты при нагревании диспропорционируют:

4Na 2 SO 3 → Na 2 S + 3Na 2 SO 4 (t › 600 0 C)

Оксид серы может участвовать в реакциях без изменения степени окисления атома серы:

SO 2 + MgO = MgSO 3 ,

SO 2 + 2NH 3 ∙H 2 O (конц.) = (NH 4) 2 SO 3 ,

SO 2 + NH 3 ∙H 2 O (разб.) = NH 4 HSO 3 .

Оксид серы соединение токсичное, так как проявляет окислительные свойства в реакциях с восстановителями, а в реакциях с окислителями – восстановительные. Существует биохимический механизм детоксикации сульфит-иона с участием фермента сульфитоксидазы.

Оксид серы (IV) накапливается в атмосфере и особенно сильно в промышленных районах. При высокой влажности воздуха образуется туман, содержащий сернистую и серную кислоты, сажу и пыль. Поэтому в отсутствии ветра над отдельными районами появляется токсический смог , который вызывает поражения легких и даже гибель людей.

Получение SO 2:

а) в промышленности – обжиг пирита:

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3 .

б) в лаборатории:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = SO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O,

Cu + 2H 2 SO 4 = SO 2 + CuSO 4 + H 2 O.

Применение : SO 2 используется в производстве серной кислоты, для отбеливания тканей, как дезинфицирующее средство, консервирующее средство при производстве сухофруктов. Газ SO 2 убивает многие микроорганизмы, поэтому его используют для уничтожения плесневых грибков в сырых помещениях, подвалах, погребах, бродильных чанах, винных бочках. Использую диоксид серы для лечения домашних животных от часотки.

Водный раствор диоксида серы называется сернистой кислотой. Эта кислота существует только в растворе, является кислотой средней силы, диссоциирует ступенчато:

H 2 SO 3 ↔ H + + HSO 3 ‾ ,

HSO 3 ‾ ↔ H + + SO 3 2 ‾ .

Соли сернистой кислоты называются сульфитами. В соответствии с диссоциацией она бразует кислые соли – гидросульфиты (NaHSO 3) и средние – сульфиты (Na 2 SO 3). Для сернистой кислоты характерны все реакции кислот:

H 2 SO 3 + KOH = KHSO 3 + H 2 O,

H 2 SO 3 + 2KOH = K 2 SO 3 + 2H 2 O,

H 2 SO 3 + Na 2 SiO 3 = Na 2 SO 3 + H 2 SiO 3 ↓,

H 2 SO 3 + Na 2 CO 3 = Na 2 SO 3 + H 2 O + CO 2 .

Средние соли переводятся в кислые, действием избытка SO 2 на растворы средних солей:

Na 2 SO 3 + SO 2 + H 2 O = 2NaHSO 3 ,

Кислые соли переводятся в средние реакциями со щелочами:

NaHSO 3 + NaOH = Na 2 SO 3 .

Кислые и средние соли сернистой кислоты разлагаются сильными кислотами:

NaHSO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + SO 2 ,

K 2 SO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 .

Эта реакция является качественной реакцией на сульфиты и гидросульфиты.

Водные растворы сульфитов окисляются при нагревании кислородом воздуха в сульфаты:

2K 2 SO 3 + О 2 = 2K 2 SO 4 .

Сульфиты в водных растворах подвергаются гидролизу, среда раствора щелочная:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KHSO 3 + KOH.

При гидролизе гидросульфитов создаётся слабокислая среда из – за конкуренции двух процессов:

А) гидролизом соли: HSO 3 ‾ + HOH ↔ H 2 SO 3 + OH ‾ ,

Б) диссоциацией гидросульфит-иона: HSO 3 ‾ ↔ Н + + SO 3 2- ; диссоциация протекает несколько интенсивнее, поэтому среда – слабокислая.

ОКСИД СЕРЫ (VI).

Оксид серы (VI) SO 3 (или триоксид серы или серный ангидрид) – вещество белого цвета, в твёрдом состоянии существует в виде аморфного летучего тримера ((SO 3) 3 или S 3 O 9). При повышении температуры плавится с образованием бесцветной жидкости, выше +45 0 С закипает. SO 3 – вещество ядовитое.

Триоксид серы – кислотный оксид, реагируя с водой, образует серную кислоту:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Для серного ангидрида характерны все реакции кислотных оксидов:

SO 3 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ↓ + H 2 O,

SO 3 + CaO = CaSO 4 ,

SO 3 + 2NaOH(конц.) = Na 2 SO 4 + Н 2 О,

SO 3 + NaOH(разб.) = NaHSO 4 .

Оксид серы (VI) содержит серу в высшей степени окисления, поэтому обладает свойствами сильного окислителя:

SO 3 + 2KI = I 2 + K 2 SO 3

5SO 3 + 2P = 5SO 2 + P 2 O 5 ,

3SO 3 + H 2 S = 4SO 2 + H 2 O

SO 3 получают окислением оксида серы (IV) в присутствии катализатора V 2 O 5 и при температуре 500 0 С:

2 SO 2 + О 2 ↔ 2 SO 3

Очень чистый серный ангидрид получают окислением диоксида серы озоном:

SO 2 + О 3 = SO 3 + О 2 .

В лабораторных условиях небольшие количества SO 3 можно получить по реакции:

Н 2 SO 4 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + SO 3 .

СЕРНАЯ КИСЛОТА

Серная кислота – бесцветная вязкая и гигроскопическая жидкость, термически устойчивая, но при сильном нагревании разлагается с выделением SO 3 . Серная кислота неограниченно смешивается с водой. Разбавленные растворы серной кислоты представляют собой очень сильную кислоту. При смешивании с водой выделяется большое количество энергии, так как идёт процесс образования гидратов. Жидкость вскипает, происходит разбрызгивание. Поэтому при приготовлении растворов серной кислоты нужно осторожно приливать малыми порциями серную кислоту к воде и интенсивно перемешивать раствор.

Химические свойства серной кислоты сильно зависят от её концентрации, поэтому мы рассмотрим отдельно свойства разбавленной серной кислоты и свойства концентрированной.

Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, характерные для всех кислот:

1. Водный раствор имеет сильнокислую реакцию, поэтому индикаторы окрашиваются в соответствующие цвета (лакмус в красный, метилоранж в розовый, фенолфталеин – бесцветный).

2. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, образуя соль и воду:

CuO + H 2 SO 4 (разб.) = CuSO 4 + H 2 O,

CaO + H 2 SO 4 (разб.) = CaSO 4 + H 2 O,

ZnO + H 2 SO 4 (разб.) = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Взаимодействует с щелочами и нерастворимыми гидроксидами:

2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O,

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 (разб.) = CuSO 4 + H 2 O.

1NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O.

4. Реагирует с солями более слабых кислот (реакции проходят по правилам реакций обмена в электролитах):

H 2 SO 4 + CaCO 3 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2 ,

H 2 SO 4 + K 2 SiO 3 = K 2 SO 4 + H 2 SiO 3 ↓.

5. C аммиаком серная разбавленная кислота образует соли аммония:

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 .

Окислительные свойства разбавленной серной кислоты обусловлены только ионом Н + . Единственным продуктом восстановления разбавленной серной кислоты является молекулярный водород. Такие кислоты принято называть кислотами-неокислителями.

Реагируя с металлами, разбавленная серная кислота образует ионы низшей степени окисления металла.

Свинец не реагирует с разбавленной серной кислотой, так как образующийся на поверхности сульфат свинца в кислоте не растворим.

Концентрированная серная кислота резко отличается по свойствам от разбавленной, так как проявляет свойства сильного окислителя, окислительные свойства её обусловлены ионом SO 4 2- , содержащим атом серы в высшей степени окисления +6. Окислительные свойства проявляются наиболее сильно при нагревании. Концентрированная серная кислота окисляет как металлы, стоящие в электрохимическом ряду до водорода, так и после него. Водород при этом никогда не выделяется . Продуктом восстановления кислоты, в зависимости от активности металла, могут быть SO 2 , S и H 2 S.

Рассмотрим взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью, которое протекает в две стадии:

а) молекулы серной кислоты окисляют медь до оксида и при этом выделяется SO 2:

Cu + H 2 SO 4 = CuO + SO 2 + H 2 O;

б) образовавшийся оксид меди (II) является основным оксидом и сейчас же растворяется в серной кислоте с образованием соли и воды:

CuO + H 2 SO 4 = СuSO 4 + H 2 O.

Суммарное уравнение взаимодействия меди с концентрированной серной кислотой записывается следующим образом:

Cu + 2H 2 SO 4 = СuSO 4 + 2H 2 O + SO 2 .

С активными металлами продуктами восстановления кислоты могут быть: SO 2 , S и Н 2 S:

Zn + 2H 2 SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O,

3Zn + 4H 2 SO 4 = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

4Zn + 5H 2 SO 4 = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O.

Чем металл более активен, тем больше выделяется S и Н 2 S.

Можно представить схемой образование продуктов восстановления серной кислоты в зависимости от активности металлов:

Увеличение активности восстановителя

____________________________________

H 2 SO 4 (концентрированная) → SO 2 → S → H 2 S

Концентрированная серная кислота окисляет и неметаллы:

С + 2H 2 SO 4 = CO 2 + SO 2 + 2H 2 O,

2Р + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O.

Эти реакции проходят при нагревании.

При комнатной температуре протекают следующие реакции:

8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O,

2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O,

H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O.

SO 2 + 2H 2 O,

На термической устойчивости и нелетучести серной кислоты основаны способы получения при нагревании более летучих кислот в лабораториях:

KClO 4 (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HClO 4 ,

Ca 3 (PO 4) 2 + + H 2 SO 4 (конц.) = 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4 ,

KNO 3 (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = KHSO 4 + HNO 3 ,

NaCl (кр.) + H 2 SO 4 (конц.) = NaHSO 4 + HCl,

При сильном нагревании реакции идут с образованием средних солей, например:

2NaCl (кр.) + H 2 SO 4 (кр.) = Nа 2 SO 4 + 2HCl.

При сильном нагревании не получают только азотную кислоту, так как она сама при нагревании разлагается.

Концентрированная серная кислота активно поглощает воду, поэтому сахар обугливается в концентрированной серной кислоте и древесина:

С 12 H 22 O 11 + H 2 SO 4 (конц.) = 12C + 11H 2 O∙ H 2 SO 4 ,

(C 6 H 10 O 5) n + H 2 SO 4 (конц.) = 6nC + 5nH 2 O∙ H 2 SO 4 .

На водоотнимающей способности серной кислоты основаны реакции дегидратации спиртов, протекающие при нагревании и в присутствии серной кислоты. Продуктами таких реакций являются алкены или простые эфиры:

C 2 H 5 OH → СH 2 = CH 2 + H 2 O,

C 2 H 5 OH → C 2 H 5 – O – C 2 H 5 + H 2 O.

Благодаря своим окислительныи свойствам концентрированнпая серная кислота окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

FeSO 4 + 2H 2 SO 4 = SO 2 + 2H 2 O + Fe 2 (SO 4) 3 .

Качественной реакцией на ион SO 4 2- является реакция с ионом Ba 2+ , которая приводит к образованию осадка белого цвета и не растворимого ни в воде ни в кислотах:

Ba 2+ + Ba 2+ → BaSO 4 ↓.

ПОЛУЧЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ И ЕЁ СОЛИ

Процесс получения серной кислоты основан на следующих химических реакциях:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 ,

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 ∆H = -284 кДж,

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .

Соли серной кислоты – сульфаты в большинстве своём бесцветные соединения, хорошо кристаллизуются, из водных растворов выделяются в виде кристаллогидратов. Сульфаты щелочных и щелочно-земельных металлов термически стойки, сульфаты же менее активных металлов при нагревании разлагаются:

ZnSO 4 → ZnO + SO 3 ,

Ag 2 SO 4 → 2Ag + SO 2 + O 2 .

Ряд солей серной кислоты используются в медицине. Например, Na 2 SO 4 ∙10H 2 O является слабительным средством, MgSO 4 ∙7H 2 O обладает слабительным и желчегонным действием, его используют при гипертонии, антисептиками являются CuSO 4 ∙5H 2 O и ZnSO 4 ∙7H 2 O. Гипс СaSO 4 ∙2H 2 O используют для изготовления гипсовых повязок. ВаSO 4 является рентгеноконтрастным веществом, поэтому используется в рентгенологии.

Похожая информация.

Хлорноватистая кислота очень слабая, и ее диссоциация зависит от активной реакции среды.[ ...]

Хлорноватистая кислота, будучи нестойким соединением, разлагается с выделением атомарного кислорода, т. е.[ ...]

Хлорноватистая кислота обладает более сильным бактерицидным действием, чем гипохлорит-ион. С увеличением степени диссоциации хлорноватистой кислоты при высоких значениях pH (рис. 52) скорость бактерицидного действия значительно снижается.[ ...]

Хлорноватистая кислота частично ионизирована. Ионизация ее повышается с повышением pH среды.[ ...]

Хлорноватистая кислота, образующаяся как промежуточный продукт при восстановлении хлористой кислоты, имеет более высокий окислительный потенциал, чем последняя и, следовательно, может окислять ее до диоксида хлора в соответствии с уравнением (50).[ ...]

Хлорноватистая кислота НОС1 взаимодействует с образовавшимся гипохлоритом кальция, окисляя его в хлорат кальция.[ ...]

Хлорноватистая кислота очень слабая, выделяется из солей при взаимодействии их даже с угольной кислотой, является сильным окислителем. В растворах диссоциирует с образованием гипохло-рит-иона: НС10 Н++С10 . Константа диссоциации хлорноватистой кислоты при 18° С равна 3,7 10 8.[ ...]

Соли хлорноватистой кислоты НС10 - гипохлориты - основные реагенты, используемые для отбелки целлюлозы.[ ...]

Наличие хлорноватистой кислоты НОС1 и гипохлорит-ионоз рассматривается как присутствие в воде свободного активного хлора.[ ...]

Растворы солей хлорноватистой кислоты всегда гидролизованы. Разложение их с выделением кислорода происходит интенсивнее при освещении, особенно в области pH 7. Более энергичное действие гипохлоритов, приготовленных электролитическим путем по сравнению с соответствующими солями, полученными пропусканием хлора через растворы щелочей, объясняется относительно низким pH раствора и образованием побочных продуктов типа перекисей, которые обладают высокими окислительными свойствами.[ ...]

Гипохлориты - соли хлорноватистой кислоты НОС1. В США применяется главным образом гипохлорит кальция Са(ОС1)г. Гипохлориты кальция продаются в гранулах или таблетках; они легко растворяются в воде и содержат около 70% хлора. Гипохлорит натрия КаОС1 продается в виде раствора с концентрацией по хлору 5-15%. На многих водопроводных станциях в США используют жидкий хлор, так как он дешевле гипохлоритов. Последние применяются для обработки воды плавательных бассейнов, на небольших очистных установках и в экстренных случаях.[ ...]

Степень диссоциации хлорноватистой кислоты зависит от значений pH . При этом хлорноватистая кислота обладает наиболее сильным бактерицидным действием, чем гипохлорит-ион. НОС1, обладая превосходной окисляющей силой, малым размером молекулы и электрической нейтральностью, быстро проходит через оболочку клетки и воздействует на внутриклеточное вещество, вызывая распад клеточной структуры и нарушение процессов жизнедеятельности.[ ...]

Обработкой крахмала хлорноватистой кислотой получают так называемый окисленный крахмал - продукт, в котором одновременно с декст-ринизацией часть гидроксильных групп боковых цепей окислена в карбоксильные. Они представляют собой анионный полиэлектролит, который успешно применяют как флокулянт глинистых частиц.[ ...]

Получается действием хлорноватистой кислоты на этилен или хлора на этилен в присутствии воды. При этом используют как чистый этилен, так и бедные им технические газы. Получается также из окиси этилена.[ ...]

Хлор, входящий в состав хлорноватистой кислоты и гипохлорит-иона, называют свободным активным хлором, а содержащийся в хлораминах - связанным активным хлором. Количество хлора, необходимое для разрушения образовавшихся в воде хлораминов, должно быть примерно в 10-20 раз больше концентрации аммиака в воде. Если хлорирование воды ведется дозой хлора, соответствующей точке А на кривой 2, то в воде находится только связанный (хлораминный) активный хлор. При дозе хлора, которая соответствует точке перелома В или при большей дозе в воде содержится только свободный активный хлор.[ ...]

Отметим, что в отношении хлорноватистой кислоты, гипохлорит-ионов и монохлорамина такое выражение результатов анализа условно и может привести к некоторым недоразумениям, так как 1 мель хлорноватистой кислоты (или 1 моль CIO-, или 1 моль NH2CI) выделяет 2 атома иода и, следовательно, соответствует 2 молям «активного хлора». Иначе говоря, при содержании в воде 52,5 мг хлорноватистой кислоты, или 51,5 мг ги-Похлорит-ионов, или 51,5 мг NH2Ci в ней будет найдено 71 мг «активного хлора», т. е. больше, чем имеется в воде хлора в указанных веществах.[ ...]

В результате диссоциации хлорноватистой кислоты образуются гипохлоритные ионы ОС1 , которые наряду с не-диссоциированными молекулами хлорноватистой кислоты обладают бактерицидным свойством. Сумму С12+ + НОС1 + ОС1- называют свободным активным хлором.[ ...]

Однако этот ночной источник хлорноватистой кислоты пренебрежимо мал на малых высотах, ниже 35 км, вследствие быстрого исчезновения СЮ и Н02 сразу после захода Солнца. Интересно отметить, что сумма концентраций СЮ и НОС1 на уровне 44 км остается почти постоянной в течение всего суточного цикла. Таким образом, НОС1 является на этих высотах основным стоком СЮ ночью и его источником днем. Хотя измеренный экспериментально суточный ход общего содержания оксида хлора в стратосфере соответствует расчетному, нарастание содержания СЮ в утренние часы происходит медленнее, чем в модельных расчетах.[ ...]

Хлор, находящийся в воде в виде хлорноватистой кислоты и иона гипохлорита, называют свободным активным хлором.[ ...]

Хлор соединяется с водой, образуя хлорноватистую и хлористоводородную (соляную) кислоты в соответствии с реакцией (2.9). Хлорноватистая кислота реагирует с аммиаком в воде, образуя монохлорампн NH2C1, дихлора мни NHC12 и трихлорамин NC13 в зависимости от относительных количеств кислоты и аммиака. Хлор, хлорноватистая кислота и ион гипохлорита в совокупности характеризуют свободный остаточный хлор, а хлорамины - связанный остаточный хлор.[ ...]

При увеличении щелочности появляется хлорноватистая кислота, а затем уже гипохлорит-ион. Окислительная способность этих соединений различна, что иллюстрируется величинами окислительно-восстановительных потенциалов, приведенными в табл. 65. На основании этих данных можно было бы предположить, что наиболее интенсивно окисление будет протекать в слабокислой среде, в которой образуется хлорноватистая кислота в наибольшем количестве. Однако при этом содержится еще молекулярный хлор, который, вступая непосредственно в реакцию прямого хлорирования фенолов, дает хлорфенолы, не разрушая бензольного кольца. Даже в нейтральной среде, в которой постоянно происходит образование соляной кислоты, снижающей pH раствора, количество молекулярного хлора увеличивается и снижает эффект окирления фенолов.[ ...]

По мере уменьшения кислотности появляется хлорноватистая кислота НОС1, а в щелочной среде - гипохлориты.[ ...]

Сущность технологии заключается в том, что хлорног тие тая кислота извлекается на водно-солевого раствора органическим вкстрагентоы, а весь хлорид натрия практически остается в водно растворе. Экстрагированная хлорноватистая кислота в вице раствора в органическом растворителе исполь-зуется затем в качестве хлоргядринирувдяго агента. Преимуществом такого раствора является то, что он практически свободен от хлорид-иона, а это яначительно цовывает устойчивость хлорноватисто кислоты в нем.[ ...]

При активной реакции среды, близкой к нейтральной, в воде образуется хлорноватистая кислота НОС1, которая является основные бактерицидным соединением. Помимо взаимодействия с молекулами воды хлор вступает в реакции с другими неорганическими и органическими соединениями и связывается с ними. Количество хлора, расходуемое при таком взаимодействии, называется хлороемкостыо воды, которая прямо пропорциональна количеству загрязнений. Хлор, вступивший в реакцию с этими соединениями, называется связанным, а оставшийся свободным (хлорит и хлорат ионы) - активным.[ ...]

Химические свойства. Разлагается при экспозиции на влажном воздухе и кислотами с выделением хлора. Промежуточные стадии включают образование хлорноватистой кислоты НОС1, поэтому есть предложение рассматривать продукт как хлоргипохлорит кальция.[ ...]

Механизм бактерицидного действия НОС1 объясняется диффузией молекул хлорноватистой кислоты внутрь клетки и окислением ферментов. Процессы диффузии и окисления не протекают мгновенно, поэтому необходимым условием эффективного обеззараживания является интенсивное и полное смешение и длительный контакт обеззараживающего агента с водой.[ ...]

Гипохлориты кальция или натрия, а также хлорная известь образуют в воде хлорноватистую кислоту и ион гипохлорита в соотношениях, определяемых pH водной среды.[ ...]

Аналогия, существующая между кривыми, указывает на то, что окисление гуминовых кислот активным хлором происходит, по всей вероятности, также через стадию образования промежуточного эфира хлорноватистой кислоты по оксигруппам гуминовых кислот, распадающегося затем под действием иснов ОН.[ ...]

Под термином «активный хлор» понимают суммарное содержание в Воде свободного хлора С1г, хлорноватистой кислоты НС10, гипохлорит-ионов СЮ- (относительные количества этих веществ определяются pH воды) и хлораминов NH2Gi, NHC12, NC13.[ ...]

Механизм действия хлора на микроорганизмы следующий. Хлор, растворяясь в воде, образует две кислоты - соляную HCl и хлорноватистую HCtO . Хлорноватистая кислота -довольно нестойкое соединение, распадающееся на соляную кислоту и атомный кислород. Этот кислород окисляет вещества, входящие в протоплазму бактерии.[ ...]

Уравнение (101) показывает, что скорость реакции пропорциональна концентрации фенолят-ионов и хлорноватистой кислоты. Если это справедливо, то следует, что скорость реакции зависит от двух противоречащих причин - увеличения концентрации фенолят-ионов, которое может происходить по мере возрастания pH, и возрастания pH, при котором концентрация хлорноватистой кислоты уменьшается. Для разрешения этого противоречия следует принять, что существует какой-то максимум скорости окисления, находящийся в зоне нейтральной или слабощелочной среды.[ ...]

Бикбулатов И.Х., Ахмедом К.Д., Громова А,Г., Мартынова Н.Д., Степанова Т.В. Новая схема получения 26 хлорноватистой кислоты - как этап перевода производства хлоргидринов на бессточный метод.[ ...]

Водный раствор гипохлорита в диапазоне pH, который обычно используется при отбелке, содержит молекулярный хлор, хлорноватистую кислоту и ион гипохлорита (рис. 13). Молекулярный хлор преобладает при низких значениях pH, при pH 4... 6 присутствует практически только хлорноватистая кислота, при pH выше 9,5 единственной формой активного хлора, находящегося в растворе, является ион гипохлорита.[ ...]

Таким образом, при наиболее широко распространенном способе обеззараживания воды - хлорировании - основой процесса является действие хлорноватистой кислоты и гипохлоритного иона.[ ...]

В сильнокислой среде равновесие этой реакции сдвинуто влево и в воде присутствует молекулярный хлор; при значениях pH>4 молекулярный хлор в воде практически отсутствует. Образовавшаяся в результате гидролиза хлора хлорноватистая кислота диссоциирует на ион гипохлорита ОС1 и ион водорода Н+. Соотношение между недиссоциированной хлорноватистой кислотой НОС1 и ионом гипохлорита ОС1- в воде при различных pH показано на рис. 3.8.[ ...]

В зависимости от pH основными устойчивыми составляющими водных растворов хлора являются С12, НСЮ, СЮ-. Соотношение между этими формами соединений хлора в воде показано на рис. 20. Кроме того, в воде могут присутствовать С120, СЮ3, образующиеся при разложении хлорноватистой кислоты. При pH 6,5- 8,5 в воде содержатся преимущественно хлорноватистая кислота и гипохло-рит-ион. Нормальные окислительные потенциалы хлорноватистой кислоты и гипохлорит-иона составляют соответственно 1,63 и 0,4 В. Так как окислительно-восстановительный потенциал гипохлорит-иона меньше, то с повышением pH обеззараживающее действие хлора снижается.[ ...]

Эти равновесия осложняются медленным превращением гипохлорита в хлорид и хлорат, с происходящим в результате этого уменьшением активного хлора для отбелки. Знание того , что константа гидролиза хлора в воде равна 4.5ХЮ-4, а константа диссоциации хлорноватистой кислоты около 4ХЮ 8, создает возможность-путем вычисления определить, что составы разбавленных растворов, употребляемых на практике (содержащих больше или меньше 0,8 % активного хлора) меняются в зависимости от pH, как указано ранее. Свыше 95% активного хлора существует в виде недиссоциированной хлорноватистой кислоты в пределах рНотЗ до 6; при pH 9 около 97% присутствует в качестве иона гипохлорита, а в кислом растворе при pH 2 гидролиз дает около 32% активного хлора . То, что скорость, при которой целлюлоза восстанавливает 0,04 н. гипохлорит натрия больше примерно в 10 раз при pH 7, чем при pH 4,6 или pH 9, говорит о том, что иедиссоциированная хлорноватистая кислота легче окисляет целлюлозу, чем ион гипохлорита или активный хлор . Более медленная реакция в кислом растворе сильно катализируется ярким дневным светом , реакция при pH 7-ультрафиолетовыми линиями в ртутном спектре , а окисление в каустической соде мерсеризующей концентрации, также является быстрым . В результате этих окислений из отбеливаемых примесей образуются слабые органические кислоты, а из слабой хлорноватистой кислоты - сильная соляная кислота. Следовательно, щелочная белильная жидкость во время использования имеет тенденцию приблизиться к опасным пределам pH от 6 до 8, где переокисление, ведущее к деградации целлюлозы, происходит быстро . Вследствие этого было тщательно изучено как с теоретической , так и с практической точек зрения, буферное действие присутствующего натриевого или кальциевого основания вместе с эффективностью добавления карбоната натрия или кальция, бората натрия, фосфатов, ацетата, цинкового и алюминиевого буферов. Однако отбелка может быть безопасно и быстро выполнена вблизи нейтральной точки при соблюдении некоторых определенных условий .[ ...]

В щелочной среде скорость переноса кислорода в 50 раз меньше, чем в нейтральной и слабокислой средах, что отражается на процессе окисления . Этим объясняются выводы ряда авторов о том, что в гипохлоритных растворах наибольший эффект разрушения органических примесей наблюдается в слабокислой среде. Так, например, В. М. Филиппов связывает окислительные процессы с участием хлорноватистой кислоты и описывает окисление красителей следующим выражением: органические примеси (красители и полупродукты)+№С10 (НСЮ)- про-дукты окисления (карбоновые кислоты) + N2 +Ыа2504 + С02-1-+ ЫаС1 (НС1).[ ...]

И. Е. Флис и Т. А. Туманова пришли к выводу, что в растворах кислородных соединений хлора окислительные процессы обусловлены действием атомарного кислорода, получающегося в результате разложения а. х. В чистых растворах гипохлоритов реакция сопровождается образованием хлоратов. Образование кислорода в результате разложения НС10 термодинамически менее вероятно, чем такой же процесс разложения СЮ. При совместном присутствии в растворе хлорноватистой кислоты и гипохлорит-иона разложение их с образованием атомарного кислорода термодинамически более вероятно, чем процесс образования кислорода в результате разложения одного из компонентов.[ ...]

Хлорирование применяют главным образом для дезинфекции питьевой воды, чтобы разрушить микроорганизмы, вызывающие болезни у человека. Бактерицидное действие хлора является результатом химической реакции между НОС] и бактериальной или вирусной клеточной структурой, вследствие чего парализуются клеточные жизненные процессы. Степень дезинфекции зависит от концентрации и формы остаточного хлора, времени контакта, значения pH, температуры и других факторов. Хлорноватистая кислота более эффективна, чем ион гипохлорита, поэтому активность свободного остаточного хлора уменьшается с увеличением pH. Бактерицидное действие связанного хлора значительно меньше бактерицидного действия свободного остаточного хлора.[ ...]

Поэтому каждую сточную воду, прежде чем решить вопрос об очистке ее хлорированием, исследуют специально. При этом необходимо определить, с какой скоростью происходят реакции между содержащимися в воде веществами и хлором (реакции окисления и замещения хлором), доходят ли они до конца, какой требуется избыток добавляемого хлора для того, чтобы реакция прошла в желаемой степени в заданный промежуток времени, имеются ли в сточной воде вещества, каталитически ускоряющие процесс саморазложения хлорноватистой кислоты с образованием кислорода и т. д. Ответы на все эти вопросы можно получить, определив хлороемкость сточной воды так называемым диаграммным методом, предложенным М. И. Лапшиным и И, Г. Нагаткиным.[ ...]

При воздействии относительно малых концентраций хлора на фенол образуются, как отмечалось выше, moho-, ди- и трихлорфенолы. Атомы хлора в молекулах этих соединений не реакционноспособны. В то же время при взаимодействии таких же количеств хлора с аммиаком образуется реакционноспособное вещество - хлорамин (монохлорамин). Атом хлора в этом соединении достаточно активен. Вводном растворе он способен, например, окислять ион иода и выделять его в молекулярном состоянии. Он активно воздействует на микроорганизмы, производя дезинфекцию воды. Такой активный хлор называют в специальной литературе связанным. Однако окислительная способность связанного хлора приблизительно в два раза меньше, чем свободного активного хлора, т. е. хлорноватистой кислоты и гипохлорит-ионов. В связи с этим иногда избегают образования хлорфенольных запахов и привкусов, проводя хлорирование спреаммонизацией воды. Однако более эффективным оказывается хлорирование повышенными дозами хлора. При этом связанный хлор, входящий в состав хлораминов, разрушают увеличением дозы хлора до соотношения 7,6 мг на 1 мг аммиака. Такой или большей концентрацией хлора хлорамин окисляется с выделением свободного азота, его закиси и хлористого водорода.[ ...]

Методы удаления органических веществ из вод можно разде- "? лить на две группы: окислительные и адсорбционные. В качестве окислителей органических примесей природных вод используются1 хлор, озон, перманганат калия, т. е. реагенты, применяемые и для обеззараживания воды. В процессе обработки воды хлором в основном идут реакции окисления и замещения, которые при оптимальной дозе окислителя сопровождаются образованием соединений, не имеющих запаха, цвета и вкуса. Хлор легко окисляет альдегиды, спирты, аминокислоты, действует на некоторые компоненты, вызывающие цветность воды (апокренаты железа). Кренать» железа окисляются хлором хуже. Обесцвечивание воды идет наиболее эффективно при pH 7,5-8,0, основная роль при этом отводится хлорноватистой кислоте и гипохлорит-иону, образующимся при гидролизе хлора в воде. Органические примеси окисляются только тогда, когда окислительный потенциал введенного реагента будет достаточным для протекания реакции с органическим веществом. Так, применение хлора является не всегда эффективным для окисления веществ, вызывающих запахи и привкусы воды. Количество хлора, необходимое для их окисления, выше оптимальной дозы хлора для обеззараживания воды.[ ...]

Электролиз воды сопровождается окислительными процессами на аноде и восстановительными на катоде. Как уже отмечалось, в зависимости от типа электрода и условий его работы на аноде могут выделяться: кислород - в результате разложения гидроксил-ионов, хлор - при разряде хлорид-ионов - или может происходить адсорбция и окисление органических соединений и других анионов. На катоде в основном происходит восстановление водорода и выделение его в виде газа, а также восстановление катионных групп в молекуле органических соединений. Образующийся атомарный кислород частично вступает в окислительную реакцию с органическими веществами, ассоциирует в молекулы и растворяется в воде, а избыток его выделяется в газообразном состоянии. При электролизе хлоридных растворов высшие окислы хлора - хлорит, хлорат и перхлорат могут образовываться только при продолжительной обработке , поэтому в нашем случае термин «активный» хлор (а. х.) включает в себя молекулярный и атомарный хлор, хлорноватистую кислоту и гипохлорит-ион.

Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорнотистую, хлористую, хлорноватую и хлорную.

Хлорноватистая кислота НСlO образуется при взаимодействии хлора с водой, а также ее солей с сильными минеральными кислотами. Она относится к слабым кислотам, очень неустойчива. Состав продуктов реакции ее разложения зависит от условий. При сильном освещении хлорноватистой кислоты, наличии в растворе восстановителя, а также длительном стоянии она разлагается с выделением атомарного кислорода: НСlO = HСl + O

В присутствии водоотнимающих веществ образуется оксид хлора (I): 2 НСlO = 2 Н2О + Сl2O

Поэтому при взаимодействии хлора с горячим раствором щелочи образуется соли не соляной и хлорноватистой, а соляной и хлорноватой кислот: 6 NаОН + 3 Сl2 = 5 NаСl + NаСlО3 + 3 Н2О

Соли хлорноватистой кислоты - г и п о х л о р и т ы - очень сильные окислители. Они образуются при взаимодействии хлора со щелочами на холоду. Одновременно образуются соли соляной кислоты. Из таких смесей наибольшее распространение получили хлорная известь и жавелевая вода.

Хлористая кислота НСlO2 образуется при действии концентрированной серной кислоты на хлориты щелочных металлов, которые получаются как промежуточные продукты при электролизе растворов хлоридов щелочных металлов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами. Это слабая, неустойчивая кислота, очень сильный окислитель в кислой среде. При взаимодействии ее с соляной кислотой выделяется хлор: НСlO2 + 3 НС1 = Сl2 + 2 Н2О

Хлорноватая кислота НСlO3 образуется при действии на ее соли -х л о р а т ы - серной кислоты. Это очень неустойчивая кислота, очень сильный окислитель. Может существовать только в разбавленных растворах. При упаривании раствора НСlO3 при низкой температуре в вакууме можно получить вязкий раствор, содержащий около 40 % хлорной кислоты. При более высоком содержании кислоты раствор разлагается со взрывом. Разложение со взрывом происходит и при меньшей концентрации в присутствии восстановителей. В разбавленных растворах хлорная кислота проявляет окислительные свойства, причем реакции протекают вполне спокойно:

НСlO3 + 6 НВr = НСl + 3 Вr2 + 3 Н2О

Соли хлорноватой кислоты - хлораты - образуются при электролизе растворов хлоридов в отсутствие диафрагмы между катодным и анодным пространствами, а также при растворении хлора в горячем растворе щелочей, как показано выше. Образующийся при электролизе хлорат калия (бертолетова соль) слабо растворяется в воде и в виде белого осадка легко отделяется от других солей. Как и кислота, хлораты - довольно сильные окислители:

КСlO3 + 6 НСl = КСl + 3 Сl2 + 3 Н2О

Хлораты применяются для производства взрывчатых веществ, а также получения кислорода в лабораторных условиях и солей хлорной -кислоты - п е р х л о р а т о в. При нагревании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца МпО2, играющего роль катализатора, выделяется кислород. Если же нагревать хлорат калия без катализатора, то он разлагается с образованием калиевых солей хлороводородной и хлорной кислот:

2 КСlО3 = 2 КСl + 3 O2

4 КСlO3 = КСl + 3 КСlO4

При обработке перхлоратов концентрированной серной кислотой можно получить хлорную кислоту:

КСlO4 + Н2SO4 = КНSO4 + НСlO4

Это самая сильная кислота. Она наиболее устойчива из всех кислород содержащих кислот хлора, однако безводная кислота при нагревании, встряхивании или контакте с восстановителями может разлагаться со взрывом. Разбавленные растворы хлорной кислоты вполне устойчивы и безопасны в работе. Хлораты калия, рубидия, цезия, аммония и большинства органических оснований плохо растворяются в воде.

В промышленности перхлорат калия получают электролитическим окислением бертолетовой соли:

2 Н+ + 2 е- = Н2­ (на катоде)

СlО3- - 2 е- + Н2О = СlO4- + 2 Н+ (на аноде)

Биологическая роль.

он относится к жизненно необходимым незаменимым элементам. В организме человека 100 г.

Ионы хлора играют весьма важную биологическую роль. Входя вместе с ионами К+, Mg2+, Са2+, НСО~, Н3Р04 и белками играют главенствующую роль в создании определенного уровня осмотического давления (осмотический гомеостаз) плазмы крови, лимфы, спиномозговой жидкости и т. д.

Хлор-ион участвует в регуляции водно-солевого обмена и объема жидкости, удерживаемой тканями, подержании рН внутриклеточной жидкости и мембранного потенциала, создаваемого работой натрий-калиевого насоса, что объясняется (как и в случае его участия в осмосе) способностью диффундировать через клеточные мембраны подобно тому, как это делают ионы Na+, К+. Ион хлора - необходимый компонент (совместно с ионами Н2Р04, HSO4, ферментами и др.) желудочного сока, входящий в состав соляной кислоты.

Способствуя пищеварению, соляная кислота уничтожает и разнообразные болезнетворные бактерии.