Оксид хлора (I) Cl 2 O - эндотермическое неустойчивое соед-е можно получить так: 2 Cl 2 + HgO = HgCl 2 + Cl 2 O­.

При нагревании он разлагается:2Cl 2 O = 2Cl 2 + O 2 , с водой дает хлорноватистую кислоту (имеет килый хар-р): Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Степень окисления хлора +4. ClO 2 - оксид хлора (IV), эндотермичен с резким запахом, м-ла имеет угловую форму, поэтому она полярна.

Для ClO 2 характерны реакции диспропорционирования: 6ClO 2 + 3H 2 O = 5HClO 3 + HCl,

2ClO 2 + 2KOH = KСlO 2 + KClO 3 + H 2 O. 2KClO 3 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2CO 2 + 2ClO 2 + 2H 2 O,

Используется главным образом для отбелки или стерилизации различных материалов. Установлено, что с его помощью можно проводить обесфеноливание сточных вод хим заводов.

Cl 2 O 6 дает реации диспропорционирования: 2ClO 2 +2O 3 = Cl 2 O 6 + 2 O 2 ,

Cl 2 O 6 + 2 KOH = KClO3 + KClO 4 + H 2 O.

Оксид хлора (VII) Cl 2 O 7 - ангидрид хлорной кислоты HClO 4 (м-л полярна), относительно устойчив, при наревании (выше120 градусов) разлагается со взрывом. 2 HClO 4 + P 2 O 5 = Cl 2 O 7 + 2HPO 3 ,

Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 , 2Cl 2 O 7 = 2Cl 2 + 7O 2 ,

Оксид брома (I) можно получить так: 2 Br 2 + HgO = HgBr 2 + Br2O, при комнатной температуре он

разлагается: 2Br 2 O = 2 Br 2 + O 2 .

Оксид брома (IV) 4O 3 + 3Br 2 = 6BrO 2 – светло-желтое тв в-во, устойчивое только при -40 градусах. Одним из продуктов ее термического разложения в вакууме является коричневая окись брома.

Оксид иода (V)получается при обезвоживании иодноватой кислоты (серной кислотой при нагревании): 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O, выше 3000 С он разлагается: 2 I 2 O 5 = 2 I 2 + 5 O 2 .

Вопрос № 20. Кислородосодержащие кислоты галогенов типа НХО и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительныеи кислотные св-ва. Хлорная известь. Получение и применение.

Фторноватистая кислота частично образуется при взаимодействии медленного тока фтора под уменьшенным давлением с охлажденной водой. Выделенная лишь в очень малых количествах представляет собой бесцветное в-во с высоким давлением пара, в обычных условиях довольно быстро разлагается на HF и О 2 . М-ла HOF имеет угол = 97 градусов. Является, по-видимому, сильной к-той, но водой быстро гидролизуется, в основном по уравнению: HOF +HOH = HF + H 2 O 2 . Соли ее не получены, но известны в-ва, к-ые можно рассматривать как продукты замещения ее водорода на радикалы металлоидного хар-ра.

Хлорноватистая кислота очень слабая, легко разлагается на свету с выделением атомарного кислорода, который и обуславливает ее очень сильные окислительные свойства.

HClO и гипохлориты можно получить так: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO, Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O жавелевая вода, Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O - хлорная известь Cl 2 O + 2 KOH = 2KClO + H 2 O,

2 HI + HClO = I 2 + HCl + H 2 O. Cl 2 O + H 2 O = 2HOCl.

Хлорноватистая к-та и гипохлориты являются ок-лями. Сравнение стандартных редокс-потенциалов показывает, что хлорноватистая к-та – более сильный окислитель, чем свободный хлор и гипохлориты. Большая окислительная сила к-ты объясняется сильным поляризуемым действием протона на связь хлор – кислород, в р-те чего связь деформируется Þ к-та нестабильное образование по сравнению с гипохлоритами.

Жавелевая вода используется для отбелки тканей, а хлорная известь - для дезинфекции.

М-ла имеет угловое строение угол = 103° d(ОН)=0,97, d(ОCl) = 1.69А°.

Бромноватистая кислота Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO, Br 2 + KOH = KBr + KBrO + H 2 O, гипобромит калия Br 2 + 5 Cl 2 + 6 H 2 O = 2 HBrO + 10 HCl. Гипобромит калия легко разлагается:3 KBrO = 2 KBr + KBrO 3 бромат калия.

Иодноватистая кислота: 2I 2 + HgO + H 2 O = HgI 2 + 2HIO,Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:

Последние 2 к-ты не не выделены в индивидуальном состоянии, а соли – гипобромиды и гипоиодиды – вполне стабильны в отсутствие взагисила. В данном ряду сила к-т падает.

Вопрос № 21. Кислородосодержащие к-ты галогенов типа НХО3 и их соли. Номенклатура. Строение м-л. Устойчивость. Окислительные и кислотные св-ва. Получение и применение. Бертолетова соль. Понятие о колебательных р-циях.

Хлорноватая кислота HClO 3 стабильна только в водных растворах - это сильная кислота и энергичный окислитель: Ba(ClO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HClO 3 + BaSO 4 , 6P + 5HClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 HCl,

HClO 3 + NaOH = NaClO 3 + H 2 O (хлорат натрия).

При повышении температуры идет реакция: 3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O, где KClO 3 - соль (хлорат калия), называемая еще в честь ее первооткрывателя французского химика К.Бертолле бертоллетовой солью. Она используется в качестве окислителя в пиротехнике, в производстве спичек, для получения кислорода в лабораторных условиях. При нагревании она разлагается: 4 KClO 3 = KCl + 3 KClO 4 , а в присутствии катализатора MnO 2 происходит следующее: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2 .

HBrO 3 - бромноваую кислоту (она сущ только в р-ре) можно получить так: Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2 HBrO 3 + BaSO 4 .

Интересно отметить, что иод может вытеснять бром из бромата калия 2 KBrO 3 + I 2 = 2 KIO 3 + Br 2

HIO 3 – иодноватая (иодаты) d(IO) = 1.8 А(две связи) и 1,9 (одна связь) и угол OIO = 98°

I 2 + 5Cl 2 + 6H 2 O = 2HIO 3 + 10HCl, 3I 2 + 10HNO 3 = 6HIO 3 + 10NO + 2H 2 O,

I 2 + 2HClO 3 = 2HIO 3 + Cl 2 (иод вытесняет хлор), IF 5 + 3 H 2 O = 5 HF + HIO 3

Соли можно получить при взаимодействии кислот со щелочами или по реакциям:

3 I 2 + 6 NaOH = 5 NaI + NaIO 3 + 3 H 2 O,

Растворимость и кислотные св-ва кислот уменьшаются, а устойчивость - повышается

Свойства оксидов

Оксиды - это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бываютсолеобразующими и не образующие соли . При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова "основание"), кислотными иамфотерными . Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли. Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие: K 2 O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой: - взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи) CaO+H 2 O = Ca (OH) 2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами: - взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде) CaO+H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли CaO+CO 2 =CaCO 3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами. Примерами кислотных окислов могут быть: CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора ), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .

Химическая реакция с водой CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков. - реакция с щелочами (основаниями): CO 2 +NaOH=Na 2 CO 3 - образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую! - реакция с основными оксидами: CO 2 +MgO=MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами ) и основаниями (или основными оксидами ). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов . Примером амфотерных оксидов могут быть: ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например: - реакция с кислотным оксидом: ZnO+H 2 CO 3 = ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде. - реакция с основаниями: ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды . Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO: 2Fe+O 2 =2FeO Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами, Например: Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка 2Zn+O 2 =2ZnO Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа 2C+O 2 =2CO - образование угарного газа. C+O 2 =CO 2 - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ. Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения . Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов : Fe(OH) 2 =FeO+H 2 O 2Al(OH) 3 =Al 2 O 3 +3H 2 O, а также при разложении отдельных кислот: H 2 CO 3 =H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании, например: CaCO 3 =CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ. Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета). Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов - это окислительно-восстановительные реакции , например Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиды хлора

Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями. Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты : Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты. Cl 2 O + H 2 O = 2HClO - Хлорноватистая кислота ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты: ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот: Cl 2 O 6 + H 2 O = HClO 3 + HClO 4 И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты: Cl 2 O 7 + H 2 O = HClO 4

Оксиды азота

Азот - газ, который образует 5 различных соединений с кислородом - 5 оксидов азота . А именно: - N 2 O - гемиоксид азота . Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота - это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ. - NO - моноксид азота - бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ. - N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество - NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет - N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. Азотистый ангидрид (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое веществоазотную кислоту . Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота : Реакция с водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота. Реакция с щелочью: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты). Реакция с солями: 2NO 2 + Na 2 CO 3 = NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом : 2NO + O 2 = 2NO 2

Оксиды железа

Железо образует два оксида : FeO - оксид железа (2-валентный) - порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции: Fe 2 O 3 +CO --> 2FeO+CO 2 Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный). FeO +O 2 --> 2Fe 2 O 3 Оксид железа (3-валентный) - красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид . Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe 3 O 4 . Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает,то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Автор Химическая энциклопедия г.р. Н.С.Зефиров

ХЛОРА ОКСИДЫ . Все ХЛОРА ОКСИДЫ о. имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду, имеют положит. Монооксид [оксид Cl(I), дихлороксид, гемиоксид] Cl 2 О - желто-оранжевый газ со слабым зеленоватым оттенком, в жидком состоянии - красно-коричневый; длина связи Cl - О 0,1700 нм, угол ОСlO 111°,2,60 x 10 -30 Кл x м (табл.); уравение температурной зависимости давления пара lgp (мм рт. ст.) = 7,87 - 1373/Т (173-288 К); растворим в воде с образованием НСЮ, растворимость (г в 100 г Н 2 О при 0 °С): 33,6 (2,66 кПа), 52,4 (6,65 кПа). При 60-100 °С термодинамически распад Cl 2 О завершается за 12-24 ч, выше 110 °С через несколько мин происходит взрыв, освещение ускоряет распад и повышает вероятность взрыва. С хлоридами образует оксихлориды, например, с Т1Cl 4 , ТаCl 5 и AsCl 3 дает соответственно Т1ОCl 2 , ТаОCl 3 и AsO 2 Cl. С NO 2 образует смесь NO 2 Cl и NO 3 Cl, с N 2 O 5 -чистый NO 3 Cl. Фторированием Cl 2 О с помощью AgF 2 можно получить ClOF 3 , а реакцией с AsF 5 или SbF 5 - соли хлорила ClO + 2 MF - 6 . Аналогично реагируют с MF 5 (где М - As и Sb) ClО 2 и Cl 2 О 6 . С насыщ. органическое соединениями Cl 2 О ведет себя как хлорирующий агент, подобный хлору. Получают Сl 2 О пропусканием Cl 2 , разбавленного N 2 , над HgO или реакцией Cl 2 с влажным Na 2 CO 3 .

СВОЙСТВА ОКСИДОВ ХЛОРА

Показатель
температура кипения, °С
Плотн., г/см 3				2,023 (3,5 °С)	1,805** (25 °С)
Дж/(моль х К)
КДж/моль
КДж/моль
Дж/(моль х К)

*Расчетная. **2,38 г/см 3 при -160 °С.

Диоксид ClО 2 - желтый газ, в жидком состоянии -ярко-красный, в твердом - красновато-желтый; длина связи С - О 0,1475 нм, угол ОСlO 117 °С; уравение температурной зависимости давления пара lgp (мм рт. ст.) = 7,7427 -- 1275,1/T (226-312 К); растворимость в воде 26,1 г/л (25 °С, 20,68 кПа), растворим в ССl 4 , НClО 4 , СН 3 СООН. В индивидуальном состоянии взрывоопасен, при 30-50 °С распад идет с измеримой скоростью, выше 50 С после периода индукции взрывается. В щелочной среде ClО 2 диспропорционирует на и, в присут. Н 2 О 2 образуется и выделяется О 2 . Восстанавливается иодидами, арсенидами, PbO, H 2 SO 3 , аминами до хлорит-иона. СNO 2 и N 2 O 5 образует NO 3 Cl, с NOCl -NO 2 Cl. Фторируется посредством AgF 2 , BrF 3 или разбавленый F 2 до ClO 2 F. Получают СlO 2 действием восстановителей (SO 2 , NO 2 , метанол, органическое пероксиды) на подкисленный раствор хлората щелочного металла, при нагревании смеси хлората с влажной щавелевой кислотой, действием Cl 2 на хлориты. В отличие от остальных ХЛОРА ОКСИДЫ о. ClО 2 - продукт пром. производства, его используют вместо Cl 2 как экологически более безопасный продукт для отбеливания древесной пульпы, целлюлозы, синтетич. волокон, для подготовки питьевой и технол. воды, обеззараживания сточных вод. Раздражает слизистые оболочки, вызывает кашель, рвоту и др.; ПДК в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м 3 , ЛД 50 140 мг/кг (крысы, внутрижелудочно).
Перхлорат хлора (цихлоротетраоксид) Cl 2 О 4 , или СlOClО 3 - светло-желтая жидкость, в кристаллич. состоянии почти бесцветен (см. Перхлораты).
Триоксид (дихлорогексаоксид) Cl 2 О 6 - ярко-красная жидкость, в твердом состоянии - оранжевый, при охлаждении окраска ослабевает. В газе и жидкости молекулы имеют строение О 2 Cl - О - ClО 3 , в кристаллах - кристаллы моноклинной сингонии (пространств. группа, z = 4); давление пара 39,9 Па (0 °С), 133 Па (19 °С). Медленно разлагается уже при 0-10 °С на ClО 2 и О 2 , выше 20 °С в продуктах распада появляется Cl 2 ; с водой реагирует со вспышкой, продукты гидролиза - НClО 3 и НClО 4 . С хлоридами, бромидами, нитратами образует перхлораты, например с NOCl дает NOClO 4 , с N 2 O 5 - NO 2 ClO 4 , с AlCl 3 -СlO 2 , с FeCl 3 - ClO 2 . При нагревании в вакууме такие комплексы отщепляют Cl 2 О 6 и превращаются в несольватированные перхлораты Al(ClО 4) 3 , Fe(ClO 4) 3 . Получают Cl 2 О 6 реакцией озона с ClО 2 или действием F 2 на хлораты металлов. Применяют для синтеза безводных перхлоратов в лабораторная условиях.
Оксид Cl(VII) (хлорный ангидрид, дихлорогептаоксид) Cl 2 О 7 - бесцв. подвижная жидкость, чувствителен к удару и трению. Молекула имеет строение О 3 Cl - О - ClO 3 , длина связи Cl - О 0,1709 нм, в группах ClО 3 - 0,1405 нм, угол СlOCl 118,6°, ОСlO 115,2°, 2,40 x 10 -30 Кл x м; кристаллы моноклинные (пространств. группа С 2/с); уравение температурной зависимости давления пара lgp(мм рт. ст.) = 7,796-1770/Т. Неограниченно растворим в СCl 4 , хорошо растворим в НClО 4 , РОCl 3 и т. п. С водой не смешивается, на границе раздела фаз реагирует с образованием НСlO 4 , реакция сильно экзотермична реакции -211 кДж/моль); разогревание слоя Cl 2 О 7 может привести к взрыву. Распад Cl 2 О 7 в газе на хлор и кислород идет с измеримой скоростью при 100-120 °С, но при давлении Cl 2 О 7 выше 13,3 кПа приобретает взрывной характер. Жидкий Cl 2 О 7 устойчив до 60-70 °С, примесь низших ХЛОРА ОКСИДЫ о. ускоряет его распад. Для жидкого Cl 2 О 7 характерны реакции с образованием ковалентных соединение с группой - ClО 3 . С NH 3 в ССl 4 образует NH 4 HNClO 3 и NH 4 ClO 4 , с алкиламинами -соответственно RHNClO 3 и R 2 NClO 3 , с SbF 5 - SbOF 3 и FClO 3 , с N 2 O 5 в ССl 4 NO 2 ClO 4 . Используя Cl 2 О 7 , можно синтезировать органическое перхлораты из спиртов. Получают Cl 2 О 7 действием Р 2 О 5 или олеума на хлорную кислоту или электролизом раствора НClО 4 на Pt-электродах ниже 0 °С (Cl 2 О 7 накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl 2 О 7 можно получить также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов, например Nb(ClO 4) 5 , МоО 2 (СlO 4) 2 .
Известен ряд хлоркислородных свободных радикалов, полученных в различные низкотемпературных матрицах и исследованных преимущественно методом ЭПР,- СlО 3 , СlОО, СlСlО, а также малостабильный сесквиоксид Сl 2 О 3 , распадающийся при -50 - 0 °С и имеющий, вероятно, структуру хлората хлора СlOСlO 2 . Термически устойчивый радикал СlO (длина связи Cl - О 0,1569 нм, 4,133 Кл x м, 101,6 кДж/ моль) -промежуточные продукт окисления углеводородов хлорной кислотой и ХЛОРА ОКСИДЫ о., распада всех ХЛОРА ОКСИДЫ о. и др. хлоркислородных соединений, а также реакции озона с атомарным хлором в стратосфере.

Литература: Никитин И. В., Химия кислородных соединений галогенов, М., 1986.

В.Я.Росоловский.

Химическая энциклопедия. Том 5 >>

Оксидами или окислами называют соединения различных элементов с кислородом. Почти все элементы образуют такие соединения. Хлор, как и другие галогены, характеризуется в таких соединениях положительной степенью окисления. Все оксиды хлора являются чрезвычайно неустойчивыми веществами, что характерно для окислов всех галогенов. Известно четыре вещества, в молекулах которых содержатся хлор и кислород.

1. Газообразное соединение от желтого до красноватого цвета с характерным запахом (напоминает запах газа Cl2) — оксид хлора (I). Формула химическая Cl2O. Температура плавления минус 116 °C, температура кипения плюс 2 °C. При нормальных условиях его плотность равняется 3,22 кг/м³.
2. Желтый или желто-оранжевый газ с характерным запахом — оксид хлора (IV). Формула химическая ClO2. Температура плавления минус 59 °C, температура кипения плюс 11 °C.
3. Красно-коричневая жидкость — оксид хлора (VI). Формула химическая Cl2O6. Температура плавления плюс 3,5 °C, температура кипения плюс 203 °C.
4. Бесцветная маслянистая жидкость — оксид хлора (VII). Формула химическая Cl2O7. Температура плавления минус 91,5 °C, температура кипения плюс 80 °C.

Оксид хлора со степенью окисления +1 является ангидридом слабой одноосновной хлорноватистой кислоты (HClO). Получают его по методу Пелуза взаимодействием оксида ртути с газообразным хлором по одному из уравнений реакций: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 или 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Условия протекания этих реакций разные. Оксид хлора (I) конденсируют при температуре минус 60 оС, потому что при более высокой температуре он разлагается, взрываясь, и в концентрированном виде является взрывоопасным. Водный раствор Cl2O получают при хлорировании в воде карбонатов щелочноземельных или щелочных металлов. Оксид хорошо растворяется в воде, при этом образуется хлорноватистая кислота: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Кроме того, он также растворяется в углероде четыреххлористом.

Оксид хлора со степенью окисления +4 иначе называется диоксид. Это вещество растворяется в воде, серной и уксусной кислотах, ацетонитриле, углероде четыреххлористом, а также в других органических растворителях, с увеличением полярности которых растворимость его возрастает. В лабораторных условиях его получают взаимодействием со щавелевой кислотой: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Так как оксид хлора (IV) является взрывоопасным веществом, то его в растворе хранить нельзя. Для этих целей используется силикагель, на поверхности которого в адсорбированном виде ClO2 может храниться долго, одновременно удается избавиться от загрязняющих его примесей хлора, так как он силикагелем не поглощается. В промышленных условиях ClO2 получают восстановлением диоксидом серы, в присутствии серной кислоты, хлората натрия: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Применяется в качестве отбеливателя, например, бумаги или целлюлозы и прочее, а также для стерилизации и дезинфекции различных материалов.

Оксид хлора со степенью окисления +6, при плавлении распадается по уравнению реакции: Cl2O6 → 2ClO3. Получают оксид хлора (VI) окисляя озоном диоксид: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Этот окисел способен взаимодействовать растворами щелочей и с водой. При этом протекают реакции диспропорционирования. Например, при взаимодействии с гидроокисью калия: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, в результате получаются хлорат и перхлорат калия.

Хлора называют еще хлорный ангидрид или дихлорогептаоксид является сильным окислителем. Он способен от удара или при нагревании взрываться. Однако это вещество более устойчиво, чем окислы со степенью окисления +1 и +4. Распад его до хлора и кислорода ускоряется из-за присутствия низших окислов и с повышением температуры от 60 до 70 оС. Оксид хлора (VII) способен медленно растворяться в холодной воде, в результате реакции образуется H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Получают дихлорогептаоксид, осторожно нагревая хлорную кислоту с фосфорным ангидридом: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Также Cl2O7 можно получить, используя вместо фосфорного ангидрида олеум.

Раздел неорганической химии, который изучает оксиды галогенов, включая оксиды хлора, в последние годы стал развиваться активно, так как эти соединения являются энергоемкими. Они способны в камерах сгорания отдавать энергию мгновенно, а в скорость ее отдачи может регулироваться. Другая причина интереса — это возможность синтеза новых групп неорганических соединений, например, оксид хлора (VII) является родоначальником перхлоратов.

Оксид хлора(VII)
Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png
Общие
Систематическое наименование	Оксид хлора(VII)
Хим. формула	Cl 2 O 7
Физические свойства
Состояние	жидкость
Молярная масса	182.901 г/моль
Термические свойства
Т. плав.	−91,5 °C
Т. кип.	82 °C
Т. разл.	120 °C
Энтальпия образования	251,0 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS
PubChem	Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value).
Рег. номер EINECS	Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value).
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value).
RTECS	Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value).
ChemSpider	Ошибка Lua в Модуль:Wikidata на строке 170: attempt to index field "wikibase" (a nil value).
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

Окси́д хло́ра(VII) (дихлорогептаоксид) Cl 2 O 7 , (хлорный ангидрид ) - кислотный оксид. Высший оксид хлора, в котором он проявляет степень окисления +7.

Молекула Cl 2 O 7 имеет строение О 3 Cl-О-ClO 3 (dCl-О = 0,1709 нм, в группах ClО 3 - 0,1405 нм, угол ClOCl = 118,6°, ОClO 115,2°) c пространственной симметрией C 2 , молекула полярна (μ = 2,40·10 −30 Кл·м).

Свойства

Хлорный ангидрид представляет собой бесцветную маслянистую жидкость. Cl 2 O 7 взрывается при нагревании выше 120 °C и от удара, однако он более устойчив, чем оксид и диоксид хлора. Жидкий Cl 2 О 7 устойчив до 60-70 °C, но примесь низших оксидов хлора существенно ускоряет его распад:

texvc не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{2Cl_2O_7 \rightarrow 2Cl_2 + 7O_2} ΔH = 135 кДж/моль

Медленно растворяется в холодной воде, образуя хлорную кислоту :

Невозможно разобрать выражение (Выполняемый файл texvc не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{Cl_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HClO_4}

Хлорный ангидрид является сильным окислителем.

Получение

Получают Cl 2 О 7 при осторожном нагревании хлорной кислоты с фосфорным ангидридом или олеумом:

Невозможно разобрать выражение (Выполняемый файл texvc не найден; См. math/README - справку по настройке.): \mathsf{2HClO_4 + P_4O_{10} \rightarrow Cl_2O_7 + H_2P_4O_{11}}

Оксид хлора(VII) получают также электролизом раствора НClО 4 на платиновых электродах ниже 0 °C (Cl 2 O 7 накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl 2 O 7 можно синтезировать также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов , например, Nb(ClO 4) 5 или МоО 2 (ClO 4) 2 .

Напишите отзыв о статье "Оксид хлора(VII)"

Литература

• Реми Г. «Курс неорганической химии» М.: Иностранная литература, 1963

Химическая посуда

Это заготовка статьи о неорганическом веществе . Вы можете помочь проекту, дополнив её.

Отрывок, характеризующий Оксид хлора(VII)

– Располагайтесь, мадонна! Надеюсь, хотя бы одно из этих блюд удовлетворит ваш утончённый вкус?..
Я чувствовала себя настолько жутко, что вдруг, неожиданно для себя, захотела расхохотаться... Разве могла я когда-то себе представить, что в один прекрасный день смогу сидеть за одним столом с человеком, которого больше всего на свете желала уничтожить?!. И почувствовав странную неловкость, постаралась тут же заговорить...
– Что побудило вас пригласить меня сегодня, Ваше святейшество? – осторожно спросила я.
– Ваша приятная компания, – рассмеялся Караффа, и чуть подумав, добавил: – Я хотел побеседовать с вами о некоторых, важных для меня вопросах, мадонна, и предпочёл делать это в более приятной для вас обстановке.
Вошёл слуга, и низко поклонившись Караффе, начал пробовать первые блюда. Как же я в тот момент пожалела, что у меня не было с собою знаменитого Флорентийского травяного яда!.. Он был безболезненным и безвкусным, и определению не поддавался... Срабатывал этот яд только лишь через неделю. Им убивали принцев и королей... И он уж точно успокоил бы навсегда сумасшедшего Папу!!!
Я ни за что и никогда не поверила бы, что смогу так легко размышлять об убийстве... Душа медленно каменела, оставляя внутри только лишь место для правосудия. Я жила, чтобы его уничтожить. И не имело значения, как это сделать. В данном случае любые средства были хороши. Главное было Караффу убить. Чтобы не страдали больше невинные люди, чтобы не ходил по земле этот кровожадный, злой человек.
И поэтому я сидела сейчас с ним рядом, с улыбкой принимая угощения, и светски беседуя на самые разные темы... в то же время напряжённо выискивая хоть какую-нибудь слабинку, которая дала бы мне возможность наконец-то избавиться от его «святого» присутствия...
Ужин подходил к середине, а мы всё ещё светски «обсуждали» какие-то редкие книги, музыку и искусство, будто и не было у него на уме какой-то очень серьёзной цели, по причине которой он пригласил меня в свои покои в такой неподходящий, поздний час.
Казалось, Караффа искренне наслаждался общением, вроде-бы начисто позабыв о своём «особо-важном» разговоре. И надо отдать ему должное – собеседником он был, бесспорно, интереснейшим... если забыть о том, кем он являлся на самом деле... Чтобы заглушить в своей душе нарастающую тревогу, я как можно больше шутила. Караффа весело смеялся моим шуткам, в ответ рассказывая другие. Он был предупредительным и приятным. Но, несмотря на всю его светскую галантность, я чувствовала, что ему тоже надоело притворяться... И хотя выдержка Караффы была по-настоящему безупречной, по лихорадочному блеску его чёрных глаз я понимала – всё наконец-то подходило к развязке... Воздух вокруг нас буквально «трещал» от нарастающего ожидания. Беседа постепенно измельчала, переходя на обмен простыми светскими репликами. И наконец-то Караффа начал...