25 Билет

Комплексные соединения. Способы получения и разрушения комплексных соединений. Современная формулировка периодического закона. Периоды, группы, семейства. Строение атома, валентные электроны.

Характеристика р-элементы V группы. Строение атомов, степени окисления. Отношение к кислотам.

(1)Координационными называются молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самостоятельному существованию, как в кристалле, так и в растворе.Cr(OH)3+3NaOH-> Na3[Cr(OH)6] Zn(OH)2+2NaOH-> Na2[Zn(OH)4] BiI3+KI->K[BiI4](желтый) PbCl2+2NaCl->Na2[PbCl4] Ag2S2O3+3Na2S2O3->2Na3[Ag(S2O3)2] (CuOH)2SO4+8NH4OH(к)->[Cu(NH3)4]SO4+[Cu(NH3)4](OH)2+8H2O AgCl+2NH4OH(к)->[Ag(NH3)2]Cl+2H2O

Комплексообразование-ступенчатый процесс, каждая ступень характеризуется константй равновесия, которая называется константой образования комплекса, часто используется термин константа устойчивости. Пример: растворе содержащем ионы Hg2+ и Br- имеют место следующие равнтвесия: Hg2+ +Br-<=> HgBr + ;K1=[ HgBr + ]/[ Hg2+]*[ Br –] HgBr+ + Br-<=> HgBr2 ;K2=[ HgBr2]/[ HgBr + ]*[ Br -] HgBr2 + Br-<=> HgBr3- ;K3=[ HgBr3-]/[ HgBr2]*[ Br -] HgBr3- + Br-<=> HgBr42- ;K4=[ HgBr42-]/[ HgBr3-]*[ Br -] K1, K2, K3, K4, - ступенчатые константы образования Общая константа образования Кn = K1* K2* K3* K4=[ HgBr42-]/[Hg2+][Br -]4 При растворении в воде комплексных соединений, содержащий комплексные катиоы или комплексные анионы , происходит ионизация по типу сильных электролитов: 2K+ + HgBr42-K2[HgBr4] Ионизация комплексного иона идет по типу слабого электролита, ступенчато и обратимо: HgBr42-  HgBr3-+Br - K4H=[ HgBr3- ]*[ Br -]/ [HgBr42-] HgBr3- HgBr2 + Br -K3H=[ HgBr2]*[ Br -]/[HgBr3-] HgBr2 HgBr + + Br -K2H =[ HgBr +]*]*[ Br -]/[ HgBr2] HgBr + Hg2+ + Br -K1H =[ Hg2+]*[ Br -]/[ HgBr +] K1H, K2H, K3H, K4H называется константами нестойкости. Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых: K H= K1H* K2H * K3H * K4H =[ Hg2+]*[ Br -]4/[ HgBr42- ] Эти константы характеризуют устойчивость комплексных частиц: чем больше константа образования, тем более устойчива частица. [Ag(NH3)2]Cl +2HNO3=AgCl+2NH4NO3 2[Ag(NH3)2]Cl+ 2H2S=Ag2S+2NH4Cl+(NH4)2S Разрушение может происходить в процессе окислительно-восстановительной реакции. Fe(CO)5+2HCl=FeCl2+5CO+H2

(2)Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов. Периодическая система состоит из периодов. В настоящее время система включает семь периодов. Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает в себя 2 элемента, второй и третий периоды – по 8 элементов, четвертый и пятый – по 18, шестой – 32. Все периоды начинаются со щелочных металлов и заканчиваются инертным газом. В периоде по мере возрастания порядкового номера элементов происходит переход от типичных металлов (щелочные металлы) к типичным неметаллам (галогены, инертные газы). Большие периоды в отличие от малых включают в себя вставные декады. В состав вставных декад входят только металлы. VI и VII периоды включают еще по 14 элементов – лантаноиды в шестом периоде (Ce – Lu) и актиноиды в VII периоде (Th – Lr). Эти группы элементов вынесены за рамки таблицы. Расположение элементов по периодам в рамках периодической системы приводит к тому, что сходные по своим свойствам элементы располагаются в вертикальных столбцах. Такие последовательности элементов образуют группы. Группы подразделяются на подгруппы (основные и побочные). Основные подгруппы включают в себя элементы всех периодов. Побочные подгруппы образованны элементами вставных декад. Поскольку в декады входит десять элементов, то и таких подгрупп в таблице тоже десять. Семь первых элементов вводятся в семь основных подгрупп, а три последние входят в состав восьмой группы. Семейства – элементы, схожие по химическим свойствам. А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств[1]. Атом состоит из атомного ядра и электронов. Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом. Атомы классифицируются по количеству протонов и нейтронов в ядре: количество протонов определяет принадлежность атома некоторому химическому элементу, а число нейтронов — изотопу этого элемента.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы. Внешняя электронная оболочка атома, если она не полностью заполнена, называется валентной оболочкой, а электроны этой оболочки называются валентными электронами. Число валентных электронов определяет то, как атом связывается с другими атомами посредством химической связи. Путём образования химических связей атомы стремятся заполнить свои внешние валентные оболочки.

(3)Азот — элемент второго периода и особенностью строения его атома является наличие только двух электронов на предпоследнем уровне (оболочка гелия) и отсутствие б/-орбиталей в валентном слое: Азот может образовать максимально четыре ковалентные связи. В ионе аммония NH₄, его производных и комплексных соединениях азот образует три связи по обменному механизму и одну — по донорно-акцепторному. В азотной кислоте, ее солях и нитропроизводных атом азота ионизирован и образует четыре ковалентные связи по обменному механизму. В атоме фосфора на предпоследнем уровне находится 8 электронов, а в атомах элементов подгруппы мышьяка (мышьяк, сурьма и висмут) по 18. На внешнем валентном слое в атомах фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута имеются вакантные ^/-орбитали, которые могут принимать участие в образовании химических связей. С возрастанием атомной массы элемента (от азота к висмуту) атомные радиусы монотонно возрастают, энергии ионизации уменьшаются (от 14,53 эВ для атома азота до 7,3 эВ для атома висмута). Так же изменяются и относительные электроотрицательности ОЭО (от 3,1 для атома азота до 1,7 для атома висмута). Азот способен к образованию кратных связей, в соединениях с низкими степенями окисления для азота весьма характерно образование водородных связей. В соединениях азот проявляет степени окисления -III, -II, -I, 0,1, II, III, IV, V. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Чистую Н3РО4 получают при взаимодействии с водой Р4О10, РСЬ или POCI3, а также окислением красного фосфора азотной кислотой: ЗР + 5HN0₃ + 2Н₂0 = ЗН3РО4 + 5NO В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При сгорании образуют оксиды Э2О3. В электрохимическом ряду напряжений металлов эти элементы расположены после водорода, поэтому не взаимодействуют с соляной, разбавленной серной кислотами и с растворами щелочей, но реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами. По характеру продуктов реакций можно проследить усиление металлических свойств от мышьяка к висмуту. Мышьяк проявляет неметаллические свойства, образуя соединения анионного типа: 3As + 5HN0₃ + 2Н₂0 = 3H₃As0₄ + 5NO 2As + 3H₂S0₄ = As₂0₃ + 3S0₂ + Н₂0 , где AS2O3 представляет собой обезвоженную форму мышьяковистой кислоты (мышьяковистый ангидрид). Сурьма при взаимодействии с азотной кислотой также проявляет неметаллические свойства, образуя Р-сурьмяную кислоту:3Sb + 5HNO3 + 2Н₂0 = 3H₃Sb0₄ + 5NO а с серной кислотой — соединение катионного типа:2Sb + 6H2SO4 = Sb₂(S0₄)₃ + 3S0₂ + 6Н₂0 Висмут при взаимодействии с кислотами проявляет только металлические свойства, образуя соли катионного типа: Bi + 4HN0₃ = Bi(N0₃)₃ + NO + 2Н₂0 2Bi + 6H2SO4 = Bi₂(S0₄)₃ +3S0₂ + 6H₂0 В природе фосфор встречается в виде минералов: фосфорита Саз(Р04)₂ и апатитов ЗСаз(Р04)₂ CaF₂; ЗСаз(Р04)₂ Са(ОН)₂. Из природных соединений фосфор получают восстановлением углем в электрических печах при температуре 1500-2000 °С по реакции: 2Са₃(Р0₄)₂ + 6Si0₂ + 10С = 6CaSi0₃ + 10СO + Р₄ Известно несколько аллотропных модификаций фосфора: белый, фиолетовый, черный и другие. Белый фосфор имеет молекулярную структуру, состоящую из тетраэдрических молекул Р4. Очень токсичен. Доза 0,1 г смертельна для человека. Белый фосфор очень активен, самовоспламеняется на воздухе, поэтому его хранят под водой. Применяемый в лаборатории красный фосфор представляет собой смесь нескольких аллотропных форм.Химическая активность фосфора выше, чем азота. Он взаимодействует с кислородом, галогенами, серой, металлами. С водородом фосфор образует два соединения: фосфин, РН₃, и дифосфин, Р₂Н₄. Фосфин, РНз, — бесцветный газ с неприятным запахом, токсичен, термически устойчив. Молекула фосфина менее полярна, чем молекула аммиака. Основные и электронодонорные свойства фосфина проявляются очень слабо, поэтому он образует соли фосфония только с очень сильными кислотами. Водородные связи между молекулами РНз практически не проявляются, поэтому температуры кипения и плавления фосфина ниже, чем аммиака. Дифосфин, Р2Н4, — жидкость, с т. кип. +52 °С. Сильный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе. Основных свойств не проявляет. Фосфор образует два оксида. Оксид фосфора(Ш), Р₂0з, получают медленным окислением фосфора при недостатке кислорода. При избытке кислорода получают оксид фосфора(У), Р₂05. Оба оксида при обычных условиях твердые, бесцветные летучие вещества. Существуют в виде нескольких модификаций: димеры Р4О6 и Р4О10, имеющие молекулярные решетки, и полимеры. Молекулы димеров состоят из четырех тетраэдров, соединенных через атомы кислорода. Оксид фосфора(5), фосфорный ангидрид, очень легко присоединяет воду и применяется как водоотнимающее средство. В природе мышьяк, сурьма и висмут встречаются в виде сульфидов (AS2S3 — аурипигмент, AS4S4 — реальгар, Sb₂S₃— сурьмяный блеск, ВI2Sз — висмутовый блеск), а также в виде примесей в других минералах. В обычных условиях металлические модификации мышьяка, сурьмы и висмута устойчивы по отношению к кислороду и воде. При действии на эти соединения водой или кислотой выделяются газообразные водородные соединения — арсин, стибин, висмутин: Na₃3 + НС1 = 3NaCl + ЭН₃, Устойчивость водородных соединений уменьшается от арсина к висмутину, который разлагается уже в момент получения. Эти соединения являются сильными восстановителями: AsH₃ + 8HN0₃ = H₃As0₄ + 8NO2 + 4Н₂0В отличие от аммиака и фосфина они не проявляют основных свойств. Качественной реакцией на мышьяк является проба Марша: восстановление мышьяка из любого его соединения до арсина цинком, 4Zn + Na₃As0₄ + 11НС1 = AsH₃ + 4ZnCl₂ + 3NaCl + 4H₂0 и дальнейшее разложение его при нагревании до металлического мышьяка: 2AsH₃ = As + ЗН₂

(4) n(PbI2) = = 6,29*10^-4моль C(PbI2) = 1,258*10^-3 Ksp=4S³=7,96*10^-9

26 билет

Растворы слабых электролитов. Константы ионизации слабых кислот и оснований (рК_b). Химическая связь в комплексных соединениях. Понятие о теории кристаллического поля. Параметр расщепления. Спектрохимический ряд лигандов. Характеристика р-элементов VI группы. Строение простых веществ, соединения с водородом, кислородом. Способность к образованию цепей и кратных связей.

(1) Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, называют электролитами, а процесс распада молекул на положительно и отрицательно заряженные ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.

Слабые электролиты – вещества, молекулы которых в растворах ионизированы со степенью ионизации α < 3%. К ним относятся слабые кислоты и слабые основания.

Процесс ионизации обратим:

Константа ионизации показывает отношение частиц, диссоциирующих в раствор, к количеству непродиссоциировавшего вещества.

Ионизация слабого электролита — процесс равновесный:СН3СООН <± Н+ + СН3СОСГ. В отличие от солей среди кислот и оснований есть и сильные и слабые электролиты. Большинство кислот и оснований — слабые электролиты. Ka и Kb зависят от природы, температуры, но не зависят от концентрации вещества.Ионизация электролитов, основность иили кислотность которых более 1 происходит ступенчато:

Диссоциация по каждой последующей ступени происходит в меньшей степени, чем по предыдущей.

(2) Комплексные соед-я - молекулярные соединения, сочетание отдельных компонентов которых приводит к образованию сложных ионов или молекул, способных к самост. существованию, как в кристалле, так и в растворе.

МВС Связь в компл соединение образуется по дон-акц механизму, где донором выступает лиганд, а акцептором – комплексообразователь.Орбитали комплексообразователя гибридизированны. Связь при этом чисто ковалентная.

[BF₄]^- sp³ гибридизация и форма - тетраэдр.

МВС объясняет, но не прогнозирует св-ва координационных соединений.

Основные положения ТКП:

Механизм образования связей в корд.соед. объясняется чисто электростатическим взаимодействием между центральным ионом и лигандами.

Лиганды независимо от их реальной структуры представляют как точечные заряды. Связь между лигандом и комплексообразователем ионная.

Электронная конфигурация центр.иона рассматривается в рамках квантовохимических представлений.

ТКП приложима для описания хим.связи корд.соед. исключительно d- и f-элементов.

Схема расщепления энергетических уровней центрального атома под действием электростатического поля лиганда.

Различие в энергии двух уровней E_eg - E_t2g=∆(∆₀,∆_T) называется энергией расщепления кристаллическим полем или просто расщеплением.

Энергия расщепления определяется и геометрической конфигурацией комплексного иона. Так энергия расщепления в тетраэдрическом комплексе ниже в сравнении с октаэдрическим. ∆_T ≈ 4/9∆₀

Факторы, определяющие энергию расщепления: степень окисления центр.атома, тип d-орбитали(3d,4d,5d), природу лиганда.

Энергия расщепления возрастает с увеличением степени окисления комплексообразователя. В этом случае лиганды располагаются ближе к центральному иону энергия взаимод. их с d-орбиталями возрастает. При переходе от 3d-> 5d энергия расщепления возрастает, т.к d-орбитали с большим главным квантовым числом имеют более вытянутую форму и активнее взаимодействуют с лигандами. Зависимость энергии расщепления от природы лиганда сложна, и учесть все факторы сложно. Характеристикой энергии расщепления кристаллическим полем определенного лиганда является его положение в спектрохимическом ряде:

(сил)CO>CN^->>NO₂^->NH₃>H₂O>F^->HO^->Cl^->Br^->I^-(слаб)

(3)Кислород — самый распространенный элемент. Его массовая доля в земной коре составляет 47,4 %. Ввиду высокой активности и большого содержания в земной коре кислород определяет формы существования других элементов периодической системы в виде оксидов, сульфатов, карбонатов. Объемная доля кислорода в земной атмосфере 21 % кислорода (массовая доля 23 %). Большое количество кислорода содержится в гидросфере (вода морей и океанов). Как простое вещество кислород существует в виде двух аллотропных модификаций: молекулярного кислорода 0₂ и озона Оз. В промышленности кислород получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Особо чистый кислород получают электролизом воды, в которую для увеличения электрической проводимости добавляют сульфат натрия, щелочь или серную кислоту. Оксидами называются бинарные соединения кислорода, в которых кислород имеет степень окисления -II. Оксиды по химическим свойствам разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в зависимости от характера связи делятся на основные, амфотерные и кислотные. В основных оксидах связь преимущественно ионная, в кислотных — ковалентная. В подгруппах s- и p-элементов с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается ионность связи, что приводит к усилению основных свойств оксидов. В периоде с возрастанием порядкового номера элемента увеличивается степень ковалентности связи в оксидах и усиливаются их кислотные свойства. Например, характер оксидов p-элементов группы V меняется следующим образом: N2O3 и Р2О3 — кислотные, AS2O3 и Sb₂Оз — амфотерные, Вi2Оз — основной оксид.

Оксиды элементов третьего периода Na₂0, MgO проявляют основные свойства, AI2O3 — амфотерные, Si02, Р2О5, SO3, CI2O7 — кислотные. С возрастанием степени окисления элемента связь в оксиде становится более ковалентной и, следовательно, должны усиливаться кислотные свойства. Например, Sb₂O₅ имеет более кислотный характер, чем Sb₂03.

d-Элементы в низших степенях окисления образуют основные оксиды, а в высших — кислотные. Например, МnО, СгО — основные, Мn0₂, Сг₂0з — амфотерные, Мn2О7, СгОз — кислотные оксиды. Серу получают из самородных руд или окислением H₂S, а также восстановлением S0₂. Для очистки от примесей серу перегоняют и осаждают в виде мелкого порошка — «серного цвета». Селен и теллур получают при переработке сульфидных руд, в которых они содержатся в виде примесей, а также из анодных шламов, остающихся после электролитической очистки меди. Сера на холоду сравнительно инертна, а при нагревании легко реагирует с галогенами, кислородом, водородом, металлами. По химическим свойствам селен и теллур являются аналогами серы. Они устойчивы на воздухе, легко взаимодействуют с галогенами, при нагревании образуют с кислородом диоксиды, Э0₂, со многими металлами — селениды и теллуриды. С водородом, как и сера, реагирует только селен. Усиление металлических свойств в ряду S, Se, Те проявляется в том, что теллур медленно реагирует с водой в обычных условиях с выделением водорода: Те + 2Н₂0 = Те0₂ + 2Н₂ Селен реагирует при нагревании. В ряду S, Se, Те усиливается восстановительная способность и уменьшается окислительная. Молекула H2S имеет угловое строение, угол HSH= 92°. В обычных условиях сульфид водорода — бесцветный токсичный газ с резким запахом. Сульфид водорода — сильный восстановитель, сгорает с образованием серы или диоксида серы, а в растворах окисляется до серы или сульфат-иона: В ряду H₂S, H₂Se, Н₂Те температуры кипения и плавления закономерно увеличиваются. Это можно объяснить усилением межмолекулярного взаимодействия вследствие увеличения радиуса атома элемента и увеличением поляризуемости молекул. Аномально высокие температуры кипения и плавления воды обусловлены ассоциацией молекул за счет водородных связей. Кислотные свойства в ряду Н₂0, H₂S, H₂Se, Н₂Те увеличиваются, что связано с увеличением поляризуемости связи Э-Н. S0₂ — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде. Диоксиды селена и теллура — кристаллические вещества, а диоксид серы — газ. В ряду S0₂, Se0₂, Те0₂ кислотные свойства уменьшаются. Если S0₂ и Se0₂ хорошо растворимы в Н₂0 и щелочах, то практически не растворимый в воде Те0₂ взаимодействует с растворами щелочей и сильных кислот. В ряду гидроксидов H₂S0₃, H₂Se0₃, Н₂Те0₃ кислотные свойства уменьшаются. Теллуристая кислота амфотерна. В отличие от соединений S(IV) производные Se(IV) и Te(IV) проявляют в большей степени окислительные свойства, чем восстановительные: Н₂Э0₃ + 2H₂S0₃ = 2H₂S0₄ + Э + Н₂0, где Э = Se, Те H₂Se0₃ + 2S0₂ + Н₂0 = 2H₂S0₄ + Se

(4) Ksp=S² S=1.26*10^-5моль/л S=1.26*10^-5моль/л*253=318*10^-5г/л

27 билет

Окислительно-восстановительные процессы. Окислительно-восстановительные свойства веществ. Влияние различных факторов на характер и глубину протекания окислительно-восстановительных процессов. Необратимый гидролиз. Совместный гидролиз. Хлор. Химические свойства. Соединения с металлами, водородом. Кислоты хлора. Биологическая роль хлора.

(1)Окислительно-восстановительные реакции - это реакции, протекающие с изменением степеней окисления¹ одного или нескольких элементов, входящих в состав реагирующих веществ: Zn + 2НС1 —» Н₂ + ZnCl2 Окислительно-восстановительные реакции обусловлены процессами переноса электронов от восстановителя к окислителю. Окисление - процесс отдачи электронов. Окисление приводит к повышению степени окисления элемента: Восстановление - процесс присоединения электронов. Восстановление приводит к понижению степени окисления элемента: Окислитель — вещество, в молекулу которого входит элемент, присоединяющий электроны. Восстановитель - вещество, в молекулу которого входит элемент, отдающий электроны. Окислительно-восстановительная реакция - это единый процесс окисления — восстановления. Не существует отдельных процессов окисления или восстановления. В результате окислительно-восстановительного процесса окислитель становится потенциальным восстановителем, а восстановитель - потенциальным окислителем. Влияние среды на окислительно-восстановительные процессы Влияние среды на протекание окислительно-восстановительных процессов определяется в соответствии с принципом Ле Шателье. :Повышение кислотности среды активирует реакцию, протекающую с участием ионов водорода. Повышение щелочности среды активирует реакции, протекающие с участием гидроксвд-ионов.. Реакции тормозятся ионами водорода и гидроксид-ионами в том случае, когда последние являются продуктами реакции. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие окислитель и восстановитель. Кроме того, в реакционной массе находятся продукты их взаимодействия — новый окислитель и новый восстановитель. NaOCl + Pb(N0₃): + Н₂0 = РbO₂ + 2HN0₃ + NaCl Окислитель и его восстановленная форма, восстановитель и его окисленная форма образуют две сопряженные пары:. Окислителем в окислительно-восстановительных реакциях выступает только окисленная форма, восстановителем - восстановленная форма. В рассмотренной выше реакции окислителем является гипохлорит-ион ОСl (окисленная форма по отношению к Cl), восстановитель - РЬ“ (восстановленная форма по отношению к РbO2). Таким образом, в любой окислительно-восстановительной реакции участвуют, как минимум, две окислительно-восстановительные пары. Условием необходимым и достаточным для определения направления окислительно-восстановительного процесса является выделение среди реагентов окислителя и восстановителя.

(2) Гидролиз- обменное взаимодействие между ионами соли и водой/Необрати­мый гидролиз известен только для некоторых солей — Cr₂S₃, A1₂S₃ и др. В воде эти соли полностью разлагаются:Cr,S₃ + 6Н0Н -> 2Сг(0Н)₃ + 3H₂S.

К числу особых случаев гидролиза следует отнести и совместный гидролиз. Совместный гидролиз возможен в растворе двух или более со­лей. Условием для протекания этого типа гидролиза является гидро­лиз одной соли по катиону, а второй — по аниону:

А” + НОН  НА + ОН", Ме⁺ + НОН  МеОН + Н\

Образующиеся гидроксид-ионы и ионы водорода выводятся из сферы реакции в виде молекулы воды.

Этот тип — тип необратимого гидролиза. Он характерен для со­лей металлов со степенями окисления +3 и +2 (Fe³⁺, Ст³⁺. Си²*, Zn²⁺ и др.). Природа продуктов гидролиза определяется природой их солей. В случае солей металлов со степенями окисления +3 продук­тами реакции является слабые основания и кислота:

CrCl₃ + 3Na₂C0₃ + 6Н₂0 -> 2Сг(ОН)₃ + Н₂С0₃ + 6NaCI

2А1С1₃ + 3Na₂S + 6 Н₂0 = 2А1(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S.

Если соль образована металлами со степенями окисления +2, то один из продуктов реакции — основная соль:

2CuC1₂ + 2Na₂C0₃ + Н₂0 = (Cu0H)₂C0₃ + СО, + 2NaCl.

(3) Cl 1s²2s²p⁶3s²p⁵

Хлор проявляет степени окисления от -I до VII, что обусловлено наличием d-подуровня в атомах.

Хлор йод имеет положительные степени окисления в соединениях с

кислородом (оксиды, кислородосодержащие кислоты и их соли), азотом (хлорамины и др.)

и в межгалоидных соединениях. Хлор содержится в виде солей в воде морей и океанов.

Получение электролиз концентрированного раствора NaCl. В лаборатории хлор получают окислением соляной кислоты различными окислителями 4НС1 + Мп0₂ = С1₂ + МпС1₂ + 2Н₂0 хлор — газ. Свободный хлор -сильный окислитель.Взаимодействуют с металлами и большинством неметаллов, кроме углерода, азота и кислорода: 2Р + 5С1₂= 2РС1₅

Хлор с водородом в обычных условиях реагирует медленно, а при нагревании или освещении — со взрывом. Хлор при растворении взаимодействует с водой Г2 + Н2О  нг + нго

Водный раствор хлора – хлорная вода. Хлорид водорода получают также из простых веществ: Н₂ + С1₂ = 2НСl. Хлорид водорода хорошо растворяются в воде. Водный р-р НС1— сильная к-та. HClO – слабый электролит. НСlО существует только в разбавленных растворах и неустойчива. Так, в растворе хлорноватистой кислоты параллельно протекают следующие процессы: НС10 = НС1 + О (на свету) 2НСЮ = С1₂0 + НгО (в присутствии водоотнимающих средств) ЗНСЮ = 2НС1 + НСЮз (при нагревании). Соединения галогенов со степенью окисления I во всех средах проявляют сильные окислительные свойства, например: HClO + Н2О2 = О2 + НС1 + Н₂0 Хлор в степени окисления III образует хлористую кислоту НСl0₂, Хлористая кислота слабая неустойчивая, существует только в разбавленных растворах. Хлористая кислота обладает сильными окисл. свойствами. Хлорноватая кислота существует только в растворе. Получить можно из солей Ва(С10₃)₂ + H₂S0₄ = BaS0₄ + 2НС10₃ . Хлорная к-та самая сильная из всех кислот. Получают ее электролитически из НС1, а также отгонкой в вакууме при 16 °С из смеси перхлората калия и серной кислоты: 2КС10₄ + H2SO4 = 2НС10₄ + K2SO4 Безводная хлорная кислота — подвижная, дымящая на воздухе жидкость, при нагревании разлагается со взрывом: 4НС10₄ = 4С10₂ + 30₂ + 2Н₂0 При взаимодействии с оксидом фосфора(5) образует оксид хлора(7) (хлорный ангидрид):

4НС10₄ + Р₄О10 = 2С1₂0₇ + 4НР0₃

Хлорная кислота, как окислитель, гораздо менее активна, чем другие кислоты хлора и в растворах практически не проявляет окислительных свойств. Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов в виде соединений. У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия

(4) Ksp=S² S=1.26*10^-5моль/л S=1.26*10^-5моль/л*253=318*10^-5г/л