С чем реагирует cl2o7

Оксид хлора(VII)

Оксид хлора(VII)
Общие
Систематическое наименование	Оксид хлора(VII)
Химическая формула	Cl2O7
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	жидкость
Отн. молек. масса	182,901 а. е. м.
Молярная масса	182.901 г/моль
Термические свойства
Температура плавления	−91,5 °C
Температура кипения	82 °C
Температура разложения	120 °C
Классификация
Рег. номер CAS	[12015-53-1]

Окси́д хло́ра(VII) (дихлорогептаоксид) Cl₂O₇, (хлорный ангидрид) — кислотный оксид.

Молекула Cl₂O₇ имеет строение О₃Cl—О—ClO₃ (dCl—О = 0,1709 нм, в группах ClО₃ — 0,1405 нм, угол ClOCl = 118,6°, ОClO 115,2°) c пространственной симметрией C₂, молекула полярна (μ = 2,40·10 −30 Кл·м).

Свойства

Хлорный ангидрид представляет собой бесцветную маслянистую жидкость. Cl₂O₇ взрывается при нагревании выше 120 °C и от удара, однако он более устойчив, чем оксид и диоксид хлора. Жидкий Cl₂О₇ устойчив до 60—70 °C, но примесь низших оксидов хлора существенно ускоряет его распад:

ΔH = 135 кДж/моль

Медленно растворяется в холодной воде, образуя хлорную кислоту:

Хлорный ангидрид является сильным окислителем.

Получение

Получают Cl₂О₇ при осторожном нагревании хлорной кислоты с фосфорным ангидридом или олеумом:

Оксид хлора(VII) получают также электролизом раствора НClО₄ на платиновых электродах ниже 0 °C (Cl₂O₇ накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl₂O₇ можно синтезировать также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов, например, Nb(ClO₄)₅ или МоО₂(ClO₄)₂.

Литература

Полезное

Смотреть что такое «Оксид хлора(VII)» в других словарях:

Оксид хлора(I) — У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид хлора. Оксид хлора(I) … Википедия

Хлора оксиды — Известны следующие оксиды хлора: Название Формула Температура плавления Температура кипения Цвет Оксид хлора(I) Cl2O 116 °C 2 °C от желтого до красноватого Оксид хлора(IV) ClO2 59 °C 11 °C желый,оранжево желтый Оксид хлора(VI) Cl2O6 3.5 °C … Википедия

Оксид — (окисел, окись) соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся… … Википедия

Оксид марганца(IV) — Общие … Википедия

Оксиды хлора — Известны следующие оксиды хлора: Название Формула Температура плавления Температура кипения Цвет Оксид хлора(I) Cl2O −116 °C 2 °C от жёлтого до красноватого Оксид хлора(IV) ClO2 −59 °C 11 °C жёлтый, оранжево жёлтый Оксид… … Википедия

Фторид рения(VII) — Общие … Википедия

Фторид хлора(I) — Фторид хлора(I) … Википедия

Фторид иода(VII) — Фторид иода(VII) … Википедия

Фторид хлора(III) — Фторид хлора(III) … Википедия

Фторид хлора(V) — (пентафторид хлора) ClF5, соединение хлора с фтором, представляющее собой при комнатной температуре бесцветный ядовитый тяжёлый газ с сильным раздражающим запахом. Конденсируется при охлаждении до −13 °C (или при увеличении давления) в … Википедия

Источник

Соединения хлора

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

Физические свойства хлороводорода

HCl хорошо растворяется в воде: при обычной температуре в 1 л воды растворяется

450 л газа (реакция экзотермическая). Насыщенный раствор содержит 36-37 % HCl по массе, имеет резкий, удушающий запах.

Химические свойства хлороводорода

Газообразный HCl

Безводный НСl химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Что означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств.

И только при очень сильном нагревании газообразный HCl реагирует с металлами, даже такими малоактивными, как Сu и Аg.

Восстановительные свойства HCl проявляются также в малой степени:

Раствор HCl

Водный раствор HCl является сильной кислотой, т.к. молекулы HCl практически полностью распадаются на ионы:

Общие свойства кислот

Он проявляет все свойства кислот:

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

Хлорноватистая кислота очень слабая кислота и существует только в разбавленных водных растворах.

Получение хлорноватистой кислоты:

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

HClO + KOH → KClO + H₂O

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

Хлористая кислота HClO₂– слабая кислота, существует только в водных растворах, очень неустойчива

Способы получения хлористой кислоты:

Химические свойства хлористой кислоты:

Соли хлористой кислоты – хлориты

Хлорноватая кислота (HClO₃) и ее соли

Хлорноватая кислота HClO₃– существует только в водных растворах, в свободном виде не выделена. Является сильной кислотой

Получение хлорноватой кислоты:

Действием кислот на хлораты:

Химические свойства хлорноватой кислоты:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

Хлорная кислота (HClO₄) и ее соли

Хлорная кислота HClO₄– летучая, хорошо растворимая в воде жидкость, не имеющая цвета. Является сильной кислотой и сильным окислителем. Взрывоопасна. Кислотный оксид — Cl₂O₇, соли хлорной кислоты — перхлораты.

Получение хлорной кислоты

Перегонкой при пониженном давлении смеси перхлората калия с серной кислотой:

Химические свойства хлорной кислоты

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

Оксиды хлора

Оксид хлора (I), оксид дихлора ( Cl₂O)

В газообразном состоянии имеет темно-желтый цвет, в жидком состоянии – красно-бурый. Неустойчив на свету при повышении температуры.

Получение оксид хлора (I)

Химические свойства оксида хлора (I)

Оксид хлора (IV), диоксид хлора, двуокись хлора ( ClO₂)

ClO₂ – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Взрывается при механическом воздействии, при нагревании до 100 ºС и при контакте с восстановителем

Получение двуокиси хлора

В промышленности ClO₂ получают, пропуская оксид серы (IV) через подкисленный раствор хлората натрия NaClO₃:

В лаборатории ClO₂получают при взаимодействии хлората калия с щавелевой кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты:

Химические свойства оксида хлора (IV)

6ClO₂ + 3H₂O = HCl + 5HClO₃ (горячая вода)

Оксид хлора (VI), триоксид хлора (ClO₃ (Cl₂O₆))

ClO₃ (Cl₂O₆) – вязкая жидкость красного цвета. Соприкосновение с органическими веществами приводит к взрыву.

Получение оксида хлора (VI)

Получают окислением озоном ClO₂

Химические свойства оксида хлора (VI)

Оксид хлора (VII) (Cl₂О₇)

Cl₂О₇ – тяжелая, маслянистая жидкость, не имеющая цвета. Наиболее устойчивый из всех оксидов хлора. Очень взрывоопасен.

Получение оксида хлора (VII)

Получают при взаимодействии оксида фосфора (V) с концентрированной хлорной кислотой:

Химические свойства Cl₂O₇

Проявляет кислотные свойства.

Источник

Оксид хлорной кислоты (Cl2O7): формула, свойства, риски

Содержание:

В оксид хлорной кислоты, также называемый оксидом хлора (VII), хлорным ангидридом или дихлоргептоксидом, представляет собой неорганическое химическое соединение с формулой Cl₂O7. Его структура представлена ​​на рисунке 1.

Это один из самых стабильных оксидов хлора, который реагирует с водой с образованием хлорной кислоты: Cl₂ИЛИ₇ + H₂O D 2HClO_4.

Соединение перегоняют, чтобы отделить его от метафосфорной кислоты с большой осторожностью, учитывая его взрывоопасный характер. Он также может быть образован при освещении в смесях хлора и озона.

Физико-химические свойства оксида хлорной кислоты

Он самопроизвольно взрывоопасен при ударе или контакте с пламенем, особенно в присутствии продуктов его разложения.

Гептоксид хлора растворяется в четыреххлористом углероде при комнатной температуре и реагирует с водой с образованием хлорной кислоты. Взрывается при контакте с йодом.

В нормальных условиях он более стабилен, хотя и обладает меньшей окислительной способностью, чем другие оксиды хлора. Например, он не повреждает серу, фосфор или бумагу в холодном состоянии.

Его термическое разложение происходит за счет мономолекулярной диссоциации триоксида хлора и радикала.

Реакционная способность и опасности

Он самопроизвольно взрывоопасен, особенно в присутствии продуктов его разложения, несовместим с восстановителями, сильными кислотами и основаниями.

Хотя это самый стабильный оксид хлора, Cl₂ИЛИ₇ Это сильный окислитель, а также взрывчатое вещество, которое можно потушить пламенем, механическим ударом или контактом с йодом.

Однако он менее окисляет, чем другие оксиды хлора, и не разрушает серу, фосфор или бумагу в холодном состоянии. Имеет такое же действие на организм человека, как элементарный хлор, и требует тех же мер предосторожности.

Проглатывание вызывает сильные ожоги рта, пищевода и желудка. Пар очень токсичен при вдыхании.

В случае попадания в глаза проверьте, носите ли вы контактные линзы, и немедленно снимите их. Глаза следует промывать проточной водой в течение не менее 15 минут, держа веки открытыми. Можно использовать холодную воду. Глазную мазь использовать нельзя.

Если химическое вещество попало на одежду, удалите его как можно быстрее, защищая свои руки и тело. Поместите пострадавшего под защитный душ.

Если химическое вещество накапливается на открытой коже жертвы, например, на руках, загрязненную кожу осторожно и осторожно промывают проточной водой с неабразивным мылом.

Можно использовать холодную воду. Если раздражение не проходит, обратитесь за медицинской помощью. Перед повторным использованием вымойте загрязненную одежду.

В случае вдыхания пострадавшему следует дать отдохнуть в хорошо проветриваемом помещении. В случае тяжелого вдыхания пострадавшего следует как можно скорее эвакуировать в безопасное место.

Ослабьте тесную одежду, такую ​​как воротник, пояс или галстук. Если пострадавшему трудно дышать, следует ввести кислород.

Если пострадавший не дышит, проводится реанимация «рот в рот». Всегда помните, что для человека, оказывающего помощь, может быть опасно реанимация «рот в рот», если вдыхаемый материал токсичен, заразен или вызывает коррозию.

В любом случае немедленно обратитесь за медицинской помощью.

Приложения

Оксид хлорной кислоты не имеет практического применения. Его можно использовать в качестве окислителя или для производства хлорной кислоты, но его взрывоопасная природа затрудняет обращение с ним.

Дихлоргептоксид можно использовать как реагент для производства перхлоратов или для исследования с различными реакциями.

В работе Курта Баума реакции перхлорной окиси с олефинами (Baum, 1976), спиртами (Kurt Baum, Reactions of dichlorine heptoxide with alcohols, 1974), алкилйодидов и ацилперхлората со сложным эфиром (Kurt Baum, 1975) с получением галогенирований и окислений.

В случае спиртов он производит алкилперхлораты путем реакции с простыми спиртами, такими как этиленгликоль, 1,4-бутадиенол, 2, 2, 2-трифторэтанол, 2, 2-динитропропанол. Реагирует с 2-пропанолом с образованием изопропилперхлората. 2-гексанол и 3-гексанол дают неупорядоченные перхлораты и их соответствующие кетоны.

Пропен реагирует с дихлоргептозидом в четыреххлористом углероде с образованием изопропилперхлората (32%) и 1-хлор, 2-пропилперхлората (17%). Соединение реагирует с СНГ-бутен с образованием 3-хлорбутилперхлората (30%) и 3-кето, 2-бутилперхлората (7%).

Дихлоргептоксид реагирует с первичными и вторичными аминами в растворе четыреххлористого углерода с образованием N-перхлоратов:

2 RNH2 + Cl2O7 → 2 RNHClO3 + H2O

2 R2NH + Cl2O7 → 2 R2NClO3 + H2O

Он также реагирует с алкенами с образованием алкилперхлоратов. Например, он реагирует с пропеном в растворе четыреххлористого углерода с образованием изопропилперхлората и 1-хлор-2-пропилперхлората (Beard & Baum, 1974).

Источник

Cl2O7

Окси́д хло́ра(VII) (дихлорогептаоксид) Cl₂O₇, (хлорный ангидрид) — кислотный оксид. Высший оксид хлора, в котором он проявляет степень окисления +7.

Молекула Cl₂O₇ имеет строение О₃Cl—О—ClO₃ (dCl—О = 0,1709 нм, в группах ClО₃ — 0,1405 нм, угол ClOCl = 118,6°, ОClO 115,2°) c пространственной симметрией C₂, молекула полярна (μ = 2,40⋅10 −30 Кл·м).

Химические Свойства [ | ]

Хлорный ангидрид представляет собой бесцветную маслянистую ядовитую жидкость. Cl₂O₇ взрывается при нагревании выше 120 °C и от удара, однако он более устойчив, чем оксид и диоксид хлора. Жидкий Cl₂О₇ устойчив до 60—70 °C, но примесь низших оксидов хлора существенно ускоряет его распад:

2 C l 2 O 7 → 2 C l 2 ↑ + 7 O 2 ↑ <\displaystyle <\mathsf <2Cl_<2>O_<7>\rightarrow 2Cl_<2>\uparrow +7O_<2>\uparrow >>> ΔH = 135 кДж/моль

Медленно растворяется в холодной воде, образуя хлорную кислоту:

C l 2 O 7 + H 2 O → 2 H C l O 4 <\displaystyle <\mathsf O_<7>+H_<2>O\rightarrow 2HClO_<4>>>>

Хлорный ангидрид является сильным окислителем. Может вызвать самовоспламенение горючих веществ.

Получение [ | ]

Получают Cl₂О₇ при осторожном нагревании хлорной кислоты с фосфорным ангидридом или олеумом:

2 H C l O 4 + P 2 O 5 → C l 2 O 7 + 2 H P O 3 <\displaystyle <\mathsf <2HClO_<4>+P_<2>O_<5>\rightarrow Cl_<2>O_<7>+2HPO_<3>>>>

Оксид хлора(VII) получают также электролизом раствора НClО₄ на платиновых электродах ниже 0 °C (Cl₂O₇ накапливается в анодном пространстве). Чистый Cl₂O₇ можно синтезировать также при нагревании в вакууме некоторых перхлоратов, например, Nb(ClO₄)₅ или МоО₂(ClO₄)₂.

Источник

Хлор и его соединения

Хлор обладает высокой электроотрицательностью (2,83), проявляет неметаллические свойства. Входит в состав многих веществ — оксидов, кислот, солей, бинарных соединений.

В природе — двенадцатый по химической распространенности элемент (пятый среди неметаллов). Встречается только в химически связанном виде. Третий по содержанию элемент в природных водах (после О и Н), особенно много хлора в морской воде (до 2 % по массе). Жизненно важный элемент для всех организмов.

Хорошо растворим в воде, подвергается в ней дисмутации на 50 % и полностью — в щелочном растворе:

Хлор очень сильный окислитель по отношению к металлам и неметаллам:

Реакции с соединениями других галогенов:

Качественная реакция — взаимодействие недостатка СL₂ с КI (см. выше) и обнаружение йода по синему окрашиванию после добавления раствора крахмала.

Получение хлора в промышленности:

(аналогично с участием других окислителей; подробнее см. реакции для НСl и NaСl).

Хлор относится к продуктам основного химического производства, используется для получения брома и йода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, как дезинфицирующее средство для питьевой воды. Ядовит.

Качественная реакция на ион Сl — — образование белых осадков АgСl и Нg₂Сl₂, которые не переводятся в раствор действием разбавленной азотной кислоты.

Хлороводород служит сырьем в производстве хлоридов, хлорорганических продуктов, используется (в виде раствора) при травлении металлов, разложении минералов и руд. Уравнения важнейших реакций:

Получение НСl в промышленности — сжигание Н₂ в Сl₂ (см.), в лаборатории — вытеснение из хлоридов серной кислотой:

Хлорид натрия NaСl. Бескислородная соль. Бытовое название поваренная соль. Белый, слабогигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, растворимость мало зависит от температуры, раствор имеет характерный соленый вкус. Гидролизу не подвергается. Слабый восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена. Подвергается электролизу в расплаве и растворе.

Применяется для получения водорода, натрия и хлора, соды, едкого натра и хлороводорода, как компонент охлаждающих смесей, пищевой продукт и консервирующее средство.

В природе — основная часть залежей каменной соли, или галита, и сильвинита (вместе с КСl),рапы соляных озер, минеральных примесей морской воды (содержание NaСl=2,7%). В промышленности получают выпариванием природных рассолов.

Уравнения важнейших реакций:

Хлорид калия КСl. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. Умеренно растворим в воде, раствор имеет горький вкус, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется как калийное удобрение, для получения К, КОН и Сl₂. В природе основная составная часть (наравне с NаСl) залежей сильвинита.

Уравнения важнейших реакций одинаковы с таковыми для NаСl.

Хлорид кальция СаСl₂. Бескислородная соль. Белый, плавится без разложения. Расплывается на воздухе за счет энергичного поглощения влаги. Образует кристаллогидрат СаСl₂ 6Н₂О с температурой обезвоживания 260 °С. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Вступает в реакции ионного обмена. Применяется для осушения газов и жидкостей, приготовления охлаждающих смесей. Компонент природных вод, составная часть их «постоянной» жесткости.

Уравнения важнейших реакций:

Качественная реакция на ион Аl 3+ — образование осадка АlРO₄, который переводится в раствор концентрированной серной кислотой.

Применяется как сырье в производстве алюминия, катализатор в органическом синтезе и при крекинге нефти, переносчик хлора в органических реакциях. Уравнения важнейших реакций:

Получение АlСl в промышленности — хлорирование каолина, глинозёма или боксита в присутствии кокса:

Хлорид железа(II) FеСl₂. Бескислородная соль. Белый (гидрат голубовато-зеленый), гигроскопичный. Плавится и кипит без разложения. При сильном нагревании летуч в потоке НСl. Связи Fе — Сl преимущественно ковалентные, пар состоит из мономеров FеСl₂ (линейное строение, sр-гибридизация) и димеров Fе₂Сl₄. Чувствителен к кислороду воздуха (темнеет). Хорошо растворим в воде (с сильным экзо-эффектом), полностью диссоциирует на ионы, слабо гидролизуется по катиону. При кипячении раствора разлагается. Реагирует с кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Типичный восстановитель. Вступает в реакции ионного обмена и комплексообразования.

Применяется для синтеза FеСl и Fе₂О₃, как катализатор в органическом синтезе, компонент лекарственных средств против анемии.

Уравнения важнейших реакций:

FеСl₂ + Н₂ = 2НСl + Fе (особо чистое,выше 500 °С)

5Fе 2+ + 8Н + + МnО — ₄ = 5Fе 3+ + Мn 2+ + 4Н₂O

6Fе 2+ + 14Н + + Сr₂O₇ 2- = 6Fе 3+ + 2Сr 3+ +7Н₂O

Fе 2+ + S 2- _(разб.) = FеS↓

Получение: взаимодействие Fе с соляной кислотой:

(в промышленности используют хлороводород и ведут процесс при 500 °С).

Применяется как хлорагент, катализатор в органическом синтезе, протрава при крашении тканей, коагулянт при очистке питьевой воды, травитель медных пластин в гальванопластике, компонент кровоостанавливающих препаратов.

Уравнения важнейших реакций:

Качественная реакция на ион NН₄ + — выделение NН₃ при кипячении со щелочами или при нагревании с гашёной известью.

Применяется в неорганическом синтезе, в частности для создания слабокислотной среды, как компонент азотных удобрений, сухих гальванических элементов, при пайке медных и лужении стальных изделий.

Уравнения важнейших реакций:

Получение: взаимодействие NH₃ с НСl в газовой фазе или NН₃ Н₂О с НСl в растворе.

Гипохлорит кальция Са(СlО)₂. Соль хлорноватистой кислоты НСlO. Белый, при нагревании разлагается без плавления. Хорошо растворим в холодной воде (образуется бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Реакционноспособный, полностью разлагается горячей водой, кислотами. Сильный окислитель. При стоянии раствор поглощает углекислый газ из воздуха. Является активной составной частью хлорной (белильной) извести — смеси неопределенного состава с СаСl₂ и Са(ОН)₂. Уравнения важнейших реакций:

Хлорат калия КСlO₃. Соль хлорноватой кислоты НСlO₃, наиболее известная соль кислородсодержащих кислот хлора. Техническое название — бертоллетова соль (по имени ее первооткрывателя К.-Л. Бертолле, 1786). Белый, плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (образуется бесцветный раствор), гидролиза нет. Разлагается концентрированными кислотами. Сильный окислитель при сплавлении.

Применяется как компонент взрывчатых и пиротехнических смесей, головок спичек, в лаборатории — твердый источник кислорода.

Уравнения важнейших реакций:

Получение КСlO₃в промышленности — электролиз горячего раствора КСl (продукт КСlO₃ выделяется на аноде):

Бромид калия КВr. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный, плавится без разложения. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Восстановитель (более слабый, чем

Качественная реакция на ион Вr — вытеснение брома из раствора КВr хлором и экстракция брома в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в бурый цвет).

Применяется как компонент травителей при гравировке по металлам, составная часть фотоэмульсий, лекарственное средство.

Уравнения важнейших реакций:

5Вr — + 6Н + + ВrО₃ — = 3Вr 2 + 3Н₂O

Иодид калия КI. Бескислородная соль. Белый, негигроскопичный. При хранении на свету желтеет. Хорошо растворим в воде, гидролиза нет. Типичный восстановитель. Водный раствор КI хорошо растворяет I₂ за счет комплексообразования.

Качественная реакция на ион I — вытеснение иода из раствора КI недостатком хлора и экстракция иода в органический растворитель, например ССl₄ (в результате водный слой обесцвечивается, органический слой окрашивается в фиолетовый цвет).

Уравнения важнейших реакций:

10I — + 16Н + + 2МnO₄ — = 5I₂↓ + 2Мn 2+ + 8Н₂O

Источник

• ← С чем реагирует ch4
• С чем реагирует co2 все реакции →

Оксид хлора​(VII)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид хлора​(VII)​
Хим. формула	Cl2O7
Рац. формула	Cl2O7
Физические свойства
Состояние	жидкость
Молярная масса	182.901 г/моль
Плотность	1900 кг/м³
Термические свойства
Температура
• плавления	−91,5 °C
• кипения	82 °C
• разложения	120 °C
Энтальпия
• образования	251,0 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	[12015-53-1]
PubChem	123272
SMILES