Хлорная известь. Получение, свойства, применение

Хлорная известь – Сa(ClO)₂ смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к смешанным солям.

Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция)

Cl₂ + 2Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

Под действием влажного воздуха, содержащего углекислый газ, хлорная известь превращается в хлорноватистую кислоту.

Ca(ClO)₂ + H₂O + CO₂ → CaCO₃ + CaCl₂ + HClO

Применение: широко используется для отбеливания и дезинфекции.

Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.

Кислородсодержащие соединения галогенов – неустойчивые соединения галогенов с кислородом. Во всех кислородсодержащих соединениях, кроме фтора, галогены проявляют положительную степень окисления.

Наиболее многочисленны и важны кислородные соединения хлора. Хлор образует ряд кислородных кислот, которые являются сильными окислителями (и их соли тоже).

Кислоты: хлорноватистая (HClO) – соль гипохлорат (ClO), хлористая (HClO2) - соль хлорит (ClO2), хлорноватая (HClO3) – соль хлорат (ClO3), хлорная (HClO4) – соль перхлорат (ClO4).

Активность кислородных кислот хлора возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Окислительная их активность увеличивается в обратном порядке – от хлорной к хлорноватистой, которая является наименее устойчивой.

Применение: раствор соли хлорноватистой кислоты применяется для беления

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты.

Общая характеристика подгруппы кислорода

Подгруппа кислорода, или халькогенов – 6-я группа периодической системы Д.И. Менделеева, включающая следующие элементы: кислород – О; сера – S; селен – Se; теллур – Te; полоний – Po (радиоактивный элемент).

Общая электронная формула халькогенов: ns2np4 на внешнем валентном уровне у всех элементов имеется 6 электронов, которые редко отдают и чаще принимают 2 недостающих до завершения уровня электрона.

Сверху вниз, с нарастанием внешнего энергетического уровня закономерно изменяются физические и химические свойства халькогенов: радиус атома элементов увеличивается, энергия ионизации и сродства к электрону, а также электроотрицательность уменьшаются; уменьшаются неметаллические свойства, металлические увеличиваются (кислород, сера – типичные неметаллы; селен, теллур – промежуточные состояния; полоний - металл).

Вода. Физические и химические свойства.

Из физических свойств воды можно выделить, что вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). При 100 °C и нормальном давлении водородные связи рвутся, и вода переходит в газообразное состояние – пар. У воды плохая тепло- и электропроводность, но хорошая растворимость.

Смачиваемость воды — это же свойство очень явственно проявляется и в способности воды «прилипать» ко многим предметам, то есть смачивать их.

Капиллярность воды. Капиллярностью обусловлено движение крови и тканевых жидкостей в живых организмах.

Из химических свойств можно выделить, что вода незначительно диссоциирует; в присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита; вода взаимодействует со многими основными оксидами, металлами и с кислотными оксидами:

Вода - превосходный растворитель для полярных веществ. К ним относятся ионные соединения, такие как соли, у которых ионы диссоцииируют в воде, когда вещество растворяется, а также некоторые неионные соединения, например, сахара и простые спирты, в молекуле которых присутствуют полярные группы (-OH).

Роль: организм человека почти на 70% состоит из воды. Вода - прежде всего растворитель, в среде которого протекают все элементарные акты жизнедеятельности. К тому же вода - продукт и субстрат энергетического метаболизма в живой клетке.