Уравнение реакции диоксида хлора и воды

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Способы получения диоксида хлора

Диоксид хлора в чистом виде взрывоопасен и поэтому всегда производится «на месте» в виде водного раствора с безопасной концентрацией.

В настоящее время наиболее часто применяются при обработке воды три основных метода получения диоксида хлора:

1. Взаимодействие хлорита натрия с соляной кислотой

5NaClO₂ + 4HCl → 4ClO₂ + 5NaCl + 2H₂O

2. Взаимодействие хлорита натрия с молекулярным хлором, (гипохлоритом натрия, хлорноватистой кислотой). Реакция проводится путем введения газообразного хлора в раствор хлорита натрия в условиях вакуума:

2NaClO₂ + Cl₂ → 2ClO₂ + 2NaCl

3. Взаимодействие хлората натрия с серной кислотой и перекисью водорода

2NaClO₃ + H₂SO₄ + H₂O₂ → 2ClO₂ + 2O₂ + Na₂SO₄

В настоящее время существуют установки, использующие все эти способы получения диоксида хлора для целей обеззараживания питьевой воды. Процесс получения и дозирования диоксида хлора в обрабатываемую воду полностью автоматизирован и не требует присутствия обслуживающего персонала.

В настоящее время диоксид хлора является наилучшей заменой хлору благодаря тому, что хлордиоксидная технология значительно более безопасна по сравнению с использованием жидкого хлора.

Диоксид хлора является сильным окислителем, который может восстанавливаться множеством способов, в зависимости от условий реакции. В случае обработки питьевой воды основной реакцией является присоединение одного электрона:

Хлорит-ион также является окислителем, и может участвовать в реакциях окисления-восстановления, хотя и значительно медленнее, чем диоксид хлора:

ClO₂ – + 4H + + 4e – → Cl – + 2H₂O

Именно наличие в воде хлорит-ионов обеспечивает длительное бактерицидное и бактериостатическое действие диоксида хлора.

Видео:Получение ДИОКСИДА ХЛОРА. Реакция ХЛОРАТА КАЛИЯ и ЩАВЕЛЕВОЙ КИСЛОТЫ. Опыты по химии. ЭкспериментыСкачать

Соединения хлора

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Хлороводород, соляная кислота (HCl)

Способы получения хлороводорода

Промышленный способ:

• Синтез из простых веществ:

• Образуется как побочный продукт при хлорировании углеводородов:

R-H + Cl₂ = R-Cl + HCl

Лабораторный способ:

В лаборатории HCl получают действием концентрированной H₂SO₄ на хлориды:

• при слабом нагревании

• при очень сильном нагревании

Физические свойства хлороводорода

HCl при обычной температуре — бесцветный газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (Тпл = -114°С, Ткип = -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях не проводит электрический ток.

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:

• он может окисляться фтором при обычной температуре:

• при высокой температуре (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:

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:

• реагирует с металлами, стоящими в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода Н:

• взаимодействует с основными и амфотерными оксидами:

• реагирует с основаниями и амфотерными гидроксидами:

• Вступает в реакцию с аммиаком:

• взаимодействует с солями более слабых кислот:

• Реагирует с сильными окислителями F₂, MnO₂, KMnO_4, KClO_3, K₂Cr₂O₇. При этом анион Cl — окисляется до свободного хлора:

2Cl — — 2e — = Cl₂ 0

• Качественная реакция – взаимодействие с растворимыми солями серебра с образованием белого творожистого осадка хлорида серебра:

• С органическими соединениями

Вступает в реакции с органическими соединениями:

с аминами:

с аминокислотами:

Кислородсодержащие кислоты галогенов

Видео:Опыты по химии. Взаимодействие воды с оксидамиСкачать

Хлорноватистая кислота (HClO) и ее соли

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

Получение хлорноватистой кислоты:

• Диспропорционирование хлора в холодной воде:

• Реакция гипохлоритов с диоксидом углерода и водой :

Химические свойства хлорноватистой кислоты:

• Несмотря на то, что хлорноватистая кислота HClO –слабая кислота, она является сильным окислителем, особенно в кислой среде. При этом хлор хлорноватистой кислоты восстанавливается до степени окисления -1.

HClO + KI → KIO₃ + HCl

2HBr + HClO → HCl + Br₂ + H₂O

4HClO + MnS → 4HCl + MnSO₄

• на свету хлорноватистая кислота разлагается:

• Как кислота реагирует с сильными основаниями:

HClO + KOH → KClO + H₂O

• Хлорноватистая кислота диспропорционирует:

3HClO → 2HCl + НСlO₃

Химические свойства солей хлорноватистой кислоты (гипохлоритов):

• Разложениегипохлоритов при нагревании:

• Кислоты, более сильные, чем хлорноватистая вытесняют гипохлориты из солей:

NaClO + 2HCl → NaCl + Cl₂ + H₂O

• Взаимодействуют с другимисолями, если продуктом является слабый электролит:

Видео:ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

Хлористая кислота (HClO₂) и ее соли

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

Способы получения хлористой кислоты:

• Хлористую кислоту можно получить окислением оксида хлора пероксидом водорода:

Химические свойства хлористой кислоты:

• Вступает в реакциис щелочами с образованием хлоритов:

• При длительном хранении разлагается:

Соли хлористой кислоты – хлориты

• разлагаются при нагревании:

• реагируют с сильными кислотами:

• являются слабыми восстановителями и сильными окислителями в кислой среде:

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

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:

• Взаимодействует с щелочами с образованием хлоратов:

• Окисляет некоторые вещества:

• Разлагается при слабом нагревании:

Соли хлорноватой кислоты – хлораты:

Получают хлораты при пропускании хлора через подогретый раствор щелочи:

• Хлораты сильные окислители.

• хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании разлагается диспропорционируя на хлорид и перхлорат калия:

• В присутствии оксида марганца (IV) в качестве катализатора хлорат калия разлагается с выделением кислорода:

Видео:Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

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

• Как сильная кислота вступает в реакции с щелочами с образованием перхлоратов:

• Как сильный окислитель окисляет многие вещества:

• Хлорная кислота является неустойчивой и разлагается при умеренном нагревании:

Химические свойства солей хлорной кислоты – перхлоратов:

• Перхлораты также являются сильнымиокислителями

• Взаимодействуют с сильными кислотами:

• При нагревании более 550ºС разлагаются:

Оксиды хлора

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

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)

• Имеет кислотные свойства. Реагирует с водой, щелочами:

• Является сильным окислителем:

• При температуре выше 20ºС или на свету разлагается:

Видео:Как решать 31 задание ЕГЭ по Химии 2024?Скачать

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)

• ClO₂ сильный окислитель, проявляет кислотные свойства. Реагирует с водой (медленно), со щелочью (быстро):

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

• Разлагается в концентрированной хлороводородной кислоте:

• Проявляет окислительно-восстановительные свойства:

Видео:Эксперименты с ДИОКСИДОМ ХЛОРА!Скачать

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)

• В обычных условиях постепенно разлагается на ClO₂ и О₂:

• ClO₂ – сильный окислитель. Вступает в реакции диспропорционирования с водой, со щелочью:

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

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.

• При взаимодействии Cl₂О₇ с водой образуется хлорная кислота HClO₄:

• При взаимодействии Cl₂О₇ с щелочами образуются перхлораты:

• При нагревании разлагается:

Видео:Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Химическая очистка воды. Окислители

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические методы очистки воды. Дезинфекция и окисление

Свойства окислителей, применяемых в водоподготовке.

Одна из самых распростаненных в мире технологий водоподготовки заключается в химической обработке воды окислителями. Применение окислителей направлено на решение комплекса проблем с водой — дезинфекции, коррекций цветности, мутности, вкуса и запаха. Дозирование в воду окислителей широко применяется на различных стадиях водоподготовки как способ обесцвечивания, дезодорации, коагуляции, обезжелезивания, деманганации, стерилизации и понижения окисляемости воды. Действие окислителей зависит от рН и температуры воды, наличия и пропорций трудно- и легко- окисляемых соединений. Эффективность действия окислителя определяется произведением его концентрации и времени воздействия (CхT, мг/л*мин). C

К наиболее часто применяемым в водоподготовке окислителям относят кислород О₂, озон О₃, хлор Cl₂, диоксид хлора ClO₂, гипохлорит натрия NaClO, гипохлорит кальция Ca(ClO)₂, перманганат калия KMnO₄ и перекись водорода H₂O₂.

Кислород — сравнительно слабый окислитель. Его окислительная способность фактически не распространяется на органические вещества, а для ряда аэробных микроорганизмов он является необходимой составляющей среды существования. Кислород эффективно окисляет ряд растворенных неорганических ионов, например, железо и марганец. Кислород воздуха переводит эти металлы в состояние наивысшей валентности, способствуя их гидролизу и переходу в нерастворимую форму для последующей фильтрации. Применение кислорода получило широкое распространение в бытовой и коммерческой водоподготовке, прежде всего в системах обезжелезивания и деманганации. Стадия насыщения воды кислородом воздуха получила общее название — аэрация воды. Неспособность кислорода окислять органические вещества, входящие в состав протоплазмы клеток различных микроорганизмов, предопределила отсутствие у него дезинфицирующих свойств, характерных более сильным окислителям. Сероводород, как сравнительно сильный восстановитель, может быть окислен кислородом только в присутствии катализаторов.

Озон — один из наиболее сильных окислителей, применяемых в водоподготовке. Обработка воды озоном приводит к более быстрому разложению органических веществ, обесцвечиванию, обеззараживанию, устранению запахов и привкусов по сравнению с традиционно применяемым хлором. В отличии от традиционной обработки воды хлором озон самостоятельно не образует токсичные вторичные продукты окисления. Высокая окислительная способность озона основана на легкости отдачи активного атома кислорода O₃ → O₂+O. Озон окисляет практически все металлы до оксидов. Озон — нестабильный газ, быстро разлагающийся в воде с образованием кислорода. Это свойство обуславливает с одной стороны преимущество — экологическую безопасность озона, а с другой стороны недостаток — отсутствие пролонгации во времени дезинфицирующего действия. Дозировки озона для контроля содержания бактерий находятся в диапазоне от 1,5 до 3 мг/л, для контроля содержания вирусов — от 3 до 5 мг/л, время выдержки составляет 5-10 мин.

Особое значение при хлорировании уделяется водородному показателю рН, так как именно его значение определяет формы соединений хлора в воде и его активность. Растворение молекулярного хлора в воде происходит с образованием хлорноватистой и соляной кислот по реакции: Cl₂ + H₂O = HOCl + HСl. Хлорноватистая кислота может диссоциировать HOCl → Н+OCl — . Сумму элементарного хлора, хлорноватистой кислоты и аниона OCl — принято называть свободным активным хлором. Хлор и хлорновасистая кислота — сильные окислители, которые в воде вступают в окислительные реакции с веществами-восстановителями — железом, марганцем, сероводородом, сульфыдами, нитратами, цианидами, аммонием, органическими веществами.

Часто присутствующее в воде в виде бикарбоната двухвалентное железо (Fe 2+ ) окисляется хлором в хлорид трехвалентного железа с гидролизом его в нерастворимый гидрооксид. Химическая реакция окисления двухвалентного железа выглядит таким образом: 2Fe (HCO3)₂ + Cl₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2Fe(OH)₃↓+ CaCl₂ + 6CO₂ (0,69 мг Cl₂/мг Fe). Такая реакция наиболее эффективно проходит при нейтральном рН, приводит к его понижению и закислению воды вследствии выделения свободной углекислоты. Реакции окисления неорганического железа очень быстрая, тогда как для органических комплексов железа реакция протекает существенно медленнее.

Двухвалентный марганец (Mn 2+ ) окисляется хлором и водным раствором хлорноватистой кислоты до труднорастворимого диоксида четырехвалентного марганца (Mn 4+ ). Реакция протекает следующим образом: Mn 2+ +Cl₂ + 4OH – → MnO₂↓ + 2Cl – + 2H₂O (1,29 мг Cl₂/мг Mn). Реакция эффективно протекает в щелочной среде при значении рН от 8 до 10, затормаживаясь при понижении рН в сторону нейтрального показателя. При этом, чем выше рН, тем быстрее скорость окисления марганца. В кислой среде реакция замедляется вплоть до полного прекращения.

Сульфид-анионы (S 2– ) и сероводород H₂S часто присутствуют в составе подземных вод. В зависимости от значения водородного показателя и дозы хлор окисляет эти примеси до коллоидной серы или серной кислоты (сульфатов). Реакция окисления проходит следующим образом: H₂S + Cl₂ → S↓ + 2HCl (2,1 мг Сl₂/мг H₂S). В результате реакции образуется коллоидная сера, требующая коагуляции или фильтрации. При повышении дозы активного хлора до 8,4 мг/ мг реакция заканчивается образованием серной кислоты и сульфатов: H₂S + 4Cl₂ + 4Н₂О → Н₂SО₄ + 8HCl (8,4 мг Сl₂/мг H₂S). Для полного удаления сероводорода обычно доза активного хлора должна составлять около 5 мг/ мг H₂S.

3.4 Нитриты (соли азотистой кислоты)

Реакция нитритов и хлорноватистой кислоты заканчивается окислением нитритов до нитратов (NO₃ – ) с закислением среды: NO₂ – + HClO→ NO₃ – + HCl (1,54 мг Сl 2 /мг NO₂ – ).

Реакция окисления хлором (хлорноватистой кислотой) цианидов (CN – ) проходит в щелочной среде при значениях рН выше 8,5 и выглядит следующим образом: CN – + Cl₂ + 2OH – → CNO – + 2Cl – + H₂O (2,73 мг Сl₂/мг СN – ).

Общая реакция взаимодействия аммонийного азота с хлором сложная и многостадийная с образованием моно, ди и три хлораминов при недостатке свободного хлора (продукты неполного окисления органики хлорноватистой кислотой) и описывается в конечной стадии следующим образом: 2NH₄ + + 3Cl₂ → N₂ + 6Cl – + 8H + (7,6 мг Cl₂ /мг NH₄ + ).

Диоксид хлора — сильный окислитель кислородного типа. Эффективно окисляет сероводород и сульфиды во всех молекулярных состояниях, включая органические, подавляет рост бактерий, окисляет железо, марганец, органику. Окислительная способность диоксида хлора превышает молекулярный хлор. Диоксид хлора не вступает в реакцию с аммонием, но окисляет нитрит-ионы в нитрат-ионы. Диоксид хлора часто применяется для устранения запахов, вызванных органическими соединениями природного происхождения, в частности фенольными соединениями. В отличии от хлора, образующего с фенолом хлорфенолы со специфическим неприятным запахом, диоксид хлора улучшает органолептические показатели воды -вкус и запах, окисляя фенолы до органических кислот. Процесс обработки воды диоксидом хлора не вызывает появления токсичных продуктов окисления органических веществ.

Растворенный марганец Mn 2+ окисляется диоксидом хлора до нерастворимой четырехвалентной формы диоксида марганца. При рН>7 для окисления 1 мг марганца необходимо 2,5 мг диоксида хлора. Скорость реакции окисления марганца растет с увеличением щелочной реакции среды.

Растворенное двухвалентное железо Fe 2+ окисляется диоксидом хлора до трехвалентной формы Fe 3+ , гидролизируется в гидрооксид железа Fe(ОH)₃, выпадает в осадок, удаляемый фильтрованием: ClO₂ + 5Fe 2+ + 13H₂O -> 5Fe(ОH)₃ + Cl — + 11H + . Скорость реакции окисления железа растет с увеличением щелочности среды. При рН>5 для окисления 1 мг железа необходимо 1,3 мг диоксида хлора.

4.3 Сульфиды, сероводород

Источниками сульфидов в воде являются восстановительные процессы, протекающие при бактериальном разложении природных органических веществ. Реакция окисления диоксидом хлора сульфид-анионов проходит с образованием коллоидной серы в диапазоне рН 6.5-8.5: 2ClO₂ + S 2- -> SO₄ 2- + 2Cl — . Для окисления 1 мг сероводорода требуется 5,2 мг диоксида хлора. Коллоидная сера требует дальнейшей коагуляции и фильтрования.

5. Гипохлорит натрия NaClO

Водный раствор гипохлорита натрия NaClO широко применяется для дезинфекции воды благодаря высокой антибактериальной активности и широкому спектру действия на различные микроорганизмы. Однако содержание активного хлора в нем относительно мало, его растворы имеют ограниченную стойкость и постепенно разлагаются с понижением содержания активного хлора. Окислительное и бактерицидное действие гипохлорита натрия незначительно уступает молекулярному хлору, но гипохлорит обладает более длительным бактерицидным последействием. Дезинфицирующее действие гипохлорита натрия подобно хлору — при растворении в воде гипохлорит натрия, как и хлор, образует хлорноватистую кислоту (NaClO + H₂O→← NaOH + HСlO), для которой и характерно окисляющее и дезинфицирующее действие. Дозирование гипохлорита натрия широко применяется в индивидуальных системах водоподготовки для обезжелезивания, понижения окисляемости, окисления сероводорода как альтернатива применению слабого окислителя -кислорода воздуха в аэрационных схемах. Растворенное железо в воде глубоких скважин характеризуется подавляющим присутствием его двухвалентной формы в виде бикарбоната Fe(HCO₃)₂. Бикарбонат железа устойчив в воде в отсутствии окислителей и в условиях нейтральной или щелочной среды. Окисление бикарбоната двухвалентного железа гипохлоритом натрия с нерастворимого образование гидрооксида железа описывается уравнением: 2Fe(HCO₃)₂ + NaClO + H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 4CO₂↑ + NaCl. Гидроксид трехвалентного железа Fe(OH)₃ коагулирует, переходит в оксид железа Fe₂O₃ · 3 H₂O, выпадает в осадок бурыми хлопьями и фильтруется. Применение гипохлорита натрия не вызывает подкисление воды. Так как гипохлорит натрия — это раствор хлора при рН › 9, который диссоциирует в воде с образованием хлорноватистой кислоты и щелочи NaOH, введение которой оказывает подщелачивающее действие с одной стороны, а с другой нарушает химическое равновесие (изменяет рН и концентрацию копонентов). В отличии от гипохлорита натрия введение активного хлора не вызывает изменение рН, а следовательно и не влияет на бактерицидную активность окислителя. Еще один недостаток гипохлорита натрия — очень высокая коррозионная активность. Этот фактор нужно учитывать при подборе дозирующих насосов, материалов, контактирующих с гипохлоритом, и допустимых концентраций водных растворов гипохлорита натрия. Трудности эксплуатации дозирующего разбавленный водой гипохлорит натрия оборудования связаны с образованием в трубопроводах осадков гидроокиси магния и оксида кремния и кальцинации точек ввода — инжекторов и диффузоров.

6. Гипохлорит кальция Ca(ClO)₂

Гипохлорит кальция содержит больше активного хлора и более стабилен, чем гипохлорит натрия. При его растворении в воде дополнительно к хлорноватистой кислоте образуется гидроксид кальция, придавая раствору сильнощелочную реакцию. Гипохлорит кальция используется одновременно как сильный окислитель, дезинфектант и средство подщелачивания воды. Применение гипохлорита кальция также повышает жесткость воды, стабилизируя карбонатную буферную емкость воды и химическое равновесие.

7. Перманганат калия KMnO₄

Перманганат калия удобен тем, что не образует веществ с неприятным запахом, не дает побочных эффектов. Его растворы допускают длительное хранение. Из-за сильного окисляющего воздействия он расходуется в первую очередь на взаимодействие с органическими и неорганическими веществами в воде, что мешает дезинфицирующему действию. К тому же его дезинфицирующее действие ниже, чем у хлора и озона. Поэтому для дезинфекции воды перманганат калия редко применяется самостоятельно. Используется для перевода солей двухвалентного железа и марганца в четырехвалентное состояние, в котором они легко гидролизуются. К недостаткам перманганата калия следует отнести его высокую стоимость, дефицитность и опасность передозировки, поскольку марганец в питьевой воде нормируется на уровне 0,05 мг/л.

Перекись (пероксид) водорода начали активно применять в технологии водоподготовки после освоения удобных и дешевых методов его получения. Перекись водорода высокотоксична и ее содержание в воде ограничивается уровнем ПДК 0,1 мг/л, в то время как дезинфицирующее действие перекись водорода проявляет на уровне единиц и сотен мг/л. Перекись водорода более мощный окислитель, чем хлор, его окисляющая способность на 30% превышает способность хлора. Но на ряду с отличными окислительными способностями перекись водорода — очень слабый дезинфектант в сравнении с хлором. Поэтому перекись водорода применяют для окисления в воде металлов, органики, сероводорода, углеводородов, но не как самостоятельное дезинфицирующее средство. Дозирование перекиси водорода в воду для окисления органических веществ не является причиной образования токсичных соединений, что характерно хлору и хлорсодержащим окислителям.

🌟 Видео

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

ВЗОРВАЛИ ХЛОР. Фотохимическая реакция получения HClСкачать

ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать

Оксиды. Химические свойства. 8 класс.Скачать

ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать